temas quimica exani II

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Exani-II QUIMICA Note on temas quimica exani II, created by ibeth cruz on 05/17/2016.
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QUIMICA La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular. Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en un primer intento para entender como se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones. ESTRUCTURA ATOMICA El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas y diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. Además la mayoría de las reacciones químicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de los átomos, el estudio de los modelos atómicos que permiten conocer la distribución de los electrones en los átomos; desde el modelo de Thomson, pasando por el modelo de Bohr hasta llegar al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica, modelo que es el aceptado actualmente. Destacaremos la descripción de los electrones a través de los números cuánticos y los orbitales electrónicos. MODELO ATOMICO DE DALTON En el período 1803-1808, Jonh Dalton, utilizó los dos leyes fundamentales de las combinaciones químicas, es decir: la "Ley de conservación de la masa"(La masa total de las sustancias presentes después de una reacción química es la misma que la masa total de las sustancias antes de la reacción) y la "Ley de composición constante"(Todas las muestras de un compuesto tienen la misma composición, es decir las mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.) como base de una teoría atómica. POSTULADOS DE DALTON 1. 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. Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. MODELO ATOMICO DE THOMSON Los experimentos de Thomson sobre los rayos catódicos en campos magnéticos y eléctricos dieron pie al descubrimiento del electrón he hizo posible medir la relación entre su carga y su masa; el experimento de gota de aceite de Millikan proporcionó la masa del electrón; el descubrimiento de la radioactividad (la emisión espontánea de radiación por átomos) fue una prueba adicional de que el átomo tiene una subestructura. Una vez considerado el electrón como una partícula fundamental de la materia existente en todos los átomos, los físicos atómicos empezaron a especular sobre cómo estaban incorporadas estas partículas dentro de los átomos. El modelo comúnmente aceptado era el que a principios del siglo XX propuso Joseph John Thomson, quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva. Modelo atómico de Rutherford Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva. El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera: El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia. Para analizar cuál era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento: El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thomson fuese correcto. Modelo atómico de Bohr La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia. Sabemos que el espectro de un elemento químico es característico de éste y que del análisis espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición. El origen de los espectros era desconocido hasta que la teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que éstos se encuentran del núcleo. El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados: Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía Segundo Postulado: Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p. Siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc. Tercer postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía) emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa. Por tanto, la energía absorbida o emitida será: En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía. Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo. Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7 . La teoría de Bohr predice los radios de las órbitas permitidas en un átomo de hidrógeno. rn=n2a0, dónde n= 1, 2, 3, ... y a0=0.53 Å (53 pm) La teoría también nos permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía. Por convenio, cuando el electrón está separado del núcleo se dice que está en el cero de energía. Cuando un electrón libre es atraído por el núcleo y confinado en una órbita n, la energía del electrón se hace negativa, y su valor desciende a RH es una constante que depende de la masa y la carga del electrón y cuyo valor es 2.179 · 10-18 J. Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel más alto (n=2,3, ...) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles. La energía de un fotón, bien sea absorbido o emitido, se calcula de acuerdo con la ecuación de Planck. Representación de las órbitas n Distancia 1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4 8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 Å Nota: Con Å se designa la unidad de longitud Angstrom (en el sistema SI) y equivale a 1.0 x 10-10 metros. Modelo atómico de Schrödinger El modelo atómico de Schrödinger (1924) es un modelo cuántico no relativista. Se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogenoide. En este modelo los electrones se contemplaban originalmente como una onda estacionaria de materia cuya amplitud decaía rápidamente al sobrepasar el radio atómico. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían energías ligeramente diferentes. Esto no tenía explicación en el modelo de Bohr, y sugería que se necesitaba alguna corrección. La propuesta fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. La forma concreta en que surgieron de manera natural estos subniveles, fue incorporando órbitas elípticas y correcciones relativistas. Así, en 1916, Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas más complejas y calculó los efectos relativistas. EL ÁTOMO: (PARTÍCULAS SUBATÓMICAS) Y PROPIEDADES (NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA) La palabra átomo proviene del idioma griego y significa “no divisible” o “indivisible” por lo que el átomo se consideraría la particular más pequeña de la materia que no se puede dividir. Este concepto fue inventado por Demócrito en el 400 ac y en aquella época se creía que el átomo era efectivamente la partícula más pequeña posible de la materia (lo cual no es cierto ya que hay partículas subatómicas) En los átomos se reconoce la existencia de partículas con carga eléctrica negativa, llamados electrones, los cuales giran en diversas "órbitas" o niveles de energía, alrededor de un núcleo central con carga eléctrica positiva. El átomo en su conjunto y sin la presencia de perturbaciones externas es eléctricamente neutro. Centro del núcleo se encuentran otras partícula, los protones, que poseen carga eléctrica positiva, y los neutrones que no poseen carga eléctrica. Así pues dentro del átomo encontramos: Electrón.- es la partícula subatómica de carga negativa que se encuentra girando alrededor del núcleo del átomo el valor absoluto del electrón es 1.60210 x 10-19 C/e Protón.- es la partícula subatómica de carga positiva que se localiza dentro del núcleo del átomo su peso es aproximadamente 1.837 veces mayor que el electrón. Neutrón.- es la partícula subatómica de carga neutra que se localiza dentro del núcleo y su peso es muy similar al del protón. Numero atómico.- numero entero positivo que equivale al número total de protones existentes en el núcleo del átomo. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo su carga nuclear. Masa atómica.- la masa atómica relativa de un átomo es el cociente entre la masa de un átomo y la doceava parte de la masa de una tomo de carbono 12, se considera la suma de protones y neutrones de un núcleo. Orbital atómico.- función que describe la región del espacio que circunda el núcleo de un átomo en la cual la probabilidad de encontrar un electrón es máxima (orbital atómico). Configuración electrónica.- es la forma como se representa a un átomo moderno para su correcta construcción se debe de ir colocando los electrones que tenga el elemento, en los distintos orbitales que se ocupen, por orden de energía, tal y como lo muestra el principio de edificación progresiva. El primer punto a tener en cuenta es que el número máximo de electrones que pude haber en un nivel de energía es igual a 2n2. n = nivel de energía (del 1 al 7). Basándose en lo anterior tenemos como ejemplo que el nivel 2 de energía, puede haber 8 electrones por que 2(2)2=8 Los electrones tienden a llenar los cuatro distintos subniveles (s, p, d, f) de cada nivel de energía y al hacerlo producen lo que se llama configuración electrónica de cada átomo. De acuerdo con el principio de edificación progresiva, los subniveles se llenan siguiendo el siguiente diagrama. La notación de la configuración electrónica consta de los siguientes elementos 2p2 2= numero cuántico especial 2(superíndice)numero de electrones en cada subnivel P=subnivel Ayudándonos del diagrama anterior podemos realizar la configuración electrónica de los elementos para lo que necesitamos el numero atómico de cada elemento. Configuración electrónica de algunos elementos de la tabla periódica. - Hidrogeno numero atómico 1 H1, 1s1 - Berilio numero atómico 4 Be4 ; 1s2, 2s2 - Aluminio numero atómico 13 Al13, 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1. Al sumarse los superíndices nos tiene que dar como resultado el número atómico del elemento. En el caso del berilio 2+2= 4 que es el número atómico. TABLA PERIODICA: GRUPOS Y PERIODOS, PROPIEDADES PERIODICAS: ELECTRONEGATIVIDAD, RADIO ATOMICO, ENERGIA DE IONIZACIÓN Y ESTADO DE AGREGACION. TABLA PERIODICA: la tabla periódica actual clasifica a los elementos por grupos (columnas vertebrales), siendo ocho los grupos en que está dividida. La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner. GRUPOS A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988, los grupos de la tabla periódica son: Ø Grupo IA metales alcalinos(li, Na, K, Rb, Cs, Fr,). Son metales blandos químicamente muy activos se les encuentra generalmente en forma de sales, no existen en la naturaleza de forma libre. Ø Grupo IIA metales alcalinos-térreos. (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) también son metales actives pero no tanto como los del grupo I se le pude encontrar como sulfatos y carbonatos. Ø Grupo IIIA familia de Boro(B, Al, Ga, In, Tl). En este grupo aparecen el primer elemento no metálico (boro), los demás integrantes son metales generalmente se encuentran como oxidos. Ø Grupo IVA familia del carbono (C, Si, Ge, Sn, Pb) los dos primeros