rafael velela elizabeth 139 a
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Cuando a principios del siglo XIX se
midieron las masas atómicas de una
gran cantidad de elementos, se
observó que ciertas propiedades
variaban periódicamente en relación
a su masa.
De esa manera, hubo diversos
intentos de agrupar los elementos,
todos ellos usando la masa atómica
como criterio de ordenación.
En un principio los elementos se clasificaron y ordenaron, según
sus propiedades más comunes.
Lavoisier en un primer intento de clasificación de los elementos conocidos, los agrupó en metales
y no metales.
Triadas de Döbereiner (1829)
Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas:
Ejemplo:
Elemento Símbolo Peso atómico
Litio Li 7
Sodio Na x = (7+39)/2
Potasio K 39
EN UN PRINCIPIO LOS ELEMENTOS SE CLASIFICARON Y
ORDENARON, SEGÚN SUS PROPIEDADES MÁS COMUNES.
OBEDECIENDO A LOS PRIMEROS BOSQUEJOS DE LAS TABLAS PERIÓDICAS, LOS MÁS DESTACADOS FUERON:
1er. Intento de clasificación: “Tríadas de Döbereiner”.
Postulado por Döbereiner en 1829, ésta consistía en la
clasificación de los elementos químicos según sus propiedades
más comunes y cada tres elementos se íban formando estos
grupos con características similares. Ejemplo:
Elemento Símbolo Peso atómico
Litio Li 7
Sodio Na x = (7+39)/2
Potasio K 39
En 1860 S. Cannízzaro amplió la investigación
de Avogadro en la concentración molecular de
gases y así fue posible distinguir entre átomos y
moléculas. Más luego determina con gran
precisión los pesos atómicos de los elementos
conocidos.
2do. Intento de clasificación:
“Las octavas de Newlands”.
Postulado por J. Newlands en 1864. Ordenó losprimeros
16 elementos y notó que a cada 8 de ellos serepetían las
propiedades químicas, así:
Li Be B C N O F
Na Mg Al Si P S Cl
K Ca ?
3er. Intento de clasificación:“D. Mendeleev y L. Meyer 1869.”
Mendeleev “al estudiar las propiedades químicas y físicasde los elementos, se dió cuenta de que al acomodar loselementos por orden creciente según su masa atómica,aparentemente los elementos con propiedades similaresseguían un patrón regular. Es decir, observó unaperiodicidad o repetición periódica de las propiedades de loselementos.” (Kotz, J & Treichel, P. 2003, p. 65)
Mendeleev clasificó los elementos en filas o períodosy en columnas o grupos (familias). Reservó lugares paraelementos desconocidos hasta entonces, de los cualespredijo sus propiedades.
J. L. Meyer, paralelamente al trabajo de
Mendeleev, graficó el volumen atómico vs.
la masa atómica de los elementos y observó
cierta periodicidad.
• Anillo de
Chancourtois (1862).
Coloca los elementos
en espiral de forma
que los que tienen
parecidas propiedades
queden unos encima
de otros
En 1864, Newland agrupó los elementos
por orden de pesos atómicos en filas de siete
elementos, de forma que el octavo elemento
tenía las mismas propiedades que el
primero; el noveno, las del segundo, etc. Se
conoce como ley de las octavas:
H Li Be B C N O
F Mg Al Si P SNa
Cl Ca Cr Ti Mn FeK
• Mendeleyev se dió cuesta de queue al acomodar
los elementos por orden creciente según su masa
atómica, aparentemente los elementos con
propiedades similares seguían un patrón regular.
Es decir, observó una periodicidad o repetición
periódica de las propiedades de los elementos.”
• Mendeleev clasificó los elementos en filas o
períodos y en columnas o grupos (familias).
Reservó lugares para elementos desconocidos
hasta entonces, de los cuales predijo sus
propiedades.
En 1869, Meyer basándose en las propiedades
físicas y Mendeleev en las propiedades químicas,
publicaron de forma independiente, tablas de
elementos ordenados por su peso atómico, en las
que aparecían grupos y subgrupos de elementos
que presentaban propiedades comunes.
