U.E. “Colegio Arístides Bastidas”Universidad de Oriente

Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia. ASOVAC-Guayana

Prof. Anayka Gómez

Prof. Karina Pino

Prof. Adriana Maldonado

Junio 2009

Universidad de OrienteAsociación Venezolana para el Avance de la

Ciencia-Guayana

•Ley Periódica

•Propiedades Periódicas

•Metales, No metales y metaloides

•Números cuánticos.

•Configuración electrónica.

•Método de la lluvia

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Prof. Anayka Gómez

Mayo- 2009

Números cuánticosNúmeros cuánticos

• El modelo atómico de Bohr introdujo un sólo número cuántico (n) para describir una órbita. Sin embargo, la mecánica cuántica, requiere de 3 números cuánticos para describir al orbital (n, l, ml):

Número cuántico principal (n):Número cuántico principal (n):

• Representa al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, ....)

• Se le asocia a la idea física del volumen del orbital.

• n = 1, 2, 3, 4, .......

Número cuántico secundario (l):Número cuántico secundario (l):

• Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital.

• Sus valores dependen del número cuántico principal (n), es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y n - 1, incluyendo al 0.

Tipo de orbital

Nº orbitales

Nº e-

s 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

Número cuántico magnético (m):Número cuántico magnético (m):

• Describe las orientaciones espaciales de los orbitales.

• Sus valores son todos los enteros entre -l y +l, incluyendo al 0.

Número cuántico de spin (s):Número cuántico de spin (s):

• Informa el sentido del giro del electrón en un orbital.• Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está

completo o incompleto.• Su valor es +1/2 o -1/2

En una configuración electrónica, un electrón puede ser representado

simbólicamente por:

3p1

Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital

Indica el número cuántico secundario (l)

Indica el número cuántico principal (n)

Escribiendo configuraciones Escribiendo configuraciones electrónicaselectrónicas

Conocer el número de electrones del átomo (Z = p = e).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo.

Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e).

Verificar que la suma de los superíndices sea igual al número de electrones del átomo.

Configuración electrónicaConfiguración electrónica

• Corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

11Na Configuración electrónica

para 11 electrones

1s2 2s2 2p6 3s1

EjemploEjemplo

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Mayo- 2009

La Tabla Periódica de los elementos químicos, se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de Química, Medicina e Ingeniería.

La Tabla Periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base su estructura atómica.

La Tabla Periódica representa un avance fundamental en el desarrollo de ciencias como la Química, la Física y la Geología; y en particular, junto con la Teoría Atómica, establece la estructura básica de la Química como ciencia

En 1869 Dimitri Medeleev y Lothar Meyer publicaron

independientemente disposiciones de los elementos químicos, en

tablas muy parecidas a la Tabla Periódica actual. Ambas

subrayaban la periodicidad o repetición periódica regular de las

propiedades con el peso atómico.

“Las propiedades períodicas de los elementos son

funciones períodicas de sus números atómicos.”

Orden de llenado de orbitales electrOrden de llenado de orbitales electróónicos y nicos y úúltimo ltimo electrelectróón esperado en la tabla perin esperado en la tabla perióódica.dica.

Ta

Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.

s12

AlcalinosAlcalino-térreos

n s1

n s2

p

131415161718

TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases nobles

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

f  El. de transición Interna (lantánidos y actínidos)

n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

La clasificación más sencilla es dividir los elementos en metales, no

metales y metaloides

METALES NO METALES

1.- Las capas externas contienen pocos electrones, tres o menos.

1.-Las capas externas contienen 4 o mas electrones a excepción del H y He.

2.- Forman cationes por pérdida de electrones.

2.- Forman aniones por ganancia de electrones.

3.- Forman compuestos iónicos con los no metales.

3.-Forman compuestos iónicos con los metales.

4.- Estado sólido caracterizado por enlace metálico

4.- Moléculas enlazadas covalentemente.

Los elementos que pertenecen a un mismo período tienen los mismos números cuánticos principales en sus electrones de valencia.

