QUÍMICA: TEMA: Química atómica- parte 2

PROPIEDADES PERIÓDICAS

son aquellas que se repiten  secuencialmente en la tabla periódica

Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón  a un átomo neutro

Electronegatividad: medida de la tendencia para atraer electrones

Afinidad electrónica: es la energía liberada al captar un electrón un átomo neutro

Valencia: numero de electrones que el átomo involucra para formar el enlace

Numero de oxidación: Es un numero que representa la cantidad de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado, es positivo si el átomo pierde electrones,  negativo cuando el átomo gana electrones. Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.
 
Las reglas son:
1. Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se  distribuyen en forma equitativa entre ellos.
2. Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.

ENLACES

Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de completar ocho electrones en su último nivel.

Enlace iónico:  Son los enlaces que se dan entre metales y no metales cuando los metales transfieren electrones a los no metales. Ejemplo: NaCl

Enlace covalente: es la combinación de no metales entre si No favorece la transferencia de electrones por lo que Lewis supuso que debían compartirlos. Ejemplo:  HCl

Enlace covalente apolar (o no polar)
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar.
Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.
Enlace covalente apolar: Molécula de N2

En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares (formadas por dos átomos del mismo elemento) , tales como H2, O2, N2, F2 y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. Por ejemplo, una molécula de dióxido de carbono (CO2) es lineal con el átomo de carbono al centro y, por lo tanto, debido a su simetría es covalente apolar.

Enlace covalente polar
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar (polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual).
Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales.
Estas sustancias no conducen la electricidad ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.

Veamos un ejemplo:
¿Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una electronegatividad de 2,2  y el Oxígeno 3,44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será: 3,44 – 2,2 = 1,24.
El resultado de la operación entrega 1,24 cifra que es menor que 2,0 y mayor que 0,5.
Por lo tanto, el enlace será covalente polar. Además, si no se conociera la electronegatividad de los elementos bastaría saber que son dos no metales distintos para definir su enlace como covalente polar.
Enlace covalente coordinado
Se establece por compartición de electrones entre dos átomos, pero sólo un átomo aporta el par de electrones compartidos.

Propiedades de los enlaces covalentes:
   •   Son gases, líquidos o sólidos de bajo punto de fusión.
   •   La mayoría son insolubles en disolventes polares.
   •   La mayoría son solubles en disolventes apolares.
   •   Los líquidos y sólidos fundidos no conducen la electricidad.
   •   Las disoluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas cargadas.

Enlace metálico: Es cuando los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas noble, En un enlace  metálico los electrones fluyen libremente

Ejercicio UNAL:

Respuesta: B

QUÍMICA: TEMA: Química atómica- parte 1

QUÍMICA ATÓMICA

ESPECTROSCOPIA

Estudia la interacción entre la radiación y la materia que produce un espectro específico y distinguible para cada átomo de acuerdo a la energía emitida o absorbida. Los elementos al ser excitados (absorben energía) saltan de un nivel a otro de mayor  energía  al quitar la fuente de radiación el electrón vuelve a caer a un nivel más bajo.  La temperatura de un grupo de partículas es indicativa del nivel de excitación.

MODELOS ATÓMICOS

Modelo atómico Dalton: Los átomos son esferas en su mayor parte vacías. Átomos de

un mismo elemento tienen propiedades similares. Los átomos se  combinan en relación de números enteros.

Modelo atómico J. Thomson: El átomo es una esfera cargada positivamente

Donde se incrustan partículas negativas en igual número que las positivas.

Modelo atómico  Ernest Rutherford: Existe una región central (núcleo) donde se  encuentra el total de la carga positiva y la mayor parte de la masa. En determinadas

Órbitas se localizan las partículas negativas.

Modelo atómico de Bohr: Los electrones  pueden saltar de  un nivel a otro  ganando o  perdiendo energía  en términos de  fotones.

 

Configuración electrónica: indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

Cada electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos, los cuales son:

Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...)

