CIBER CUADERNO DE QUIMICA
GENIUS GROUP

III TRIMESTRE

PLAN TRIMESTRAL DEL III TRIMESTRE.


Unidades quimicas
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 En las reacciones químicas intervienen partículas muy pequeñas como átomos, iones moléculas; para contar y pesar tales partículas, el químico cuanta con ciertas unidades que se llaman unidades químicas, siendo las principales:

 

  • Peso atómico
  • Átomo gramo
  • Molécula gramo
  • Mol
  • Peso molecular
  • Volumen molar o Volumen molecular gramo

Peso atómico

 

Es el peso promedio de los átomos de un elemento en relación con el peso de un átomo de carbono 12, al cual se le ha asignado el peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica.

 

El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo, ya que indica cuántas veces es mayor el peso real de dicho elemento que la doceava parte del peso de un átomo de carbono 12. Por ejemplo: el peso atómico del magnesio es igual a 24.312uma, lo que significa que un átomo de magnesio pesa aproximadamente el doble de un átomo de carbono 12.

 

El valor de 4.003 uma para el peso atómico del helio indica que un átomo de helio pesa aproximadamente la tercera parte de un átomo de carbono 12.

 

Átomo gramo

 

Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Por ejemplo:

 

1.    Un átomo-gramo de oxígeno pesa 16 gramos.

2.    Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos.

3.    Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos.

 

Molécula gramo

 

Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos. Así, tenemos que:

 

1.    La molécula de  pesa 98 gramos

2.    La molécula de  pesa 44 gramos

            3. La molécula de  pesa 32 gramos
 
 

Mol

 

Es una unidad de cantidad de partículas. El número de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de número de Avogadro, y es igual a .

 

Una mol de átomos es igual al número de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de moléculas es igual al número de moléculas contenidas en la molécula gramo.

 

1.    Una mol de  contiene  moléculas y pesa 18 gramos.

2.    Una mol de  contiene  moléculas y pesa 44 gramos.

3.    Una mol de  contiene  moléculas y pesa 32 gramos.

 

Peso molecular

 

Es el peso de una molécula de una sustancia comparado con el peso de un átomo de carbono 12, tomando como 12 unidades de peso atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Ejemplos: el peso molecular de  es igual a 32 uma, pues el peso atómico del O es igual a 16 uma y la molécula es diatómica.

                                                                                                                                                   

Volumen molar o volumen molecular gramo

 

Es el volumen que ocupa una molécula gramo o mol de una sustancia. El volumen molar de un gas, en condiciones normales de temperatura y presión (273°K y 1 atm), es igual a 22.4 litros. Ejemplos:

 

1.    44 gramos de CO2 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4 litros.

            2. 6.02 x 1023 moléculas de O2 ocupan, en condiciones normales de temperatura y presión, un volumen de 22.4 litros.

Características de la clasificación periódica moderna de los elementos.

 
 
 
Fue diseñado por el químico alemán J. Wener, en base a la ley de Moseley y la distribución electrónica de los elementos. Además tomo como referencia la Tabla de Mendeleev.
DESCRIPCION GENERAL:

1. Los 109 elementos reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) están ordenados según el numero atomico creciente, en 7 periodos y 16 grupos (8 grupos A y 8 grupos B). Siendo el primer elemento Hidrogeno (Z = 1) y el último reconocido hasta el momento meitnerio (Z = 109); pero se tienen sintetizados hasta el elemento 118.
2. Periodo, es el ordenamiento de los elementos en línea horizontal. Estos elementos difieren en propiedades, pero tienen la misma cantidad de niveles en su estructura atómica

 
·         Cada periodo (excepto el primero) comienza con un metal alcalino y termina con un gas noble.
·         El séptimo periodo esta incompleto.
·         El sexto periodo es el que posee mayor cantidad de elementos (es el periodo mas largo)
3. Grupo o Familia, Es el ordenamiento de los elementos en columna. Estos elementos presentan similar disposición de sus electrones externos; de allí que forman familias de elementos con propiedades químicas similares.
Grupos “A”
Están formados por los elementos representativos donde los electrones externos o electrones de valencia estan en orbitales “s” y/o “p”; por lo tanto sus propiedades dependen de estos orbitales.
Las propiedades de los elementos representativos dentro del grupo o familia varían de manera muy regular, a ello se debe el nombre de elemento representativo.
Grupos “B”
Están formados por elementos de transición, en cuyos átomos el electrón de mayor energía relativa están en orbitales “d” o “f”; y sus electrones de valencia se encuentran en orbitales “s” (del último nivel) y/o orbitales “d” o “f”; por lo tanto sus propiedades químicas dependen de estos orbitales.
Se denominan elementos de transición, porque se consideran como tránsito entre elementos metálicos de alta reactividad que forman generalmente bases fuertes (IA y IIA) y los elementos de menor carácter metálico que poseen más acentuado su tendencia a formar ácidos (IIIA, IVA, … VIIA).
El grupo VIIIB abarca tres columnas (familia del Fe, Co y Ni). Los elementos del grupo IB (Cu, Ag, Au), así como también los elementos del grupo VIB (Cr y Mo) no cumplen la distribución electrónica, como ya se analizará oportunamente.
Los elementos del mismo grupo generalmente difieren en sus propiedades. Los elementos de transición interna (tierras raras), poseen electrones de mayor energía relativa en orbitales “f” y pertenecen al grupo IIIB; a estos se les denomina lantánidos y actínidos, cuya abundancia en la naturaleza es muy escasa y muchas veces solo se encuentran en forma de trazas combinados con otros elementos, razón por lo cual se llama “tierras raras”.
Lantánidos (lantanoides): comienza con lantano (Z=57) y termina en lutecio (Z=71), poseen propiedades semejantes al lantano.
Actínidos (actinoides): comienza con el actinio (Z=87) y termina con lawrencio (Z=103), poseen propiedades semejantes al actinio.

Tabla periódica larga y Tabla cuántica.

 
Después de conocer diferentes clasificaciones que existen sobre las 
distintas sustancias, resulta de gran interés y de singular importancia para una buena nomenclatura de los compuestos, el conocer ciertas características de los elementos de acuerdo al acomodo que 
guardan en la tabla periódica. El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica no fue hecho al azar, sino más bien es el fruto de un gran número de intentos por agruparlos en función de sus propiedades y el orden seguido es en base a un número atómico que viene siendo la cantidad de protones existentes en el núcleo del átomo. Tal vez la tabla periódica que resulte más común, en esta podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados periodos, además de 18 columnas verticales llamadas grupos. El nombre de tabla periódica la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo los otros todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un grupo.

Los periodos están formados por un conjunto de elementos que 
teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura, correspondiendo el número de periodo al total de niveles.

Las propiedades químicas de los elementos dependen de la 
distribución electrónica en los diferentes niveles, por ello; todos aquellos que tienen igual número de electrones en su último nivel presentan propiedades químicas similares, correspondiendo el número de período en que se encuentra ubicado, al del último nivel con electrones y el número de grupo guarda relación con la cantidad de electrones en la última capa.
 

La tabla periódica puede dividirse en diversas formas según las propiedades que se deseen estudiar, de tal suerte que se agrupan conjuntos de elementos con características comunes.

Metales, no metales y metaloides
Aún antes de establecerse la tabla periódica; ya el creador de la simbología de los elementos J. J. Berzelius publicó en 1814 una clasificación sistemática en donde agrupaba dos tipos: los metales y los no metales.
Las características de los elementos metálicos son:
  1. conducen con facilidad el calor y la electricidad.
  2. presentan brillo metálico
  3. generalmente pueden ser laminados o estirados formando alambres, propiedades que se conocen como maleabilidad y ductilidad.
  4. por lo regular a temperatura ambiente son sólidos excepto hg, ga, cs y fr.
  5. al combinarse con no metales ceden electrones por lo que adquieren cargas positivas (cationes).
Los no metales presentan las siguientes características:
  1. son malos conductores del calor y la electricidad.
  2. no son maleables ni dúctiles.
  3. reciben electrones al combinarse con los metales adquiriendo así cargas negativas (aniones).