Na Z = 11 1s2 2s2 2p6 3s1 Período 3

Ga Z = 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 Período 4

Rb Z =37 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Período 5

Indique en qué período se encuentran ubicados cada uno de los

siguientes elementos:

1s2 2s2 2p6 3s2 Período 3

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Período 4

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2 Período 5

EJERCICIO 1

Mg Z = 12

Se Z = 34

Zr Z = 40

• Anteriormente se nombraban en números romanos según el número de electrones de valencia del átomo y se acompañan de la letra A si se está llenando un subnivel “s” o “p”, o con la letra B si se está llenando un subnivel “d”.

• Actualmente se denotan en números arábigos, el grupo será igual al número de electrones de valencia si se está llenando un subnivel “s” o “d”, y, si está llenando un subnivel “p” se debe sumar 10 al número de electrones de valencia.

Los elementos que pertenecen a un mismo grupo, sus configuraciones electrónicas terminan de manera similar, es decir, tienen el mismo número de electrones de valencia

Na Z = 11 1s2 2s2 2p6 3s1 Grupo 1

Cl Z = 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Grupo 17

Zn Z = 30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 Grupo 12

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Grupo 2

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Grupo 13

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Grupo 3

EJERCICIO 2

Ca Z = 20

Al Z = 13

Sc Z = 22

Indique a qué grupo pertenecen los siguiente elementos:

Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se

repiten secuencialmente en la Tabla Periódica. Por su posición en la

misma, podemos deducir qué valores presentan dichas propiedades,

así como su comportamiento químico.

Radio Atómico

Radio Iónico

Potencial de Ionización

Afinidad Electrónica

Electronegatividad

Carácter Metálico

El radio covalente es la mitad de la distancia existente entre los núcleos de

dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente simple.

Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva. Cuanto mayor sea la carga, menor será el Ion;

Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la  carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, mayor será el Ion

Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión. Es siempre positiva (proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2),... según se trate del primer, segundo, ... electrón extraído.

X(g) + Energía (E1) → X+(g) + e-

La afinidad electrónica es el cambio energético asociado al proceso en el que un átomo en estado gaseoso gana un electrón.

Cl (g) + e- → Cl- + Energía (∆H) ∆H = - 328 KJ/mol

Este valor es útil para predecir el enlace entre dos átomos. Dos átomos con electronegatividad similar se unirán con enlace covalente y diferentes valores de electronegatividad formarán enlaces iónicos.

La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los electrones de otros átomos a los que está enlazado químicamente.

Ta

 

Desde el punto de vista químico son elementos metálicos aquellos que

manifiestan carácter electropositivo, tienen pocos electrones de valencia

y tienden a perderlos. Son elementos que tienen baja energía de

ionización, baja afinidad electrónica y pequeña electronegatividad.

EJERCICIO 3

Ordenar los siguientes elementos en forma decreciente de la primera energía de Ionización:

A. (Z=37)

B. (Z=49)

C. (Z=51)

1.- Propiedades Periódicas. (2007). [Página Web en línea]. Disponible en:es.geocities.com/segundobach/quimbach/apuntes_propperiodicas.pdf – (18/05/09)2.- Chang, Raymond Química Teoría y Problemas, Séptima Edición en Español Colombia, McGraw-Hill. (2002).

3.- Mahan, Bruce H. Química. Curso Universitario, Segunda Edición Española Bogotá. Buenos Aires. Etc., Fondo EducativoInteramericano. (1977).

4.- Enciclopedia wikipedia. (2007). [Página Web en línea]. Disponible en:es.wikipedia.org/wiki/Tabla_periódica_de_los_elementos - 76k – (16/05/09)

5.- Silberberg Martin S. Química General, Primera Edición en Español México, Buenos Aires. Etc., McGraw-Hill. (2002).

6.- Whitten., Davis, Peck, Química General. 5ta Edición. Editorial Mc -Graw Hill Interamericana España (1998)

7.-Pozas, Antonio y Otros. Curso de Química. Segunda Edición.Editorial Mc Graw-Hill España, (1993).

8.-Garzón, Guillermo. Química General, Serie de Compendios Schaum. Segunda Edición México, (1986)

9.-Atkins, P y Jones, Principios de Química, los caminos del descubrimiento. Tercera Edición. Editorial Médica Panamericana. Buenos Aires, Argentina, (2006)

Universidad de OrienteNúcleo de Bolívar

Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia. ASOVAC-Guayana

Profesora Adriana Maldonado

Universidad de Oriente

Mayo 2009

1) Cambio químico (introducción).