Mendeleev estableció la llamada ley periódica,
que se puede enunciar:
"Las propiedades de los elementos no son
arbitrarias, sino que varían con el peso
atómico de una forma regular".
Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta
entonces utilizando el criterio de masa
atómica usado hasta entonces.
Hasta bastantes años después no se definió
el concepto de número atómico puesto que
no se habían descubierto los protones.
Dejaba espacios vacíos, que él consideró
que se trataba de elementos que aún no se
habían descubierto.
Así, predijo las propiedades de algunos de éstos,
tales como el germanio (Ge).
En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía
las propiedades previstas.
Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que
algunos elementos tenía que colocarlos en
desorden de masa atómica para que coincidieran
las propiedades.
Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban
mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro
(Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa
atómica de éste era menor que la de aquel.
J. L. Meyer, paralelamente al trabajo de
Mendeleev, graficó el volumen atómico vs.
la masa atómica de los elementos y observó
cierta periodicidad.
ELEMENTO AÑO
DESCUBRIMIENTODESCUBRIDOR PESO ATOMICO
Helio 1895
(Tierra)
Ramsay 4
Neón 1898 Ramsay
y Travers
20
Argón 1894 Rayleigh
y Ramsay
40
Kriptón 1898 Ramsay
y Travers
84
Xenón 1898 Ramsay
y Travers
131
Radón 1900 Dorn 222
En 1913 Moseley, estudiando los espectros de rayos X de los elementos consideró que
el criterio a seguir para la construcción
del S.P. no era el peso atómico sino el
número atómico.
Enunció la “ley periódica”: "Si los
elementos se colocan según aumenta
su número atómico, se observa una
variación periódica de sus
propiedades físicas y químicas".
Werner y Paneth propusieron el
actual sistema o tabla periódica donde
los elementos están ordenadosatendiendo a su número atómico
creciente en una unidad, leído de
izquierda a derecha y de arriba abajo,
de forma que los elementos que tienenpropiedades semejantes se encuentran
en una misma columna.
Situación actual:
“La tabla periódica moderna”.
La última modificación se realizó en noviembre de
1993
por el italiano Federico Fermi y la I.U.P.A.C.
- Esta se compone de 118 elementos conocidos.
- Los elementos se ordenan en función de sus números
atómicos crecientes, según la siguiente clasificación:
GRUPOS: Son todos aquellos elementos que se ordenan en
forma vertical en la tabla, según el z creciente. (18
grupos o
familias).
- Estos a su vez se clasifican en:
REPRESENTATIVOS: Todos aquellos grupos o familia que se
representan por la letra A, que su configuración
electrónica
completan orbitales tipo “S” y “P”.
Ejemplo:
grupo IA : familia de los alcalinos, nS1
grupo IIA : familia de los alcalino-térreos, nS2
grupo IIIA : familia del boro y del aluminio, nS2nP1
grupo IVA : familia del carbono y del silicio, nS1nP2
grupo VA : familia de los pnicógenos, nS2nP3
grupo VIA : familia de los calcógenos, nS2nP4
grupo VIIA : familia de los halógenos, nS2nP5
grupo VIIIA : familia de los gases nobles, nS2nP6
DE TRANSICION: Todos aquellos elementos que se
representan con la letra B y que su configuraciones
completan
orbitales tipo “d”.
DE TRANSICION INTERNA: Todos aquellos elementos cuyas
configuraciones completan orbitales tipo “f”. Se conocen
como
la serie de los LANTANOIDES y la serie de los ACTINOIDES.
PERIODOS: Son aquellos elementos que se ordenan en forma
horizontal en el sistema periódico, según sus números
atómicos crecientes. (7 períodos).
- El período no. 1: Se compone de 2 elementos
- Los períodos no. 2 y 3 : Se componen de 8 elementos.
- Los períodos no. 4 y 5 : Se componen de 18 elementos.
