15. Química

QUÍMICA

LA QUÍMICA DESARROLLO DEL TEMA ¿Qué estudia la química? La Química se conoce como la ciencia que analiza la composición, las propiedades y la estructura de los diferentes tipos de materia, así como los cambios que experimenta y la energía asociada a ellos. Los cambios químicos y la energía que producen son tan importantes que han encontrado aplicación en diversos campos profesionales como la ingeniería (aceros inoxidables, pinturas), la arquitectura (ladrillos, vidrios), en medicina (vacunas, sueros, antibióticos), en la agricultura (fertilizantes e insecticidas)

Química Orgánica: estudia los compuestos del carbono (derivados de seres vivos y del petróleo). Química Analítica: tiene como fin la identificación (análisis cualitativo), separación y determinación cuantitativa (análisis cualitativo) de la composición de las diferentes substancias. Fisicoquímica: estudia, fundamentalmente, la estructura de la materia, los cambios energéticos, las leyes, los principios y teorías que explican las transformaciones de una forma de materia a otra.

En general, se puede decir que la mayor parte de las actividades del género humano reciben apoyo de la química para desarrollarse.

Bioquímica: estudia a las substancias que forman parte de los organismos vivos (metabolismos celulares).

En la actualidad se conocen varias ciencias (ramas de la química) que tienen una relación íntima entre ellas. Algunos ejemplos de estas ciencias son:

Sin embargo, debido al desarrollo tan grande que ha tenido la química en los siglos XIX y XX, ha sido necesario ampliar el número de ramas, entre las que se encuentran: la electroquímica, la química nuclear, la petroquímica, la radioquímica, la nanotecnología, la biotecnología y otras más.

Química Inorgánica: estudio de los elementos químicos y sus compuestos, excepto el carbono (química de los minerales)

EL MÉTODO CIENTÍFICO Consiste en ?jar la atención en un hecho o suceso de nuestro entorno.

OBSERVACIÓN

RECOPILACION DE DATOS Una ley cientí?ca es una generalización concisa, que resume los resultados de u n a amp lia ga ma d e observaciones y experimentos

En este pas o s e comprueban las hipótesis, con las que no veri?can se sacan otras hipótesis. Los experimentos nos proporcionan datos que sometemos a un análisis. En realidad, la experimentación es una observación mas, pero debidamente

LIBRO UNI

PLANTEAMIENTO DE LEYES

HIPÓTESIS

EXPERIMENTO

Es la búsqueda de información en libros y otras fuentes para encontrar una base que nos pe rm ita proponer explicaciones atinadas

Son la s p osi bles explicaciones al fenómeno observado. La hipótesis es una suposición inteligente que es necesario comprobar

Es una explicación amplia acerca de un hecho o fenóm eno. Las teorías pueden ser rebatidas con el tiempo.

TEORÍA

1

QUÍMICA

LA QUÍMICA

Exigimos más! Ejemplo del método científico Imagina que te sientas en el sofá dispuesto a ver un rato la televisión y al apretar el mando a distancia, no se enciende la tele. Repites la operación tres veces y nada. Miras si el mando está bien, cambias las pilas y sigue sin encenderse la tv. Te acercas a la tv y pruebas directamente con sus mandos, pero siguen sin funcionar. Compruebas si está desconectada, pero está conectada y sin embargo no funciona. Buscas interruptores de la sala y no se encienden las luces. Compruebas en otras habitaciones y tampoco. Sospechas que el problema está en la caja de los plomos central. Vas inspeccionarla y había saltado. Reconectas y todo funciona...

3.

Experimentación: Se comprueba cada una de las hipótesis

4.

Teoría: Se ha quemado el plomo de la caja de fusibles La diferencia de este ejemplo con el método científico es que este es más sistemático y explicito que en nuestra vida cotidiana y esto es necesario para que no se pierda información importante en el análisis que se hace.

I.

MATERIA Es toda realidad objetiva que impresiona nuestros sentidos, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

Este proceso sigue una estrategia que desarrollamos muchas veces de manera inconsciente en la vida cotidiana y que se asemeja mucho al método científico

A. Masa Es la medida de la inercia de un

1.

2.

Observación: detectas el problema de que no funciona la TV

material, debido a la cantidad de materia que posee.

Hipótesis

B. Energía Es la otra forma de existencia en el universo. Se plantea la equivalencia siguiente:

a) Primera hipótesis: quizás no he apretado bien los botones del mando o no he apuntado bien a la TV. b) Segunda hipótesis: no funcionan las pilas del mando. c) Tercera hipótesis: el problema está en los mandos del televisor o en la conexión. d) Cuarta hipótesis: la caja de plomos no funciona

m  masa

E  mc2

C. Estados de agregación física de la materia

c  Velocidad de la luz en el vacío. E  energía equivalente

E. Condensado de Bose - Einstein

Se tienen las siguientes características

Es el quinto estado de la materia a una temperatura

D. Plasma

muy baja en la cual los sólidos adoptan su mejor

Es el estado de la materia más abundante del univer-

cristalización y la impureza tiende a ser nula, en él la

so, existe a temperaturas mayores de 104 °C formado

sustancia estará en su estado más puro.

por una mezcla de cationes y electrones, se encuentra en una estrella viva (sol), supernova, pulsar.