2) Masas atómicas y masas molares (unidades).

3) Métodos de determinación de masas atómicas (Dulong y Petit,

espectrometría de masas).

4) Abundancias isotópicas.

5) Unidad de cantidad de sustancia (mol).

6) Masas reales de átomos y moléculas (relación con el número de Avogadro).

7) Fórmula empírica y molecular (definición y diferencia).

8) Reacción y ecuación química (introducción a la estequiometría de reacción).

9) Cálculos estequiométricos, basados en ecuaciones químicas.

10) Pureza de los reactivos

11) Reactivo limitante y reactivo en exceso.

12) Rendimiento de una reacción.

Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de

reactivos y productos que participan en un proceso determinado. Las

ecuaciones químicas pueden interpretarse en términos de átomos y

moléculas (en la nanoescala) o bien en términos de gramos, moles o litros

(en la macroescala).

Cuantificar un cambio químico implica averiguar, entre otras cosas, qué ha

cambiado, en qué se ha transformado y cuánto se ha producido. Todo esto

se puede lograr mediante la aplicación de un conjunto de leyes

cuantitativas que son la base de la estequiometría.

ESTEQUIOMETRIA Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química.

Para comprender las nociones básicas de la estequiometría química es necesario conocer las siguientes definiciones:

Leyes Fundamentales1. Ley de Conservación de la masa.

2. Ley de Proporciones definidas.

3. Ley de proporciones múltiples.

Definición

1. Átomo

2. Molécula

3. Elemento

4. Compuesto

ÁtomoLa partícula más pequeña de un elemento que conserva La partícula más pequeña de un elemento que conserva

su identidad cuando está involucrado en una reacción su identidad cuando está involucrado en una reacción

química ordinaria.química ordinaria.

MoléculaUnidad química, formada por dos o más átomos, estable Unidad química, formada por dos o más átomos, estable

en condiciones ordinarias.en condiciones ordinarias.

Elemento

Sustancia que no puede descomponerse en otras más

simples por métodos físicos y químicos ordinarios. De

acuerdo a la IUPAC es un sistema cuyos átomos

contienen igual número de protones.

CompuestoSustancia formada por dos o más elementos químicos en proporciones definidas.

Es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro, NA, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).

1 mol átomos = 6,022 x 1023 átomos = Masa atómica

1 mol moléculas = 6,022 x 1023 moléculas = Masa molar

1 Mol de átomos de C = 6,022 x 1023 átomos C = 12 g C

1 Mol de moléculas de H2SO4 = 6,022 x 1023 moléculas H2SO4 = 98 g H2SO4

El mol es la unidad fundamental para medir la cantidad de sustancia, según

el Sistema Internacional de Unidades.

Equivale a la doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono, el 12C. Corresponde aproximadamente a la masa de un protón. Se abrevia como u.m.a pero lo más moderno es emplear solo “u”.

1 u = 1,66 x 10-24 g

m P+ = 1,673 x 10-24 g

Para el elemento carbono la masa atómica corresponde a 12 u por lo que:

1 átomo C = 12 u

12 u = 1,99 x 10-23 g

Al multiplicar por el número de Avogadro el resultado obtenido:

1 átomo C = 1,99 x 10-23 g

6,022 x 1023 átomos C = 12 g

La masa de los átomos y de las moléculas, se mide tomando como patrón la unidad de masa atómica (u).

Masa Atómica: Es la masa de un mol de átomos, medida en (u.m.a).

Masa Molar: Es la masa de una molécula, medida en (u.m.a).

La masa de un elemento o de un compuesto químico puede ser expresada en unidades físicas comúnmente conocidas, o bien, en unidades químicas como el mol, que constituye la unidad fundamental en Química.

La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6,022 x 1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas.

Masa molar

Es la masa en gramos de un mol de las moléculas de un compuesto. Se

calcula sumando la masa atómica de cada elemento de la fórmula

molecular del compuesto, considerando el número de átomos indicado

por el subíndice.