- Los períodos no. 6 y 7 : Se componen de 32 elementos.
Bloque Grupo Nombres Config. Electron
s 1
2
Alcalinos
Alcalino-térreos
n s1
n s2
p
13
14
15
16
17
18
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
d 3-12Elementos de
transiciónn s2(n–1)d1-10
f
El. de transición
Interna
(lantánidos y
actínidos)
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma...
Se clasifica en cuatro bloques:
Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla)
Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)
Bloque “d”: (En el centro de la tabla)
Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)
Representativos
Transición
Transición
interna
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA
p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 s2
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13
f14
H He
Bloque “s”
Bloque “p”
Bloque “d”
Bloque “f”
Estructura electrónica y tabla
periódica
Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un
átomo cuya configuración electrónica termine en
6 s2 5d4 Grupo 6 periodo 6
Elemento de transición
Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo
cuya configuración electrónica termine en 4 s2 3d1
Grupo 3 periodo4
Elemento de transición
Ejemplo: Identifica el elemento cuya configuración
electrónica termine en 5s24d105p5
Departamento de Física y Química-IES UNIVERSIDAD LABORAL.ALBACETE
34
I
Grupo 17 periodo5. Elemento representativo.
Halógeno. IODO
Ejemplo: Identifica el elemento cuya configuración
electrónica termine en 6s2
Departamento de Física y Química-IES UNIVERSIDAD LABORAL.ALBACETE
35
Ba
Grupo 2 periodo 6. Elemento
representativo. Alcalinoterreo .BARIO
Ejemplo: Identifica el elemento cuya configuración electrónica termine en 4s23d104p1
Departamento de Física y Química-IES UNIVERSIDAD LABORAL.ALBACETE
36
Ga
Grupo 13 periodo 4. Elemento
representativo. Boroideo.
GALIO
Ejemplo: Sitúa en el Sistema Periódico el elemento cuya
configuración electrónica termine en 7s2 6d 15f3
Departamento de Física y Química-IES UNIVERSIDAD LABORAL.ALBACETE
37 Grupo 3 periodo 7. Elemento
de transición interna. Actínido.
URANIO.
U
La materia está formada por átomos que no podemos ver
porque son extremadamente pequeños.
Ley de Conservación de la Materia (o de Lavoisier):
En una reacción química ordinaria la materia se mantiene
constante
Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):
Un compuesto determinado contiene siempre los mismos
elementos en las mismas proporciones de masa
Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):
Las masas de un elemento que se combinan con una masa
fija de otro están en relación de números enteros
sencillos.
Antecedentes
En el siglo XVIII J. Berzelius,
enuncia la primera ley empírica
de las proporciones definidas en combinaciones químicas
A mediados del
siglo XVII R. Boyler introdujo
el concepto
como se
entiende hoy día
En el siglo XVIII J. Berzelius,
enuncia la primera ley
empírica de las
proporciones definidas en combinaciones químicas
En 1803 Aparece
la primera teoría
atómica de J. Dalton
DALTON (1803)
LAS IDEAS FUNDAMENTALES DE LA TEORÍAQUE SON
INDIVISIBLES Y NO SE PUEDEN DESTRUIR.
• (2) LOS ÁTOMOS SON INDIVISIBLES Y NO SE MODIFICAN
DURANTE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
DALTON (1803)
(3) TODOS LOS ÁTOMOS DE UN ELEMENTO QUÍMICO SON
IGUALES ENTRE SÍ Y DISTINTOS DE LOS ÁTOMOS DE OTRO
ELEMENTO QUÍMICO.
• 4. LAS REACCIONES QUÍMICAS OCURREN CUANDO SE
COMBINAN ÁTOMOS, SON SEPARADOS O
REORGANIZADOS.
•En 1897 Joseph Thompson, determinó que la materia secomponía de dos partes, una negativa y una positiva. Laparte negativa estaba constituida por electrones, loscuales se encontraban según este modelo inmersos enuna masa de carga positiva a manera de pasas en unpastel.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
• ESQUEMA DEL ARREGLO EXPERIMENTAL PARA OBSERVAR LA DISPERSIÓN DE PARTÍCULAS (α).