elementos del grupo son no metales, el carbono se encuentra en la materia organica, el silicio en la corteza terrestre es muy abundante los demás elementos se les puede encontrar en forma de óxidos y sulfuros. Ø Grupo VA familia del nitrógeno (N, P, As, Sb, Bi) los tres primeros elementos del grupo son no metales el nitrógeno se encuentra en el aire, el fosforo se encuentra en forma de fosfatos y los demás elementos en forma de silicatos. Ø Grupo VIA familia del oxígeno o calcogenos (O, S, Se, Te, Po). Todo los elementos de esta familia son no metales, excepto el polonio, se les encuentra en la naturaleza en forma libre. La palabra calcogenos significa formado de cenizas. Ø Grupo VIIA o familia de los halógenos (F, Cl, Br, I, At). Son los elementos no metálicos, con mayor actividad química. En la naturaleza no existe en forma libre, se les encuentran formando sales. La palabra halógenos significa generadores de sales. Ø Grupo VIIIA o familia de los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). También se conoce como gases raros o gases inertes; son elementos no metálicos que en condiciones normales, se les considera químicamente inertes, se les encuentra en pequeñísimas cantidades en la atmosfera. Ø Grupo B metales de transición.- los ocho grupos B están formados por elementos metálicos, que tienen la característica común, de que sus átomos contienen orbitas, internas incompletas. Ø Elementos radioactivos.- se divide en dos series los lantánidos y los actínidos, reciben el nombre de tierras raras o elementos de transición interna. PERIODOS Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los elementos en el mismo período muestran tendencias similares en radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. En un período el radio atómico normalmente decrece si nos desplazamos hacia la derecha debido a que cada elemento sucesivo añadió protones y electrones, lo que provoca que este último sea arrastrado más cerca del núcleo. Esta disminución del radio atómico también causa que la energía de ionización y la electronegatividad aumenten de izquierda a derecha en un período, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones. La afinidad electrónica también muestra una leve tendencia a lo largo de un período. Los metales —a la izquierda— generalmente tienen una afinidad menor que los no metales —a la derecha del período—, excepto para los gases nobles. La tabla periódica consta de 7 períodos: Período 1.- es uno de los elementos químicos de la primera de siete filas (o períodos) de la tabla periódica de los elementos químicos. El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar. El primer período solo llena el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos elementos se agrupan en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí. El hidrógeno (Z=1) tiene propiedades muy similares a las de los halógenos pero, debido a que sus propiedades químicas lo acercan más a los metales alcalinos, se suele representar al hidrógeno conjuntamente con aquellos. El helio (Z=2) se comporta como un gas noble y se encuentra al final de la hilera, colocado en el grupo 18 (VIIIA). El próximo período contiene ocho elementos, pues no es hasta entonces que se da otro elemento que se comporte como un gas noble (es decir, que tenga sus mismas propiedades). Esta situación puede explicarse mediante las teorías actuales de la estructura atómica. Período 2 Es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica de los elementos químicos. La tabla periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. El segundo período contiene más elementos que la hilera anterior, con ocho elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón. Período 3 Indica que el átomo posee electrones distribuidos en tres niveles de energía. Existen 8 elementos pertenecientes al Periodo 3 son: Sodio (Z=11) Magnesio (Z=12) Aluminio (Z=13) Silicio (Z=14) Fósforo (Z=15) Azufre (Z=16) Cloro (Z=17) Argón (Z=18) Período 4 Un elemento pertenece al Periodo 4 cuando está situado en la 4ª fila de la Tabla Periódica . El Periodo 4 indica que el átomo posee electrones distribuidos en cuatro niveles de energía. Existen 18 elementos pertenecientes al Periodo 4 son: Potasio (Z=19) Escandio (Z=21) Vanadio (Z=23) Manganeso (Z=25) Cobalto (Z=27) Cobre (Z=29) Galio (Z=31) Arsénico (Z=33) Bromo (Z=35) Calcio (Z=20) Titanio (Z=22) Cromo (Z=24) Hierro (Z=26) Níquel (Z=28) Cinc (Z=30) Germanio (Z=32) Selenio (Z=34) Kriptón (Z=36) Período 5 Un elemento pertenece al Periodo 5 cuando está situado en la 5ª fila de la Tabla Periódica El Periodo 5 indica que el átomo posee electrones distribuidos en cinco niveles de energía. Existen 18 elementos pertenecientes al Periodo 5 son: Rubidio Stroncio Itrio Circonio Niobio Molibdeno Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño Antimonio Telurio Iodo Xenón Período 6 Un elemento pertenece al Periodo 6 cuando está situado en la 6ª fila de la Tabla Periódica . El Periodo 6 indica que el átomo posee electrones distribuidos en seis niveles de energía. Existen 32 elementos pertenecientes al Periodo 6 son: Cesio (55) Bario (56) Lantano (57) Cerio (58) Praseodimio (59) Neodimio (60) Prometio (61) Samario (62) Europio (63) Gadolinio (64) Terbio (65) Disprosio (66) Holmio (67) Erbio (68) Tulio (69) Iterbio (70) Lutecio (71) Hafnio (72) Tantalio (73) Wolframio (74) Renio (75) Osmio (76) Iridio (77) Platino (78) Oro (79) Mercurio (80) Talio (81) Plomo (82) Bismuto (83) Polonio (84) Astato (85) Radón (86) Período 7 Un elemento pertenece al Periodo 7 cuando está situado en la 7ª fila de la Tabla Periódica. El Periodo 7 indica que el átomo posee electrones distribuidos en seis niveles de energía. Existen 32 elementos pertenecientes al Periodo 7 son: Francio (Z=87) Radio (Z=88) Actinio (Z=89) Torio (Z=90) Proactinio (Z=91) Uranio (Z=92) Neptunio (Z=93) Plutonio (Z=94) Americio (Z=95) Curio (Z=96) Berkelio (Z=97) Californio (Z=98) Einstenio (Z=99) Fermio (Z=100) Mendelevio (Z=101) Nobelio (Z=102) Lawrencio (Z=103) Rutherfordio (Z=104) Dubnio (Z=105) Seaborgio (Z=106) Bohrio (Z=107) Hassio (Z=108) Meitnerio (Z=109) Darmstadio (Z=110) Roentgenio (Z=111) Copérnico (Z=112) Ununtrio (Z=113) Flevorio (Z=114) Unumpentio (Z=115) Livermorio (Z=116) Unumseptio (Z=117) Ununoctio (Z=118) PROPIEDADES PERIODICAS Los elementos químicos en la Tabla periódica están ordenados como ya sabemos por su número atómico. De hecho sus propiedades son funciones de su número atómico. Esto significa que el aumento o el descenso de una determinada propiedad esta relacionada con el orden de los números atómicos. Con respecto a las propiedades periódicas de los elementos específicamente hablaremos aquí de las más importantes. Electronegatividad La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de un cierto elemento a captar electrones. Si su electronegatividad es elevada significa que tiene mucha tendencia a atraer electrones de otro elemento que sería el dador. Los no metales son aceptores, es decir, electronegativos y los metales son electropositivos o sea, dadores de electrones. En la Tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha dentro de un mismo período y de abajo hacia arriba dentro de un grupo. El elemento más electronegativo es el Flúor y el más electropositivo es el Francio. Radio Atómico Básicamente es la distancia que hay entre el centro del núcleo hasta el electrón más externo. Si nos ubicamos dentro de un mismo grupo (vertical), como por ejemplo el grupo I (Alcalinos), el radio atómico será mayor obviamente para el Francio que se encuentra en el nivel o período 7 que el Litio que está en el 2. Al estar en el nivel 7 se encontrara a mayor distancia del núcleo por eso tendrá mayor radio atómico que el Litio. Ahora si estudiamos esta propiedad a nivel horizontal es algo más complicado de entender. Si estamos en un mismo nivel veremos que el número atómico crece hacia la derecha. Esto significa que un elemento ubicado más a la derecha tendrá mayor cantidad de electrones que su vecino de la izquierda. Al tener más electrones tendrá más protones (cargas positivas). Por lo tanto habrá más fuerza de atracción de los electrones hacia el núcleo y esto provocara una reducción aunque sea pequeña del radio atómico ya que la nube electrónica se acercara más al núcleo. En conclusión, los elementos ubicados más a la derecha dentro de un cierto nivel, tendrán menor radio atómico que los ubicados a la izquierda. Por eso, el radio atómico disminuye hacia la derecha. ENERGÍA DE IONIZACION Es la energía que hay que entregar para arrancarle el electrón más externo a un átomo en su estado neutro y gaseoso. Cuando se trata del electrón más externo hablamos de la primera energía o potencial de ionización y si se trata por ejemplo del segundo será la segunda energía o potencial de ionización. Generalmente las bibliografías hablan más de la primera energía. Con respecto a un grupo esta energía aumenta de abajo hacia arriba. Se entiende porque si volvemos al ejemplo del grupo I será más complicado extraerle el electrón más externo al Litio o al Sodio que al Francio que está muy lejos del núcleo (nivel 7). Al estar tan lejos del núcleo hay muy poca atracción y por lo tanto es más fácil sacarle su electrón. Si ahora planteamos la misma situación a nivel de un periodo, o sea, horizontalmente, ocurre algo similar comparado con el radio atómico. Aumenta hacia la derecha porque hay mayor densidad electrónica en los elementos ubicados más a la derecha por tener mayor número atómico. Al estar con más electrones, habrá más protones y mayor atracción. Por este motivo se necesitara más energía o potencial para arrancarle algún electrón. Las flechas apuntan hacia el aumento de la propiedad mencionada. En los casos de iones también varían con respecto a sus átomos predecesores. Por ejemplo, el cloro al ganar un electrón queda negativo y su radio por consecuencia crecerá. Al contrario pasara con el sodio que al perder el electrón más externo se convertirá en un ion positivo con un radio obviamente menor al átomo de sodio neutro. ESTADOS DE AGREGACION Electronegatividad y tipos de enlace: ionico y covalente Electronegatividad: el la fuerza con que los átomos de un elemento atraen al par de electrones del enlace la electronegatividad es creciente del grupo IA al VIIA y de abajo hacia arriba. En general al combinarse dos elementos la diferencia de electronegatividadades nos da el tipo de enlace. Diferencia de electronegatividades: 0, 0.2, 0.4, 0.6, 0.8, 1.0, 1.2, 1.4, 1.6: ENLACE Covalente. Diferencia de electronegatividades: 1.8, 2.0, 2.2, 2.4, 2.8, 3.2: ENLACE IONICO. Enlace iónico.