Algunos elementos suelen comportarse según las condiciones como metales o como no metales; a estos se les conoce como metaloides.
 
En la clasificación periódica de dieciocho columnas podemos apreciar a estos grupos de elementos claramente delimitados, lo cual nos parece razonable si pensamos que las características de ellos dependen de la distribución electrónica, entre más próximos estén los elementos, mayor semejanza tendrán en sus propiedades y esto se debe a que la distribución electrónica presenta también una gran semejanza.

 
 
PROPIEDADES ATOMICAS Y SU VARIACION PERIODICA.

CARGA NUCLEAR EFECTIVA

Para explicar esta propiedad, consideremos el átomo de helio cuya configuración electrónica en estado fundamental es 1s2. Los dos protones del helio le confieren al núcleo una carga de +2, pero la fuerza total de atracción de esta carga sobre los dos electrones 1s es parcialmente balanceada por la repulsión entre los electrones. Como consecuencia, se dice que cada electrón 1s está protegido del núcleo por el otro electrón. La carga nuclear efectiva (Zefec), que es la que se ejerce sobre un electrón, se da por

Zefec = Z – σ

Donde Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento) y σ se llama constante de protección o constante pantalla. La constante pantalla es mayor que cero pero menor que Z.

Para ilustrar la protección de los electrones, analicemos lo siguiente: Se requiere de 2373KJ de energía para quitar el primer electrón de un mol de átomos de He y una energía de 5251kJ para quitar el segundo electrón; esta mayor energía se debe a que cuando queda un solo electrón no existe el efecto pantalla contra la carga nuclear +2.

En átomos con 3 o mas electrones, los niveles internos llenos protegen mejor a los electrones externos que los electrones del mismo nivel.

    El concepto de carga nuclear efectiva permite entender los efectos de protección en las propiedades periódicas.

Para los elementos representativos, la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

Así consideraremos que:                  

Variación de Z* en la tabla.

      Varía poco al aumentar Z en los e- de valencia de un mismo grupo, pues aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e-de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.

Ejemplo:

Z* sobre el e- exterior del Li sería: 3 - 2 = 1, mientras que en el caso del Na sería: 11 -10 = 1, es decir apenas varía.

Carga nuclear efectiva

aumenta

Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo, debido al menor apantallamiento de los e- de la última capa y al mayor "Z", de manera que según se avanza en un periodo hacia la derecha crece más "Z" que "a", pues el apantallamiento de los e- de última capa es inferior a 1.

Ejemplo:

Z* sobre uno de los e- exteriores del Be sería: 4 - (2 + 0,8) = 1,2 mientras que en el caso del Li era: 3 -2 = 1. Nota: el valor 0,8 de apantallamiento del e- de la segunda capa es orientativo; lo importante es que es un número inferior a 1.

 

Carga nuclear efectiva y reactividad.

La atracción que sufren los electrones de valencia no sólo dependen de la carga nuclear efectiva, sino también de la distancia del e- al núcleo (ley de Coulomb). Por ello, la reactividad de los átomos dependerá de ambos factores.

Así, los metales serán tanto más reactivos cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo, es decir, cuando pierdan los e-con mayor facilidad.

Ejemplo: El e- 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.

Aumento en la Reactividad

METALES

NO METALES

Sin embargo, los no-metales serán más reactivos a mayor Z* y menor distancia al núcleo, es decir, cuando los e- que entran sean más atraídos.

Ejemplo: El e- que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.

TAMAÑO ATÓMICO

El radio atómico es la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia. Por medio del radio atómico es posible determinarse el tamaño del átomo. Se define como: "la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí".

Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales

Existen técnicas que permiten calcular el tamaño de un átomo, en primera instancia a los elementos metálicos que poseen una estructura muy variada, sus átomos se encuentran enlazados uno con el otro formando una red tridimensional.

Los átomos atómicos están determinados en gran medida por la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones. A mayor carga nuclear efectiva, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico y a medida que desciende en un grupo, se encuentra que el radio atómico aumenta, conforme aumenta el número atómico.

Elradio atómico A) En un metal;

B)En una molécula diatómica.

En la tabla periódica, si esta de izquierda a derecha disminuye el número atómico y de arriba hacia abajo aumenta su número atómico.

El radioatómico en la Tabla Periódica.

  

Radio iónico

Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva (menor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, menor será el ion; así, en un mismo periodo, los metales alcalinotérreos serán menores que los alcalinos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo apantallamiento, mientras que los alcalinotérreos superan en una unidad la carga nuclear de los alcalinos.

Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, mayor será el Ion; así, en un mismo periodo, los anfígenos serán mayores que los halógenos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo apantallamiento, mientras que los halógenos superan en una unidad la carga nuclear de los anfígenos.

En general, entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.

COMPARACIÓN DE TAMAÑOS DE ATOMOS E IONES

Metales alcalinos                           Halógenos                         Iones isolectrónicos


ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental.

La formación de los compuestos y moléculas no solo depende de la existencia de los niveles de energía en los elementos. Si no también de la energía de ionización de átomos involucrados,

La energía de ionización de un átomo es la cantidad de energía que se requiere para desalojar del átomo al electrón ligado más débilmente. En este proceso el átomo adquiere una carga positiva, y se le denomina catión.


En la Tabla Periódica, la energía de ionización aumenta en un período según aumenta el número atómico (de izquierda a derecha) y en un grupo disminuye a medida que aumenta su número atómico (de arriba hacia abajo).

LaEnergía de Ionización en la tabla Periódica

La energía de ionización mide la facilidad con que un átomo cede un

Electrón; se mide en kilo joules/ mol (kJ/mol).

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica es la cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. En ese proceso el átomo queda con carga negativa y recibe el nombre de anión.

Es otra propiedad de los átomos que influye en su comportamiento químico es su habilidad para aceptar uno o más electrones, la cual se conoce como afinidad electrónica.

Esta propiedad determina cuál es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso, y guarda una íntima relación con la energía de ionización. Mientras más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un electrón.

La tendencia del átomo a aceptar electrones aumenta al desplazarse de izquierda a derecha en un periodo.

La afinidad electrónica de los no metales es mayor (más negativo) comparada con la de los metales y, en comparación con los elementos próximos a los gases nobles (menos negativos), es sensiblemente más grande.

De esta forma se representa: la afinidad electrónica. En la tabla periódica:

  NUMERO DE OXIDACION

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El numero será positivo cuando tenga la capacidad de cederlos a otro átomo, de lo contrario será negativo es decir cuando gane electrones

LAS REGLAS CONVENCIONALES PARA LA DETERMINACIóN DEL NúMERO DE OXIDACION

1.    El número de oxidación de un elemento libre es cero, ya sea monoatómica o poliatómica. Ejemplo Al0, Fe0, Cl20, l20.

2.    El número de oxidación de todos los elementos del 1A es +1. Ejemplo: Li+1, Na+1, K+1, etc.

3.    El número de oxidación de todos los elementos del grupo 2A es +2. ejemplo Be+2, Mg+2, Ca+2, Sr+2.

4.    El número de oxidación de los hidrógenos es +1, cuando forma compuestos, en los hidruros es -1.

5.    En el oxígeno el número de oxidación es -2, cuando forma compuestos y no en peróxidos que trabaja con -1.

6.    Halógenos, formando sales: -1. F-1, Cl-1, K-1, I-1.

7.    Sumatoria del número de oxidación en una molécula es cero.

        +1    +4    -2

         H2   C   O3

        +2   +4   -6= 0

8.  Número de oxidación en un ión poliatómico es igual a la carga del ión.

            +5    -2   

             P O-3

            +5   -8 =  -3

 ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling:

Iónico (diferencia superior o igual a 2)

Covalente polar (diferencia entre 2 y 0.4)

Covalente no polar (diferencia inferior a 0.4)

Mientras más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad.