Partículas α
dispersadas
Lámina de oro
Colimadores
Fuente de partículas α
Se observa el comportamiento de las partículas α que realizan colisiones con átomos de una lamina muy delgada de oro.
•Este modelo fue desarrollado por el físico Ernesto Rutherforda partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conocecomo el experimento de Rutherford en 1911. Representa unavance sobre el modelo de Thompson, ya que mantieneque el átomo se compone de una parte positiva y unanegativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postulaque la parte positiva se concentra en un núcleo, el cualtambién contiene virtualmente toda la masa del átomo,mientras que los electrones se ubican en una cortezaorbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con unespacio vacío entre ellos.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD (1911)
• Propone un nuevo modelo; donde el
átomo esta formado por un pequeño
núcleo de materia donde se
encuentra concentrada la carga
positiva y la mayor parte de su masa
y a cierta distancia de el los
electrones, tal que la carga neta del
átomo es neutra.
Lanzamiento de partículas a (con
carga positiva) sobre una lámina fina
de oro y rodeada de un negativo
fotográfico para evidenciar los
impactos.
•“El átomo es un pequeño sistema solar con unnúcleo en el centro y electrones moviéndosealrededor del núcleo en orbitas bien definidas.”Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estarsolo en ciertas orbitas).
•Cada orbita tiene una energía asociada. La másexterna es la de mayor energía. Los electrones noradian energía (luz) mientras permanezcan enorbitas estables.
•Los electrones pueden saltar de una a otraorbita. Si lo hace desde una de menor energía auna de mayor energía absorbe un cuanto deenergía (una cantidad) igual a la diferencia deenergía asociada a cada orbita. Si pasa de unade mayor a una de menor, pierde energía enforma de radiación (luz).
MODELO ATÓMICO NUCLEAR (ACTUAL)
EL RADIO DE LOS
ÁTOMOS SE SUELE
MEDIR EN ÁNGSTROMS
1 ángstrom = 10-10 m.
El núcleo es unas 100000
veces menor que el
átomo entero: si el átomo
tuviera el tamaño de un
campo de fútbol, el núcleo
sería como una canica.
MODELO ATÓMICO NUCLEAR
EL NÚMERO ATÓMICO (Z) = Nº de Protones = Nº de Electrones
CARBONO (C) :Z = 6
A = 12
EL NÚMERO MÁSICO (A) = Nº de Protones + Nº de Neutrones
TIENE 6 Protones + 6 Electrones + (14 - 6 = 6) Neutrones.
A = Z + NN = A - Z
Z=N. ATOMICO P=PROTONES E=ELECTRONES N=NEUTRONES
A=P+N N=A-P
MODELO ATÓMICO NUCLEAR
Tiene 6 Protones + 6 Electrones + (14 - 6 = 6) Neutrones.
CARBONO (C) :Z = 6
A = 12
MODELO ATÓMICO NUCLEAR
MODELOS ATÓMICOS
ALUMINIO (Al) :Z = 13
A = 27
TIENE 13 Protones + 13 Electrones + (27 - 13 = 14) Neutrones.
A = Z + NN = A - Z
ISÓTOPOS
Tienen igual número de protones y electrones, pero difieren el número de
neutrones. Ejemplo) el hidrógeno (H) presenta tres isótopos:
Átomos con el mismo (Z) pero distinto (A).
Como masa atómica
del elemento se toma
un valor promedio de
las distintas masa de
los isótopos, teniendo
en cuenta la
abundancia relativa de
cada uno de ellos.
Por eso muchos
elementos presentan
decimales en su masa
atómica. Cl (35,45u.) o B
(10,81u.)
CORTEZA ELECTRÓNICA
Los electrones se colocan en capas
sucesivas: 1(K), 2(L), 3(M), 4(N), …
En la capa 1 o K únicamente caben 2 e-.
En la capa 2 o L entran 8 e-.
