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Unidad I:
Propiedades Periódicas:
Masa y Enlace
1. Nociones
moderna
2. Propiedades
elementos
de
teoría
periódicas
atómica
de
3. Enlace iónico y covalente
4. Masas atómicas y moleculares
los
1. Nociones de teoría atómica moderna
A nivel cualitativo obtendremos una comprensión de la teoría
atómica actual. Ésta ha sido la evolución de teorías anteriores que
se fueron perfeccionando en la medida que el conocimiento se fue
ampliando con descubrimientos experimentales y desarrollo de
nuevos conceptos provenientes de la física y adaptados a las
necesidades de la química.
1. Nociones de teoría atómica moderna
A fines del siglo XIX, se creía que toda la naturaleza era
explicable por medio de los conocimientos hasta ese entonces
alcanzados por la física, solo quedaban pendiente un par de
fenómenos que no se podían explicar, como:
- la radiación del cuerpo negro
1. Nociones de teoría atómica moderna
- el efecto fotoeléctrico
1. Nociones de teoría atómica moderna
- espectros atómicos
1. Nociones de teoría atómica moderna
Estructura del átomo de H
Experimentos de finales del siglo XIX obligaron a replantear
modelos atómicos en el siguiente orden cronológico:
1.-) Modelo de Thomson
2.-) Modelo de Rutherford
1. Nociones de teoría atómica moderna
Estructura del átomo de H
3.-) Modelo de Bohr
4.-) Modelo actual:
concepto de órbita es abandonado
siendo reemplazado por el concepto de
orbital
1. Nociones de teoría atómica moderna
Clasificación de elementos
Actualmente se conocen 115 elementos
– Según origen: 89 naturales y 26 sintéticos
– Según abundancia:
• elementos comunes como C, O, Fe, Cu
• elementos escasos Lu, Pm, Tl
– Según propiedades químicas: metales 78%, no
metales 10%, semimetales 7%, gases nobles 5%
1. Nociones de teoría atómica moderna
Átomos, moléculas e iones
Átomo: es la partícula más pequeña de un
elemento
Molécula: es la partícula más pequeña de un
compuesto, con una composición y propiedades
específicas
Ión: es un átomo o molécula que posee carga
eléctrica
1. Nociones de teoría atómica moderna
Estructura atómica



Partículas fundamentales atómicas :
 protones y neutrones (en el núcleo)
 electrones (en torno al núcleo)
Número atómico, Z , es el número de protones
en el núcleo de un átomo. Todo átomo
eléctricamente neutro tiene un número de
electrones igual al de protones
Número másico, A , es el número total de
protones y neutrones
2. Propiedades
elementos
periódicas
de
los
•
Los elementos descubiertos hasta hoy se orden en lo que se conoce
como la Tabla periódica de los elementos; se ordenan de acuerdo a
su número atómico (orden creciente de Z)
•
En la tabla periódica se puede notar la variación que experimentan
diversas propiedades físico-químicas de los elementos
•
Por FILAS se ordenan los elementos que poseen igual número de
capas de electrones
•
Por COLUMNAS se ordenan los elementos que poseen igual número
de electrones de valencia. Estos son los electrones ubicados en la
última capa, es decir, los más externos y por lo tanto los
responsables de las propiedades químicas de los elementos.
CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS
SUBATÓMICAS
Partícula Símbolo. Carga Ubicación Masa,g
-24
Protón
p+
+1
núcleo
1,67x10
Neutrón
n°
0
núcleo
1,67x10-24
electrón
e-1
exterior
9,11x10-28
Carga eléctrica de un electrón: -1,6022 x 10-19 C
2. Propiedades
elementos.
periódicas
de
los
Variaciones de las propiedades periódicas. Suceden a medida que nos
desplazamos por la tabla periódica. Permiten entender la
reactividad de los elementos a un nivel muy básico y cualitativo,
pero muy útil al momento de querer obtener una idea acerca de la
reactividad de los elementos.
Propiedades periódicas.
En el sentido del desplazamiento,
sucede lo siguiente:
Aumentan (de manera no monótona):
1. La energía o potencial de ionización
2. La afinidad electrónica
3. La electronegatividad
Disminuyen (de manera no
monótona):
1. Radio iónico
2. Radio atómico
3. Radio covalente
Agrupamiento de los elementos
en la tabla periódica
Representativosnp5
Tipo gas noble
Transición
Se incluye el grupo del Zn
Transición interna:
Lantánidos
Actínidos
2. Propiedades
elementos.
periódicas
Ejemplo de la variación de la energía de ionización
de
los
2. Propiedades
elementos.
periódicas
de
los
Conceptos físico-químicos de importancia:
- Potencial o energía o entalpía de ionización: (HI) se define como la
energía requerida para desprender un electrón de un átomo en fase
gaseosa. Se calcula del siguiente modo:
PI  E ( N  1)  E ( N )  H I
Donde E(N) es la energía del sistema original (con sus N electrones) y
E(N-1) es la energía del sistema catiónico, es decir, con un electrón
menos.
- Electroafinidad: se define como la energía requerida para desprender un
electrón de un anión en fase gaseosa. Se calcula del siguiente
modo:
EA  E( N )  E( N  1)
2. Propiedades
elementos.
periódicas
de
los
Se suele confundir con la entalpía de electroafinidad (HEA), ya que la
diferencia entre ambas es extremadamente sutil y en términos prácticos,
ambas se asocian a la diferencia energética entre el átomo neutro y su
respectivo anión.
H EA  E ( N  1)  E ( N )   EA
- Electronegatividad: se define como la capacidad de un átomo en una
molécula para atraer electrones de enlace hacia sí mismo.
3. Enlace iónico y enlace covalente
Combinación de los elementos
Mecanismos básicos de combinación
– Las cargas opuestas se atraen
– Los electrones tienden a existir en pares
– Sólo interactúan los electrones de valencia
– Gases nobles o inertes. Estos elementos no se
combinan
En muchos casos, los elementos forman enlaces con el
fin de adquirir la configuración u ordenamiento
electrónico de los gases nobles, es decir, los enlaces
son una forma de ganar estabilidad energética.
3. Enlace iónico y enlace covalente
Principales tipos de enlace químico
Las diferentes interacciones electrónicas de los átomos al
combinarse originan los siguientes tipos de enlaces
químicos:
 Enlace
iónico: Metal + No Metal (Ej.:sales y óxidos metálicos) . Se
presenta entre los elementos representativos (extremos derecho e
izquierdo de la tabla periódica)
 Enlace
covalente: No Metal + No Metal (Ej.:agua, metano, azúcar,
hidrocarburos y plásticos)
 Enlace
metálico: Metal + Metal (Ej.:metales y aleaciones)
3. Enlace iónico y enlace covalente
Estructuras de Lewis
Procedimiento:
1.
2.
3.
Cada átomo se rodea de tantos electrones
como lo indique el número de grupo al cual
pertenece
Los
electrones
se
van
colocando
desapareadamente en torno al átomo
La formación de enlaces ocurre por la
tendencia de los electrones desapareados a
aparearse
Ejemplo:
Sólidos Iónicos: Su existencia se explica mediante la formación de enlaces
iónicos los cuales se establecen entre elementos de los grupos 1 y 2 con los
elementos de los grupos V, VI y VII.
EJERCICIO TIPO CONTROL: ¿Qué tipo de fórmula corresponderá para el
compuesto que se forma entre calcio (grupo II) y flúor (grupo VII)?
DESARROLLO:
F: Grupo VII
7 electrones de valencia
Ca: Grupo II
xx
x x
xF
xx•
-
+2
Ca
2 electrones de valencia
xx
x x
•xFxx
-
Reglas para escribir estructuras de Lewis
se considera especie con carga eléctrica neta q
con n1 átomos diferentes al H y con n2
átomos de H
i. Plantear el esqueleto de la molécula o ión,
identificando que átomos se conectan entre
sí.
ii. Calcular V = el número total de electrones
de valencia
Reglas para escribir estructuras de Lewis
Ejemplo:


Escribir la estructura de Lewis para el
nitrato de cloro Cl-O-N(O) –O
q = 0; n1 = 5 ; n2 = 0
V = 1(7)Cl + 3(6)O + 1(5)N = 30
N = 8(5) + 2(0) - (30 - 0) = 10;
N/2 = 5; 3 enlaces simples y 1 enlace doble
Cl
O N
O
O
OBSERVACIONES: enlace entre átomos no metálicos
idénticos se denomina covalente apolar; y si es
entre no metálicos distintos, el enlace es
covalente polar.
Polaridad de enlace:
Cl
O N
O
O
La suma de los momentos o polaridades de enlace en
una molécula entrega el momento dipolar