  Escala de Pauling

  La escala de Pauling es una clasificación de la electronegatividad de los átomos. En ella, el elemento más electronegativo (Flúor), tiene un índice de 4.0, mientras que el menos electronegativo (Francio) lleva un valor de 0.7. Los demás átomos llevan asignados valores intermedios.

Globalmente, puede decirse que la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en la Tabla Periódica de los Elementos, y que decae hacia abajo. De esta manera los elementos de fuerte electronegatividad están en la esquina superior derecha de la tabla.

LA ESTEQUIOMETRIA
La composición centesimal: indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un compuesto. Se obtiene por análisis gravimétrico y conociendo los pesos atómicos de los compuestos puede determinarse su fórmula mínima o molecular. También se obtiene a partir de la fórmula molecular del compuesto, ya que ésta nos indica el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto. Forma parte de los cálculos estequiométricos, y fue de gran importancia en la Historia de la química para la determinación de los pesos atómicos y moleculares, por ejemplo los trabajos de Berzelius y Cannizzaro.

¿Como podemos deducir formula química de un compuesto, apartir del dibujo del cristal o molécula?

He visto dibujos o exquemas de cristales y moléculas químicas representadas o dibujadas en el papel, junto con su fórmula química. Pero si no tuviésemos la formula escrita al lado, ¿sería posible deducirla apartir del dibujo del cristal o molécula? ¿Cómo podríamos calcular la electronegatividad de a celda unidad del cristal o molécula? ¿Sería diferente o más complicado si esta posee enlaces secillos y dobles, o sencillos y triples, como he visto en algunas? Por ahí he visto también casos extraños de un números de valencia elevados, que no tienen adjudicados los elementos químicos en la Tabla periódica. Creo que le llaman número de valencia, no convencional ¿Por que se forman estos números de valencia tan elevados, en cristales metálicos? ¿En moléculas también ocurrre? ¿Tendrían valores de electronegatividad muy elevados a causa de esto numeros de valencia tan altos? También he visto cristales raros por ahí, como los de beta-tugsteno, que en lugar de tener un único átomo, centrado en las caras, son dos ¿Podría suceder que otras variantes, pudiesen contener un mayor número de átomos centrados en las caras, como 3 ó 4? ¿Que ejemplos tendríamos? ¿Por que se forman estas fases o cristales no convencionales? En la esructura hexagonal, metálica, he visto que pueden estar centradas en el cuerpo por tres átomos, formando un triángulo, pero no he visto nada parecido en estructuras cúbicas, centradas en el cuerpo y en las caras. Un caso curioso y que me ha llegado a sorprender más, es el de la estructura del azul prusia, con átomos de Fe2 y Fe3. es más complejo que la de perovskita, con átomos centrados en los vértices del cubo. Conteniendo el Azul Prusia parejas de átomos unidos con enlace riple, unidos a los átomos de los águlos, con enlaces sencillo, son 24 átomos. Creía que no podía haber nada más complejo que las estructuras de perovskitas; pero parece que si lo hay, al menos el Azul prusia lo es, lo cual es increible!. Cuando estudiaba en el Instituto, no vimos nada parecido, cuando estudiabamos las estructuras cristalina en Tecnología y en la asignatura de Geología (tampoco lo de las valencias no convencionales, en estas dos) ¿Y después de esto hay más complejo todavía?. Creía además, que las formas cristalinas, compuestas por un elevado número de átomos, serían inestables, a presión y temperatura ambiente. Como ocurre con el azufre elástico que forman ciclos de 20 átomos, de tipo benceno, C6H6; pero sólo son estables a temperaturas o presiones muy elevadas, no siendo posible observarlo en condiciones ordinarias de p-T, a 20ºC y 1atm. de presión.