En la capa 3 o M caben 18 e-.
En la capa 4 o N se admiten hasta 32 e-.
Por lo tanto en la capa o nivel n se pueden situar 2n2
electrones.
Pero las capas a su vez presentan subcapas o
subniveles.
Subnivel s: entran 2 electrones como máximo.
Subnivel p: entran 6 electrones como máximo.
Subnivel d: entran 10 electrones como máximo.
Subnivel f: entran 14 electrones como máximo.
La capa 1 o K presenta únicamente subnivel s (2 e-) máximo.
La capa 2 o L presenta subnivel s y p (2+6=8 e-) máximo.
La capa 3 o M presenta subniveles s, p y d (2+6+10=18 e-)
máximo.
La capa 4 o N y sucesivas, presentan subniveles s, p, d y f
(2+6+10+14=32 e-) máximo
LOS ÁTOMOS VIENEN DEFINIDOS POR SU NÚMERO ATÓMICO (Z).
EN UN ÁTOMO ESTABLE DEBEN DE COINCIDIR EL NÚMERO
DE PROTONES Y EL DE ELECTRONES, PARA QUE EXISTA UN
EQUILIBRIO ELÉCTRICO.
C12 y C14
PERO EL NÚMERO DE NEUTRONES ES VARIABLE. ISÓTOPOS
SI UN ÁTOMO SE DESESTABILIZA, SIEMPRE ES A
CAUSA DE LA PÉRDIDA O GANANCIA DE
ELECTRONES.
IONES
CATIONES (+)
ANIONES (-)
Pierden electrones
Ganan electrones
Cl - , O2-, ó S2-
IONES
CATIONES (+)
ANIONES (-)
Na+ , Mg2+ ó Al3+
Realicemos el ejercicio resuelto-5 de la página 63.
Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el
último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse con
otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocar
como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis)
Nos sirven para explicar el enlace covalente
Electrones de valencia. Configuración electrónica
• Los electrones en los átomos están cuantizados,
es decir no pueden tener cualquier valor de
energía sino sólo ciertos valores específicos de
energía.
1. Los electrones (cargados negativamente) se mueven en órbitas
circulares alrededor del núcleo cargado positivamente.
2. Un electrón que se mueve en una órbita alrededor del núcleo no
irradia energía (De otra forma el electrón caería en espiral en el
núcleo a medida que gradualmente pierde energía).
• 3. Las órbitas lejanas poseen más energía que las órbitas más
cercanas.
• 4. Los electrones pueden cambiar de órbita; si lo hacen a órbitas
más lejanas tienen que ganar esa energía (cuanto), en este caso
calorífica, y para regresar a su órbita basal tienen que perder la
energía en forma de luz
• 5. Lo que mantiene a los electrones en sus órbitas es la atracción
eléctrica del núcleo.
• 6. La energía de los electrones solo puede darse en cantidades fijas
Explican la condición energética de los electrones.
Numero cuántico principal (n): describe el nivel
energético principal de un electrón y sus valores.
Va desde 1 a 7.
• Número cuántico secundario (l): indica el tipo de
orbital en el que se encuentra el átomo, sus
posibles valores son 0 hasta el número cuántico
principal menos 1 (n-1). El valor de l es variable y
eso determina el tipo de orbital o subnivel
energético del electrón:
l = 0, describe un subnivel s
l = 1, describe tres subniveles p
l = 2, describe cinco subniveles d
l = 3, describe siete subniveles f.
De acuerdo con el
nivel de energía:
1s esfera muy
pequeña y muy
cercana al núcleo
atómico.
2s esfera más grande
y más lejos del
núcleo.
3s esfera aún más
grande y más lejos
del núcleo
Es la representación gráfica
de la probabilidad de
encontrar un electrón en
función de la distancia alnúcleo.
• Tiene forma de doble elipse, una frente a la
otra. Tres posibles valores que corresponden a
las tres posibles orientaciones de las elipses px,py, pz (ejes del plano cartesiano).