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2

QUÍMICA

LA QUÍMICA

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II. CAMBIOS DE ESTADO FÍSICO DE LA MATERIA

III. PROPIEDADES DE LA MATERIA

b. Para líquidos • Viscosidad: resistencia de un líquido a fluir. Ejemplo: El aceite es viscoso, mientras que el agua es muy fluido.

A. De acuerdo a su amplitud 1. Propiedades generales Se cumple para cualquier clase de materia. •

•

Extensión

Tensión superficial: resistencia de una superficie líquida a la intromisión de un cuerpo extraño. Ejemplo: Una araña caminando sobre la superficie del agua.

La Tierra ocupa un lugar en el espacio. •

Impenetrabilidad Jamás la Tierra y Marte podrían ocupar el mismo lugar a la vez.

•

Inercia La Tierra respecto al Sol guarda una inercia de movimiento y una mesa respecto a la Tierra guarda una inercia de reposo.

•

c. Para gases • Compresibilidad Facilidad con la que un gas puede ser comprimido, lo que no sucede con líquidos o sólidos. •

B. De acuerdo al tamaño de la muestra

Divisibilidad Los diferentes tamaños de materia.

1. Propiedades extensivas Depende del tamaño de la muestra. Son aditivas Ejemplo: El volumen, la fuerza, capacidad calorífica, inercia, entropía.

2. Propiedades particulares o específicas a. Para sólidos – Ductilidad: hilos metálicos: Ag, Au, etc. – Maleabilidad: láminas metálicas: Fe, Al. – Elasticidad: esponja, resortes, globos. – Plasticidad: jabón, plomo, estaño, etc. – Dureza: Resistencia al rayado. Ejemplo: El diamante es el más duro de todas las sustancias existentes en la Tierra, en cambio el talco es el menos duro. – Tenacidad: resistencia a la rotura. Ejemplo: El hierro es tenaz, el diamante es frágil. LIBRO UNI

Expansibilidad Todo gas trata de ocupar el máximo volumen que le sea posible.

2. Propiedades intensivas No dependen de la masa. No son aditivas Ejemplo: La ductilidad, temperatura de ebullición, elasticidad, dureza, etcétera.

IV. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA A. Sistema Porción del Universo que es objeto de estudio. Ejemplos: • Sistema Planetario Solar. • El motor de un carro. • Una casaca. 3

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LA QUÍMICA

Exigimos más! B. Cuerpo

Ejemplo:

Forma limitada y geométricamente definida de materia, formada por la unión de sustancias.

Sustancia simple Oxígeno Ozono Cloro Azufre rómbico Azufre monoclínico

Ejemplo: Cuerpos Botón Vaso Clavo

de de de

plástico vidrio fierro

•

C. Sustancia Es la unión de elementos de igual o diferente naturaleza, se representan por un símbolo o fórmula, hay 2 clases:

Fórmula O2 O3 C 2 S8 S

Sustancias alotrópicas Son sustancias simples de un mismo elemento, en el mismo estado físico, pero con diferente fórmula o estructura cristalina. Ejemplos: O2(g) y O3(g) S8(s) y S(s) P4(s) y P(s)

•

Sustancia simple Formada por una sola clase de elemento.

•

Sustancia compuesta o compuesto químico: Formada por 2 ó más clases de elementos.

D. Elemento

• •

Conjunto de átomos con igual número de protones, se reconocen por su símbolo. Ejemplo: oxígeno: O; hidrógeno: H

C. Fenómeno nuclear Cambia la identidad nuclear de la materia, o sea cambia la naturaleza de los elementos que constituyen la materia inicial, con gran desprendimiento de energía.

V. FENÓMENO Acontecimiento que provoca cambios en la estructura de la materia.

A. Fenómeno físico

Ejemplo: • Lo que ocurre en la bomba atómica

Cambia sólo la estructura física (externa) de la materia.

235 1 92 U + 0n

Ejemplo: • Disolver azúcar en agua. • Hervir el agua para que pase de líquido a vapor.

B. Fenómeno químico Cambia la identidad química de la materia, convierte a una sustancia en otra. Ejemplo: • Quemar papel. • Encostramiento de la sangre. LIBRO UNI

Digestión de los alimentos. Cocer un huevo.

•

89 1 144 56 Ba + 36Kr + 30 n + energía

Un átomo de uranio al chocar con un neutrón, su núcleo se rompe en 2 núcleos más pequeños: Bario y Kriptón y 3 neutrones, liberándose una gran cantidad de energía. Lo que ocurre en las entrañas del Sol (el hidrógeno se convierte en Helio). 2 3 4 1 H  1H  2

4

He  Energía  n QUÍMICA

LA QUÍMICA

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DIVISIÓN DE UN CUERPO Se logra por diferentes medios cada vez más sofisticados hasta un límite de división, veamos:

I.

•

UNIÓN DE SUSTANCIAS

Componentes: * Soluto : NaC  * