miércoles, 4 de mayo de 2011

miércoles, 13 de abril de 2011

PROPIEDADES PERIODICAS


PROPIEDADES PERIODICAS

Las propiedades periódicas, corresponde a un grupo de propiedades físicas y químicas de los elementos que varían regularmente en la tabla periódica, ya sea a través de un grupo o periodo. La causa fundamental de la periodicidad química, es decir, la repetición de elementos con el mismo número de electrones externos, se produce por la configuración electrónica de los elementos, ya que las propiedades periódicas dependen de la capa externa de electrones o electrones de valencia. Estas propiedades se repiten a intervalos regulares y se pueden predecir teniendo en cuenta la ubicación de un elemento en la tabla periódica.

Son propiedades periódicas de los elementos el PUNTO DE EBULLICION, EL PUNTO DE FUSION, DENSIDAD, VALENCIA, RADIO ATOMICO, TAMAÑO ATOMICO, CONDUCTIVIDAD ELECTRICA, ELECTRONEGATIVIDAD, POTENCIAL DE IONIZACION, AFINIDAD ELECTRONICA Y CARÁCTER METALICO. Conocer como varian estas propiedades es fundamental para entender la formación de enlaces químicos y predecir el comportamiento químico de los elementos.

1.1 TAMAÑO ATOMICO Y RADIO ATOMICO

La mecánica cuántica dice que un átomo –núcleo rodeado por nubes electrónicas- no tiene un limite definido, por ello, el tamaño de un átomo aislado no es fácilmente medible. La aproximación al tamaño atómico es el radio atómico, que corresponde a la distancia internuclear de átomos contiguos –longitud de enlace-, en diferentes especies químicas que los contengan. Por ejemplo la distancia entre los núcleos de dos átomos de flúor es de 1.44 amstrong, es decir, 1.44 /2 =0.72 amstrong, valor este que corresponde al radio atómico del flúor.

El radio atómico no varía en forma proporcional al número atómico, sino que lo hace de manera periódica así.

a. El radio atómico, aumenta de arriba hacia abajo en un grupo, porque en este sentido aumenta el número de capas electrónicas.

b. El radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo, porque en este sentido aumenta la carga nuclear y con ella la atracción –núcleo electrones, haciéndose más pequeño el átomo es decir encogiéndose.

1.2 POTENCIAL DE IONIZACION O ENERGIA DE IONIZACION EJ

Es la medida de la energía necesaria par quitarle un electrón a un átomo neutro en estado gaseoso. Esta energía será mayor cuanto más elevada sea la energía con la que el electrón es atraído, por el núcleo, lo podemos ilustrar así.

Sodio , Na, Z=11 1s2 2s2 2p6 3s1 + Energía 1s2 2s2 2p6 + 1e-

El potencial de ionización varía de una forma periódica así

En un grupo, disminuye al aumentar Z, es decir, de arriba hacia abajo, ya que al aumentar Z, también aumenta el radio atómico. Habrá entonces más capas electrónicas y los electrones externos estarán más alejados del núcleo, serán menos atraídos por él, y por esta razón, se necesitará menos energía para mover un electrón. Es decir, la Energía de Ionización, es mayor para los electrones que estén fuertemente retenidos por el átomo, en consecuencia, aumenta al disminuir el radio atómico. La energía de ionización es mayor para los elementos de la parte superior derecha de la tabla periódica –no metales- y menor para los de la parte inferior izquierda –metales. Si un electrón pierde más de un electrón tendrá mas de una energía de Ionización.

1.3 AFINIDAD ELECTRONICA - Ae. Es la medida de la energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso gana un electrón adicional. Al recibir el electrón el átomo tendrá más electrones que protones y por tanto tendrá carga negativa, dará origen a un ión negativo llamado ANION. El proceso lo podemos representar así

Cl oro – Cl- Z=17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + 1e- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cl, átomo neutron Cl -, Ión negativo o anión

Las mayores afinidades electrónicas se asocian al os átomos más pequeños, puesto que los electrones añadidos estarán más fuertemente retenidos si entran en un nivel cercano al núcleo. Las afinidades electrónicas mayores corresponden a la parte superior derecha de la tabla periódica – no metales- y las afinidades electrónicas inferiores, están en la parte inferior izquierda –metales-.

1.4 ELECTRONEGATIVIDAD

Es la tendencia que tiene un átomo para atraer y retener los electrones de enlace. La electronegatividad varía de forma similar a la energía de ionización, por lo tanto, los elementos más electronegativos están en la parte superior derecha de la tabla periódica y los más electronegativos, están en la parte inferior izquierda.

ACTIVIDAD


1. Señala en la parte externa de la tabla periódica, con flechas de colores diferentes, la forma como aumenta cada una de las cuatro propiedades periódicas. Utiliza convenciones para señalar tamaño atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.

VENTAJAS DE LA TABLA PERIODICA

Relaciona la posición de un elemento con su configuración electrónica.

Refleja en forma satisfactoria las semejanzas, diferencias y tendencias en la variación de las propiedades físicas y químicas.

Es fácil de recordar y reproducir.

Los elementos del grupo A Y B están claramente separados.

La elevada inercia de los gases nobles, queda justificada por su cerrada configuración electrónica.

Existe separación razonablemente clara entre metales y no metales.

La ordenación creciente de los elementos en cuanto a su número atómico conlleva asi mismo a la ordenación en cuanto a sus propiedades físicas y químicas.

Para los estudiantes de química es un enorme beneficio ya que limita el aprendizaje memorístico de una ilimitada cantidad de información.

domingo, 10 de abril de 2011

TABLA PERIODICA

Metales, no metales, gases nobles

Una primera clasificación de la tabla es entre Metales, No Metales y Gases Nobles. La mayor parte de los elementos de la tabla periódica son metales.

Observa que puedes seguir una pauta muy sencilla para estudiar los no metales.

  • Los no metales comienzan en el grupo de los térreos con el primero (B).

  • La siguiente columna (grupo de los carbonoideos) son dos (C y Si).

  • La siguiente columna (grupo nitrogenoideos) son tres (N, P y As).

  • La siguiente columna (anfígenos) son cuatro (O, S, Se y Te).

  • La siguiente columna (halógenos) son cinco (F, Cl, Br, I y At).

  • Sólo queda el hidrógeno (H) que suele considerarse no metal.

Aprendiendo los no metales y la columna de los gases nobles, podrás saber si un elemento determinado es metal, no metal o gas noble: no metal o gas noble por haberlo estudiado, metal por exclusión. Este conocimiento resulta de importancia en la predicción del tipo de enlace entre átomos.

Tipos de elementos

  1. Los metales los solemos clasificar de la siguiente forma:

    • Metales reactivos. Se denomina así a los elementos de las dos primeras columnas (alcalinos y alcalinotérreos) al ser los metales más reactivos por regla general.

    • Metales de transición. Son los elementos que se encuentran entre las columnas largas, tenemos los de transición interna (grupos cortos) y transición externa o tierras raras (lantánidos y actínidos).

    • Otros metales. Son los que se encuentran en el resto de grupos largos. Algunos de ellos tienen propiedades de no metal en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides).

  2. Los no metales, algunos de los cuales, los que se encuentran cerca de la línea de separación metal / no metal, tienen un comportamiento metálico en determinadas circunstancias (semimetales o metaloides).

  3. Gases Nobles o gases inertes.

Propiedades de los elementos según su tipo

  1. Propiedades de los metales.

Por regla general los metales tienen las siguientes propiedades:

  • Son buenos conductores de la electricidad, del calor, son resistentes y duros

  • Son brillantes cuando se frotan o al corte. Son maleables, se convierten con facilidad en láminas muy finas. Son dúctiles, se transforman con facilidad en hilos finos.

  • Se producen sonidos característicos (sonido metálico) cuando son golpeados.

  • Tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Poseen elevadas densidades, es decir tienen mucha masa para su tamaño. Tienen muchos átomos juntos en un pequeño volumen.

  • Algunos metales tienen propiedades magnéticas: son atraídos por los imanes.

  • Pueden formar aleaciones cuando se mezclan diferentes metales. Las aleaciones suman las propiedades de los metales que se combinan. Así, si un metal es ligero y frágil, mientras que el otro es pesado y resistente, la combinación de ambos podrías darnos una aleación ligera y resistente. Tienen tendencia a formar iones positivos.

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:

  • El mercurio es un metal pero es líquido a temperatura ambiente.

  • El sodio es metal pero es blando (se raya con facilidad) y flota (baja densidad)

  1. Propiedades de los no metales:

  • Son malos conductores de la electricidad y del calor. Son pocos resistentes y se desagastan con facilidad.No reflejan luz como los metales, no tienen el denominado brillo metálico. Su superficie no es tan lisa como la de los metales. Son frágiles, se rompen con facilidad. Tienen baja densidad. No son atraídos por los imanes. Tienen tendencia a formar iones negativos

Hay algunas excepciones a las propiedades generales enunciadas anteriormente:

  • El diamante es un no metal pero presenta una gran dureza. El grafito es un no metal pero conduce la electricidad.

  1. Semimetales o metaloides.

Se encuentran entre lo metales y los no metales (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po). Son sólidos a temperatura ambiente y forman iones positivos con dificultad. Según las circunstancias tienen uno u otro comportamiento.

  1. Hidrógeno.

Aunque lo consideremos un no metal, no tiene las características propias de ningún grupo, ni se le puede asignar una posición en el sistema periódico: puede formar iones positivos o iones negativos.