• Entre las dos elipses que forma la nube
electrónica de los orbitales p se encuentran
situados los orbitales s.
Tienen forma de lóbulos, cada uno de loscuales se ubican frente a otro, por suextremo más delgado. Tienen cinco valoresdel número cuántico m que corresponde a lascinco orientaciones del plano cartesiano.
• Los orbitales d son más complejos porque la
probabilidad de encontrar un electrón se amplía,
dada su distancia del núcleo y menor fuerza de
atracción.
Son las formas más complejas. Tienen un aspecto multilobular con
siete diferentes configuraciones.
Describen una probabilidad aún más amplia que los demás orbitales
por su distancia del núcleo.
Una explicación propuesta por Gilbert Lewis para
entender como se forman las moléculas y lo
compuesto, es que los átomos se combinan para
alcanzar una configuración electrónica más
estable.
Cuando los átomos interactúan para formar un
enlace químico, solo entran en contacto sus
regiones más externas.
1.- El símbolo del átomo representa al núcleo, a todos loselectrones internos y a los (n-1)d y (n-2)f, cuando los hay.
2.- Los electrones ns y np se representan por medio de puntos,círculos, cruces o cualquier otro símbolo que se coloca en elderredor del símbolo atómico; los electrones de un mismo átomodeberán tener el mismo símbolo. Es recomendable que loselectrones de átomos diferentes tengan símbolos diferentes.
3.- Los símbolos de los electrones se colocan en cuatroposiciones diferentes: arriba, abajo, a la izquierda y a la derechadel símbolo atómico. Cuando se tengan hasta cuatro electronesrepresentables, sus símbolos deberán ocupar posicionesdiferentes; si hay más de cuatro, se representan por pares.
Este modelo propone que al combinarse los
átomos, tienden a terminar con el mismo
número de e- de valencia que los gases nobles
(8e-) y a esto se le conoce como la “regla del
octeto”
La estructura de Lewis consta de:
Kernel: representado por el símbolo del elemento. Contiene tanto al
núcleo como a los e- internos
Puntos: representan a los e- de valencia, que se colocan alrededor
del símbolo. El # de puntos ó e- de valencia coincide con la
columna en la que se encuentra el elemento en la tabla periódica.
En la formación de compuestos IONICOS
Li + F Li+ + [ F ]- Li+ [ F ]-
El e- del Li se transfiere al F quedando el kernel del Li cargado positivamente
y el F con su octeto completo
También para representar enlaces COVALENTES
Los 2e- están asociados o compartidos entre ambos
núcleos. En este caso, cada átomo de H tiene el
mismo # de e- que el helio, por lo que se cumple la
regla de Lewis.
H + H H H
F + F F F
Cuando 2 átomos de F se aproximan, los e-
no apareados son compartidos por los 2
núcleos y se forma un enlace covalente
formando la molécula F2.
Ambos átomos tienen 8 e- de valencia y se
cumple la regla del octeto.
PARA ESCRIBIR LAS ESTRUCTURAS DE PUNTOS DE UN
COMPUESTO MÁS COMPLICADO, SE PUEDEN SEGUIR LAS
SIGUIENTES REGLAS:
•Observa el tipo y # de átomos del compuesto a partir de su fórmula química.•Determina el # de e- de valencia que tiene c/átomo utilizando su posición en la tabla periódica y también conoces el # total de e- de valencia que vas a utilizar para construir la estructura de puntos.•Dibuja 1 propuesta de esqueleto para el compuesto.Une los átomos entre sí con líneas
rectas, puede resultar dificil, pero puedes asumir que en moléculas sencillas que tienen 1 átomo de 1 elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.•Coloca los puntos alrededor de los átomos, de tal manera que c/1 tenga 8e- ( para cumplir con la regla del octeto). El H es una excepción, tan solo tiene 2 e-.•Verifica que el # total de e- de valencia esté plasmado en tu estructura. Si no es el caso, posiblemente se trate de 1 compuesto que no satisface la regla del octeto.
• Ejemplo
Molécula Tipo y # de átomos
E- de valencia de
c/átomo
# total de e-de valencia
Estructura del esqueleto
Arreglo de los puntos
CHCl3 C = 1
H = 1
Cl =3
C = 4
H = 1
Cl =7
C =1 x 4 = 4
H = 1 x 1 = 1
Cl= 3 x 7 = 21
TOTAL = 26
C Cl
Cl
Cl
H
C Cl
Cl
Cl
H
Cuando un átomo no tiene 8
electrones en su última capa
los puede obtener
compartiendo con otro. Se da
un enlace covalente,
Cada elemento esta rodeado
de ocho electrones que se
representan por puntos o
aspas
Estos electrones forman pares
y se busca la simetría.
Un par de electrones
compartidos constituye un
enlace simple
Dos pares de electrones compartidos
constituyen un enlace doble y tres un enlace
triple
Cl Cl O ON N
Los dos electrones de uno de los hidrógenos pertenecen al oxigeno
OH
H
H NH
H
H
H
El boro el berilio y otros elementos
forman compuestos sin que se cumpla la
regla del octeto
F
BF F
El enlace iónico se forma entre átomos cuya diferencia de electronegatividad
es grande.
Si es intermedia puede darse un enlace covalente polar.
Para la formación de las moléculas y compuestos, los electrones se
combinan con el fin de alcanzar la configuración electrónica más
estable (gas noble).
Hay dos maneras por las cuales los elementos químicos pueden
alcanzar un octeto de electrones estable: cediendo o ganando
electrones o compartiéndolos. Cuando un átomo transfiere un
electrón a otro átomo, se convierte en un catión (ión con carga
positiva, que migra al cátodo o polo negativo), mientras que el que
adquiere el electrón se convierte en un anión (ión con carga
negativa que migra al ánodo o polo positivo).
Ion cloruro sodico
(en los iones se usan corchetes)
+N a
-Cl
1) Se dibuja el ión mas probable ( normalmente el que tiene 8 electrones en su última capa).
2) En el ión negativo se dibujan los pares indicando la carga en la parte superior derecha y todo entre corchetes
3) En el ión positivo no se dibujan los pares pero se indica la carga positiva en la parte superior derecha, todo entre corchetes.
4) Se ordenan: primero el electropositivo y después el electronegativo
Covalente
comparte e-
Covalente polar
transferencia parcial de e-
Iónico
transferencia e-
Aumento en la diferencia de electronegatividad
0 ─── ≤ 0.4 ─── < 1.7 ── > Iónico
Cov. No-polar Cov. polar
86
• Los no metales ganan electrones y adquieren la configuración de gas noble:
• Este proceso se llama reducción.
• : Cl . + e- : Cl : -
: O : + 2e- : O : 2- oxido
• :N . + 3e- : N : 3- nitruro 87
..
..
::
::
Química
• La carga de un átomo si los electrones de un enlace químico se transfirieran al ión más electronegativo se conoce como número de oxidación. Para obtenerlo se siguen ciertas reglas:
• A) Cuando los elementos no están combinados con átomos de
elementos diferentes, su número de oxidación es cero.
• B) En un enlace covalente, los números de oxidación se asignan
como si los electrones se transfieren al átomo más electro-
negativo.
• C) Un ión monoatómico tiene un número de oxidación igual a la
carga del ión.
• D) La suma de todos los números de oxidación de un compuesto
químico es igual a cero.
Son propiedades mensurables para los elementos
Son propiedades que, al analizar sus valores en
función del número atómico, tienen un
comportamiento que se repite periódicamente.
CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
POR SU ESTRUCTURA ATÓMICA
Los átomos de los elementos de un grupo del
sistema periódico tienen todos la misma
configuración electrónica en la capa más
externa.
• Metales.- Pierden con facilidad los electronesde su última capa, buenos conductores delcalor y la electricidad.
• No metales.-Tienen características generalesopuestas a la de los metales, siendo laprincipal la tendencia de ganar electrones.