Ejemplo: Determinar la masa molar del compuesto Ácido Sulfúrico H2SO4

Para la conversión de las diferentes unidades estequiométricas, es necesario comprender toda la información contenida en una fórmula molecular.

Para la fórmula del ácido sulfúrico, H2SO4 es necesario saber que:

1 mol molc H2SO4 2 mol at + 1 mol at A S+ 4 mol at O

6,02 x 1023 molc H2SO4(2) 6,02 x 1023 at H + (1) 6,02 x 1023 at S + (4) 6,02 x 1023 at O

98 g H2SO4 2 g de H + 32 g de S + 64 g de O

1 mol de H2SO4 contiene 32 g de S

98 g de H2SO4 contiene 1 mol átomos de S

6,02 x 1023 moléculas de H2SO4 contienen 4 moles de átomos de O.

2 moles de átomos de H por cada 64 g de O

Calcule en 90 gramos de C6H12O6

a) Átomos de C

b) Mol de átomos de H

c) Gramos de O

d) Moles del compuesto

e) Moléculas del compuesto

EJERCICIO 1

C 12 x 6 = 72 g

H 1 x 12 = 12 g

O 16 x 6 = 96 g

180 g/mol

a) Átomos de C

180 g C6H12O6 _______ 6 mol x 6,022 x 1023 átomos

90 g C6H12O6 ________ X = 1,8 x 1024 átomos de C

b) Moles de átomos de H

180 g de C6H12O6________ 12 mol de átomos de H

90 g C6H12O6_________ X X = 6 mol de átomos de H

c) Gramos de O

180 g de Comp_______96 g de O

90 g de Comp.________ x = 48 g de O

d) Mol de compuesto

180 g C6H12O6____1 mol comp.

90 g C6H12O6_____x x= 0,5 mol C6H12O6

d) Moléculas de Compuesto

180 g comp._______6,022 x1023 moléculas de comp.

90 g comp.________ x x = 3,01 x 1023 moléculas de C6H12O6

Ecuación Química: Es la representación simbólica de una reacción

química, en la cual aparecen las fórmulas químicas de todas las sustancias

que intervienen en la reacción, con el símbolo de los estados de

agregación correspondiente a cada una de ellas.

Reactivos Productos

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O1

1

Principales Tipos de Reacciones

Adición: A + B → C

CaO + H2O → Ca(OH)2

Descomposición: C → A + B

CaCO3 → CaO + CO2

Doble sustitución: AB + CD → AD + CB

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

Sustitución: A + BC → AC + B

2 HCl + Mg → MgCl2 + H2

2 moles + 1 mol → 1 mol + 2 moles

2mol (40) g/mol + 1 mol (98) g/mol → 1mol (142) g/mol + 2mol (18) g/mol

2 NA molc + 1 NA molc → 1 NA molc + 2 NA molc

2 NaOH (s) + H2 SO4 (ac) → Na2SO4 (ac) + 2 H2O ( l )

Estequiometría de Ecuación

1. Pureza de los Reactivos.

2. Reactivo límite y exceso.

3. Rendimiento de una Reacción

Pureza de los Reactivos: Se refiere a la cantidad de sustancia pura presente en la muestra. Generalmente se expresa en porcentaje.

% Pureza + % Impurezas = 100 %

Si un reactivo tiene 90 % de pureza

90 g son puros100 g reactivo

10 g son impuros

Reactivo límite y reactivo en exceso:

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Juan necesita 4 tornillos con su tuerca cada uno. Se dirige a la ferretería y le informan que sólo tienen 4 tornillos y 2 tuercas.

Mg + S → MgS Antes

Mg + S → MgS Después

Rendimiento de una Reacción Química ( R )

La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.

A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. En la práctica no siempre se puede obtener la cantidad de producto teóricamente predecible, en función de las relaciones estequiométricas. En general, esto se debe a:

1) Condiciones termodinámicas y cinéticas no favorables. 2) La separación y purificación del producto deseado no es eficiente.3) Alguno de los reactantes contiene impurezas que disminuyen el rendimiento.