Número Cuántico secundario o azimutal(l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el electrón. Se representa por s(0), p (1), d (2) y f (3) 

Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0).

Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos).

Ejemplo: cadmio su numero atómico es 48 

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10

*Como se sabe cuál es el periodo, grupo y numero de electrones con la configuración electrónica??:  Se observa el último nivel el numero mayor, te da el período, y el exponente o la suma de exponentes el grupo esto en los elementos representativos , : en los de transición no se cumple.

Ej: K  Z=19 .-1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1- 

Tiene 4s1 período 4 .- grupo 1 

*Cómo saber en qué grupo se halla un elemento del que se sabe su configuración electrónica: A partir de la configuración electrónica de un elemento se puede conocer su número de familia siguiendo una serie de razonamientos.

Familias A y B

En primer lugar, diremos que hay dos tipos de familias: las A y las B. Las A son aquellas que o no tienen electrones en subcapas d o tienen completas todas sus subcapas d (es decir, aquellas en cuya configuración encontramos una o varias subcapas d10 pero no d2, d5, d7…). Las B son las que no tienen completa alguna subcapa d, es decir, que tienen configuraciones en las que aparecen subcapas d2, d5, d7… (Son excepción a este regla el Zn, el Cd y el Hg, que sí tienen completas todas sus subcapas d pero son de una familia tipo B.).

Para saber el número de familia de un elemento conviene escribir la configuración electrónica completa del elemento que se obtiene a partir del diagrama de Moeller y ordenar sus capas y subcapas de menor a mayor número cuántico principal n y sin considerar las excepciones.

Familia A

Por ejemplo, la configuración del Sr (Z = 38) sería:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2

Nos fijamos en el orbital u orbitales con valor más alto del número cuántico principal. En este caso es 5. Eso nos dice que el elemento está en el periodo 5. Por otro lado, solo hay un orbital con ese número cuántico máximo, el 5s2. Como tiene 2 electrones, el elemento pertenece a una familia II.

Por lo tanto, el Sr es de la familia IIA.

Vayamos ahora con el Ba. Su configuración es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s2

Pertenece al periodo 6 y también a la familia IIA (es A porque sus dos subcapas d están llenas).

Sea el Po:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p4

El número cuántico n más alto es el 6. En los dos orbitales con el número cuántico más alto (6s y 6p) tiene 6 electrones en total. Por lo tanto, pertenece a la familia VI, y concretamente a la VIA porque todas sus subcapas d están completas (d10).

El C tiene configuración

1s2 2s2 2p2

No tiene subcapas d, por lo que su familia será del tipo A. Su periodo es 2 y su familia es la IVA.

Familia B

Averiguar el número de familia al que pertenece un elemento cuando esta familia es del tipo B es más complicado. Para los números de familia del IIIB al VIIB, se cuentan los electrones contenidos en la subcapa d que no esté completa y se le suman 2.

Así, la configuración del Re (Z = 75) es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d5 6s2

Pertenece al periodo 6 y su familia es del tipo B porque tiene una subcapa d no completa. Como los electrones en esa capa son 5, la familia es (5 + 2 = 7) la VIIB.

Pertenecen a la familia VIIIB todos los elementos que tengan una subcapa d incompleta tipo d6, d7 o d8. Por ejemplo, la configuración electrónica del Pt (sin tener en cuenta que constituye una de las excepciones a la regla de Madelung) es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d8 6s2

Pertenece al periodo 6 y su familia es del tipo B porque tiene una subcapa d no completa. En este caso, la familia es la VIIIB porque tiene esta subcapa es d8.

Finalmente, los elementos con una subcapa d9 pertenecen a la familia IB y los que tienen una subcapa d10 pero no tienen electrones en subcapas p del siguiente número cuántico principal pertenecen a la IIB.

Por ejemplo, el Cd (Z = 48) tiene esta configuración:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2

Tiene una subcapa 4d10 pero no tiene subcapa 5p. Por lo tanto, es de la familia IIB.

(tomado de http://goo.gl/UkAs0w )