• Metaloides.- Propiedades intermedias entremetal y no metal.
Estado de oxidación
La suma de cargas eléctricas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo
• Tamaño• Medida del radio de un
átomo
Electronegatividad
Es la capacidad que
tiene un átomo para
ganar electrones de otro átomo.
• Afinidad
electrónica
• Es el cambio de energía
que experimenta un
átomo cuando se le
añade un electrón, en el
estado gaseoso.
Generalmente es energía
emitida
• Energía de
ionización
• la cantidad mínima de
energía que hay que
suministrar a un átomo
neutro gaseoso y en
estado fundamental para
arrancarle el e- enlazado
con menor fuerza
• Volumen molar
Volumen ocupado por un
mol de sustancia, que
puede ser sólida, líquida o
gaseosa. Numéricamente
equivale al peso
molecular dividido entre la densidad
• Densidad
Este adjetivo, a su vez,
refiere a algo que dispone
de una gran cantidad de
masa en comparación a
su volumen
VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES
PERIÓDICAS
TAMAÑOS ATÓMICOS
El tamaño atómico es algo difícil de definir, pero
cuando se tiene que ser más específico se
define en términos de su radio atómico (RA).
d
d
d
AUMENTA
AUMENTA
RA
r CATIÓN < r ÁTOMO NEUTRO < r ANIÓN
PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS
PROPIEDADES FÍSICAS
Metales:
La elevada conductividad eléctrica disminuye alaumentar la temperatura.
Alta conductividad térmica.
Gris metálico o brillo plateado, excepto el cobre y eloro.
Casi todos son sólidos, excepto el mercurio .
Maleables.
Dúctiles.
El estado sólido se caracteriza por enlace metálico.
No metales:
• Mala conductividad eléctrica, excepto el
carbono en forma de grafito.
• Buenos aislantes térmicos, excepto el
carbono en forma de diamante.
• Sin brillo metálico.
• Sólidos, líquidos o gases.
• Quebradizos en estado sólido.
• No dúctiles.
• Moléculas con enlace covalente, los gases
nobles son monoatómicos.
PROPIEDADES QUÍMICAS
Metales:
» Las capas externas contienen pocos
electrones; por lo general 3 o menos.
» Energías de ionización bajas.
» Afinidades electrónicas ligeramente
negativas o positivas.
» Electronegatividades bajas.
» Forman cationes perdiendo e - .
» Forman compuestos iónicos con los no
metales.
No metales:
Las capas externas contienen cuatro o
más electrones, excepto el hidrógeno.
Energías de ionización altas.
Afinidades electrónicas muy negativas.
Electronegatividades altas.
Forman aniones ganando e - .
Forman compuestos iónicos con metales,
excepto los gases nobles y compuestosmoleculares (covalentes) con otros no
metales
G:\PERIODICIDADQUIMICA.htm
Es la capacidad de un átomo para ATRAER
los electrones de un enlace químico hacia él.
La electronegatividad representa una
medida del grado de atracción de un par de
electrones en un enlace covalente.
Pauling obtuvo los valores de
electronegatividad, empíricamente, a través de la medición de las energías de los enlaces.
En esta escala el F es el elemento más
electronegativo (4.0) y el Cs el menos
electronegativo (0.7).
• Los elementos que presenten valores grandes de electronegatividad son elementos que tienen gran tendencia a atraer electrones y se dice que son los elementos mas electronegativos
• Aquellos elementos con valores de electronegatividad pequeños tenderán a ceder electrones y se dirá que son los elementos menos electronegativos
•
Electronegatividad
determina
puede darse entre Átomos diferentes
En los cuales
La diferencia de E.N.
iónico
Diferente de cero
covalente polar
y el enlace puede ser
mayor que 1,7
Diferencia de E.N.
Entre 0 y 1,7
El tipo de enlace
que
Diferencia de E.N.
Átomos iguales
En los cuales
La diferencia de E.N.
Covalente puro o no
polar
Cero
y el enlace es
H2; Cl2; N2
ejemplo.