100Teorica Cantidad

Real Cantidad%R

EJERCICIO 2

Se hacen reaccionar 350 g de carbonato ácido de sodio, NaHCO3 al 18 % de impurezas con 192,08 g de ácido sulfúrico, H2SO4 según la siguiente reacción:

NaHCO3 (s) + H2SO4 (ac) → Na2SO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)

1. Datos del problema.

2. Balanceo de la Ecuación.

3. Pureza de los reactivos.

4. Reactivo limite y exceso.

5. Cálculos estequiométricos

Determinar

1. Gramos de sulfato de sodio, Na2SO4 que se producen.

2. Moléculas de agua que se producen.

3. Moles de CO2 realmente obtenidos, si el porcentaje de rendimiento del CO2 es de 83,5 %

2 NaHCO3 (s) + H2SO4 (ac) → Na2SO4 (ac) + 2 CO2 (g) + 2 H2O (l)

2 mol + 1 mol → 1 mol + 2 mol + 2 mol

2 mol x 84 g/mol +1 mol x 98 g/mol → 1 mol x142 g/mol +2 mol 44 g/mol + 2 mol x 18 g/mol

168 g + 98 g → 142 g + 88 g + 36 g

266 g de reactivos → 266 g de productos

Datos:

350 de NaHCO3 al 18 % de impurezas y 192,08 g de H2SO4

% Pureza + % Impurezas = 100 %

% Pureza = 100% - 18% = 82 %

x100Totales g

Puros g Pureza %

g Puros = 287 g puros de NaHCO3100

350 x 82Puros g

Transformo a moles las masas de reactivos:

nNaHCO3 = 3,146 mol n H2SO4= 1,96 mol

3,146 mol 1,96 mol

2 NaHCO3 (s) + H2SO4 (ac) → Na2SO4 (ac) + 2 CO2 (g) + 2 H2O (l)

2 mol + 1 mol → 1 mol + 2 mol + 2 mol

3,146 mol 1,573 mol

0 0,387 mol

2 mol NaHCO3 ____________ 1 mol H2SO4

3,146 mol NaHCO3_________ x x = 1,573 mol H2SO4

Necesito 1,573 mol de H2SO4 para que reaccionen completamente los

3,146 mol de NaHCO3, y si los tengo.

Reactivo limite o limitante será el NaHCO3

Reactivo en exceso será el H2SO4

a) 2 mol NaHCO3 ____________ 142 g Na2SO4

3,146 mol NaHCO3_________ x x = 223,37 g Na2SO4

b) 2 mol NaHCO3____________2 mol x 6,022 x1023 moléculas H2O

3,146 mol NaHCO3_________ x x = 1,89 x 1024 moléculas H2O

c) 2 mol NaHCO3 ____________ 2 mol CO2

3,146 mol NaHCO3_________ x x = 3,146 mol CO2

% R = mol Real/mol Teóricos x 100 mol real = % R x mol Teóricos/ 100

mol real = 83,5 % 3,146 mol/100 mol real obtenidos de CO2 = 2,63 mol

1.- Estequiometría química, conceptos y definiciones (2007). [Página Web en línea]. Disponible en: www.elprisma.com/apuntes/curso.asp?id=6091 - 28k - (20/05/09) 2.- Chang, Raymond Química Teoría y Problemas, Séptima Edición en Español Colombia, McGraw-Hill. (2002).

3.- Mahan, Bruce H. Química. Curso Universitario, Segunda Edición Española Bogotá. Buenos Aires. Etc., Fondo Educativo Interamericano. (1977).

4.- Enciclopedia Wikipedia. Enciclopedia libre (2007). [Página Web en línea]. Disponible en : es.wikipedia.org/wiki/Estequiometría - 25k – (22/05/09)

5.- Silberberg Martin S. Química General, Primera Edición en Español México, Buenos Aires. Etc., McGraw-Hill. (2002).

Ley de Conservación de la masa

En toda reacción química la masa de las sustancias presentes permanece constante, es decir, la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

Ley de Proporciones definidas

Los elementos químicos que forman un compuesto definido, están combinados siempre en una misma proporción en masa.

Ley de Proporciones Múltiples

Cuando un elementos químico forman más de un compuesto, las cantidades de ese elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, están en una relación de números enteros y pequeños.