- se lleva a cabo entre un metal y un no metal generalmente los grupos I y II de la tabla periódica combinados con el 5,6,7 de la misma. Enlaces covalentes a) E.C. no polar o puro.- se lleva a cabo entre 2 no metales generalmente dos átomos del mismo elemento formando una verdadera molécula ej.O2, N2, H2 b) E.C. polar.- Se forma entre dos metales comparten un electron, pero la nube electronica se desplaza hacia el mas electronegativo formando dos polos uno positivo y uno negativo ej HCL, donde CL es el mas electronegativo. c) E.C. coordinado.- se forma entre dos no metales uno de los elementos cede 2 electrones al otro y ambos lo comparten al primero se le llama donador y a la que recibe receptor, y en química con una flecha ej H2CO2. PROPIEDADES FISICAS Y QUIMICAS DE METALES, NO METALES, SEMIMETALES Y GASES NOBLES. METALES.- Los metales son los elementos de las familias I y IIA, así como todos los de las familias I a VIIIB. Propiedades físicas: Estados de agregación. Sólidos a temperatura ambiente excepto Hg, que es un líquido; el cesio, galio y francio tienen puntos de fusión muy bajos: 28.7°, 29.8° y 30°C. Conductividad. Son buenos conductores del calor y de la electricidad. Apariencia. Presentan un brillo característico llamado brillo metálico. Ductibilidad. Se pueden transformar en hilos. Maleabilidad. Se pueden convertir en láminas (láminas de acero para recubrir cocinas). Color.- La mayor parte de ellos son grises, de un tono parecido al de la plata, por lo que son llamados argentíferos, excepto el cobre que es rojo y el oro es amarillo. Los átomos de los metales se ordenan de manera regular en forma de redes cristalinas llamadas redes metálicas. Propiedades químicas: Propiedades periódicas. Poseen baja energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad, por lo que pierden fácilmente sus electrones de capa de valencia. Reactividad. La mayoría de los metales reaccionan con los no metales, principalmente con el oxígeno para formar óxidos y con los halógenos para formar halogenuros. NO METALES.- Pueden encontrarse en la naturaleza unidos a los metales o a otros no metales para dar una amplia gama de compuestos y también se les encuentran libres, todas estas sustancias son vitales para la existencia de la vida en nuestro planeta, los elementos más importantes que forman a los seres vivos son los metales como C, H, N y O. Propiedades Físicas: Estado de agregación. A temperatura ambiente se presentan como sólidos, líquidos o gases, por ejemplo el carbono, silicio y yodo, que son sólidos; el bromo es líquido y la mayoría son gases como el oxígeno, nitrógeno, cloro, neón, argón. Apariencia. Algunas de los no metales son coloridos, por ejemplo, el bromo es rojizo, el azufre es amarillo, pero no presentan brillo metálico. Ductibilidad y maleabilidad. A diferencia de los metales, no son dúctiles ni maleables. Densidad. Por lo general su densidad es menor que la que presentan los electos metálicos. Conductividad térmica y eléctrica. Son malos conductores del calor y la electricidad, los no metales se emplean como aislantes, por ejemplo, la cubierta de los cables eléctricos está elaborado con los metales. Alotropía. Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado. Esta propiedad se presenta únicamente en los no metales. Por ejemplo: Elemento Símbolo Alótropos Carbono C Diamante y grafito ( cristal duro y sólido amorfo respectivamente) Oxigeno O Diatómico (O2) y triatómico (O3, ozono). Ambos gases Silicio Si Sílice, cuarzo, pedernal, ópalo (sólidos) Los sólidos no metálicos también pueden presentar el fenómeno de alotropía, ya que los átomos del sólido se encuentran arreglados en diferentes formas geométricas, por ejemplo el azufre, que se encuentre en dos formas alotrópicas, una llamada monocíclica y otra rómbica. Propiedades químicas: Tienen energías de ionización y afinidades electrónicas mucho más altas que los metales, a si mismo, son mucho más electronegativos. Electrones de la capa de valencia. Los no metales tienen una capa de valencia de 4 o más electrones (4-IVA, 5-VA, VIA, 7VIIA y 8-VIIIA). El hidrógeno a pesar de que está en la familia IA es un no metal y se comporta químicamente como los halógenos (VIIA), se encuentra libre en la naturaleza, arde con mucha facilidad y reacciona con muchos de los metales y de los no metales. METALOIDES.- Los metaloides o semimetales tienen propiedades de los metales y de los no metales. Propiedades químicas: Se comportan químicamente como los no metales, tienen 3 o más electrones en su capa de valencia, reaccionan con algunos metales y con los no metales. Propiedades físicas: Tienen brillo metálico, son semiconductores de la electricidad y son malos conductores del calor. Gases nobles.- Los gases nobles se ubican en el grupo VIIIA en la tabla periodica de los elementos químicos. Los gases nobles se caracterizan ya que presentan propiedades químicas muy similares. La primera indicación de la existencia de los gases nobles fue divulgada por el químico ingles Cavendish, en 1784. Algunas características de los gases nobles a condiciones normales son: Son gases con un solo átomo (monoatómicos) Son incoloros Presentan reactividad química baja Existen 6 gases nobles que se encuentran en la naturaleza: 1. Helio (he) : Abunda en el sol y en los planetas de mayor masa. Se utiliza para inflar globos meteorológicos y dirigibles. 2. Neón (Ne) : Emite color rojizo, se usa para avisos luminosos. 3. Argón (Ar) : Como combustible para aviones y cohetes 4. Kriptón (Kr) : Se usan en bombillas que duran años, también para flash fotográfico 5. Xenón (Xe) : Luz azul-verde parecido al kriptón 6. Radón (Rn) : de noble nada de nada, es radioactivo (cancerígeno) ENLACES QUIMICOS Configuración electronica al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo. Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía. Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones. Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas. Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos. Los Números Cuánticos En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía. Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n". Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno). Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será: l = 0, 1, 2, 3,…, n-1. Ejemplo: Si n = 1 (n – 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0) Si n = 2 (n -1 = 1), entonces l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados como 0 y 1 Si n = 3 (n – 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2 Si n = 4 (n – 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3 Si n = 5 (n – 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4 También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales. Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f). Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante. Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el número cuántico secundario (o azimutal) determina la excentricidad de la órbita: cuanto mayor sea este número, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón. Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0) es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular. Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la excentricidad de la órbita. Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado. Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo el número cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½.. Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes: • Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón” • Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”. Tipos de configuración electrónica Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son: Configuración estándar Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales. Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s. Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Configuración condensada Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel. Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Configuración desarrollada Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund. Configuración semidesarrollada Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía. Niveles de energía o capas Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg). Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas. Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía). Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7. 2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía. 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).. La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla: Niveles de energía o capa (n) Niveles de energía o capa (n) 1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N) Tipo de subniveles s s p s p d s p d f Número de orbitales en cada subnivel 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Denominación de los orbitales 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f Número máximo de electrones en los orbitales 2 2 - 6 2 - 6 - 10 2 - 6 - 10 - 14 Número máximo de electrones por nivel de energía o capa 2 8 18 32 Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos. Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos. La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales: Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos. Regla de las diagonales Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento. En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta. En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles). En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles. El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento. La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales). Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo? Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo. Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario: Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1). Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-). Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba. En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2. Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1. Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2 2s2 2p6 3s1 Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales); tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital). En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1 Otros ejemplos: CLORO: 17 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7 MANGANESO: 25 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2 El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones). El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel). configuracion020 Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo. Hagamos un ejercicio: Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones. En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones. En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones. En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones. Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así:: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9 donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata. 1.- Conocer su número atómico (sacado de la tabla periódica). 2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–) número de electrones. 3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión). 4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones. Por ejemplo, el ión Mg+2 (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg+2) tiene carga +2 (porque perdió o cedió 2 electrones), hacemos 12 (protones) – X = 2 Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg+2) es igual a 10, El ión Mg+2 tiene 10 electrones. ¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo? Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s2). Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p). En 2s hay sólo 2 electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s2 2s2 2p6 (este 2p6 es los mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6) Otro ejemplo: Configuración electrónica del fósforo (P) Nº atómico Z = 15 15 protones y 15 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, podemos hacer el siguiente análisis: Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7. Electrones de valencia. Los electrones que se encuentran en los mayores niveles de energía de determinado átomo son llamados electrones de valencia. Son los que posibilitan la reacción de un átomo con otro, del mismo elemento o de elementos diferentes, ya que tienen facilidad o predisposición para participar en los enlaces. Sólo los electrones que se encuentran en la superficie externa del átomo son capaces de interactuar con electrones de otro átomo, éstos son los electrones de valencia. Los enlaces formados pueden ser del tipo iónico, covalente o de traslape de orbitales. En el enlace iónico los electrones de valencia son cedidos por un átomo y ganados por el que tiene mayor afinidad por los mismos. Pongamos por ejemplo el átomo de sodio, que tiene un solo electrón de valencia, y lo pierde con facilidad. Frente a un átomo de cloro, el cual tiene siete electrones de valencia y predisposición a ganar uno más y completar ocho electrones (regla del octeto) el sodio cederá el suyo, formándose un enlace iónico. En el enlace covalente, los electrones de valencia no son cedidos ni ganados, sino que se comparten. Supongamos dos átomos de hidrógeno. Cada átomo tiene un electrón de valencia en su orbital 1s, necesitando ambos un electrón más para completar el orbital. Entonces, al reaccionar entre ellos, los orbitales 1s de ambos se solapan y los átomos pasan a compartir los electrones, y así completar los dos su orbital, formándose la molécula H2. En los átomos que presentan varios electrones de valencia, se podrán observar varios enlaces, con el mismo átomo o con átomos distintos. Los símbolos de Lewis o símbolos de electrón punto son una manera muy sencilla de representar los electrones de valencia de un átomo y de visualizar los que participan en enlaces y los que quedan solitarios. En este tipo de representación observamos el símbolo químico del elemento rodeado de un cierto número de puntos, que representan los electrones de valencia. El símbolo químico representaría el núcleo del átomo y los electrones internos. El par de electrones compartidos brinda a cada átomo de hidrógeno dos electrones adquiriendo la configuración electrónica externa del gas noble helio. Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre átomos. Los electrones de valencia que no participan del enlace se representan como puntos alrededor del átomo correspondiente. Solo se representan los electrones de valencia. REGLA DEL OCTETO Y ESTRUCTURA DE LEWIS Esta regla fue enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, esta regla nos indica que los átomos al combinarse ganan, pierden o comparten electrones, tratando de conseguir una estructura del gas noble mas cercano a el elemento, o en su último nivel de energía, quedar con 8 electrones y así se un compuesto estable. La ley del octeto, los enlaces se relacionan con las interacciones necesarias para eliminar los electrones sobrantes o adquirir los electrones faltantes, y así poder conseguir la configuración del gas noble o quedar con su último nivel lleno. EXCEPCIONES A LA LEY DEL OCTETO: 1. Los elementos H y He que sólo pueden adquirir como máximo dos electrones en su nivel exterior 2. Los elementos de transición pierden primero los electrones del subnivel s que los del subnivel d y adquieren configuración de seudogas. el seudogas se produce cuando a

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