  1. Gases Nobles o Gases Inertes.

La característica fundamental es que en condiciones normales son inertes, no reaccionan con ningún elemento ni forman iones.

martes, 15 de marzo de 2011

CONFIGURACION ELECTRONICA - NOTACION ESPECTRAL O DISTRIBUCION ELECTRONICA




Corresponde a la descripción completa de los orbitales que ocupan todos los electrones de un átomo o de un ión. Utilizando los conceptos ya establecidos en la teoría cuántica acerca de nivel, subnivel y orbital, es posible explicar y elaborar las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos, es decir, es posible determinar la forma como se distribuyen los electrones de un átomo.

Al escribir las configuraciones electrónicas debemos tener en cuenta las siguientes reglas.

1. Los orbitales que tienen el mismo valor del número cuántico principal, n, ocupan un nivel de energía principal. Hay n2 orbitales en cada nivel.

2. Cada nivel de energía se divide en varios subniveles cuyo número es igual al número cuántico principal, n, para ese nivel. Por ejemplo, el nivel n 3 tiene tres subniveles 3s, 3p, 3d.

3. Cada subnivel se divide en orbitales. El subnivel s, 1 orbital – el subnivel p, 3 orbitales 2 – el subnivel d, 10 orbitales –el subnivel f, 7 orbitales.

4. El número máximo de electrones en un nivel es de 2n2.

5. Regla de Hud. Los electrones se aparean sólo después de que cada orbital de un subnivel ha sido ocupado por un solo electrón.

6. Principio de exclusión de Pauli. En un orbital atómico sólo pueden existir dos electrones, siempre y cuando el espín sea diferente.

DIAGRAMA ESPECTRAL

viernes, 11 de marzo de 2011

ATOMO Y TEORIAS ATOMICAS

ESTRUCTURA ATOMICA


Teoría aceptada: "el átomo se compone de un núcleo de carga positiva, donde concentra casi toda la masa del átomo", su tamaño es muy pequeño, está formado por PROTONES y NEUTRONES, en conjunto conocidos como NUCLEONES. Alrededor del núcleo se encuentra una NUBE DE ELECTRONES de carga NEGATIVA llamada envoltura, su masa es muy pequeña, su tamaño en general es muy grande.

NUCLEO ATOMICO
* PROTONES: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón.
* NEUTRONES: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10–27 kg).

El núcleo más sencillo es el del hidrógeno, formado únicamente por un protón. La cantidad de protones contenidas en el núcleo del átomo se conoce como NUMERO ATOMICO, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del SIMBOLO QUIMICO.

La cantidad total de nucleones (neutrones y protones)que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Número másico del hidrógeno es: 1(1H)

ISOTOPOS: elementos con igual número atómico pero diferente número másico. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio(1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Tienen iguales propiedades químicas del hidrógeno pero se diferencian por sus propiedades fisicas.

Interacciones eléctricas entre protones y electrones
Nube de electrones

Alrededor del núcleo se encuentran los electrones que son partículas elementales de carga negativa igual a una CARGA ELEMENTAL y con una masa de 9,10 × 10–31 kg

La cantidad de electrones de un átomo en su estado BASAL es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.

A diferencia de los nucleones, un átomo puede perder o adquirir algunos de sus electrones sin modificar su identidad química, transformándose en un ION, una partícula con carga neta diferente de cero.

Historia de la teoría atómica: Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr

1.MODELO DE DALTON: John Dalton (Químico inglés) en 1804 postuló :

* La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
* Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

Sin embargo desapareció ante el modelo de Thomson ya que no la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).

2.MODELO DE THOMSON


Thomson en 1897, descubrió el electrón se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel.

JEAN PERRIN, propuso a partir del modelo de Thompson que los electrones se situaban en la parte exterior.


3.MODELO DE RUTHERFORD


En 1911, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas.

4.MODELO DE BOHR


“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas.” Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)

* Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.
* Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe energía Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de luz..

5.MODELO DE SCHRODINGER
Erwin Schorodinger en 1926, actualizó el modelo del átomo. Postuló que los electrones tienen en presencia en una zona de probabilidad llamado ORBITAL.

NUMERO CUANTICO






El número cuántico representa la identificación de los electrones. Son 4 y permiten identificar el nivel, el subnivel, el orbital y el spin de cada electrón en un átomo.


Los números atómicos más importantes son cuatro:
1.Número Cuántico Principal.
2.Número Cuántico Secundario.
3.Número Cuántico Magnético.
4.Número Cuántico de Spin.

NUMERO CUANTICO PRINCIPAL (n)


El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7.

NUMERO CUANTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (l)


Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los numeros:

NUMERO AZIMUTAL SUBNIVEL
0 s sharp
1 p principal
2 d diffuse
3 f fundamental
4 g


NUMERO CUANTICO MAGNETICO (m)

El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones, el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l.

NUMERO CUANTICO DE SPIN (s)

El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2.
De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI

El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones.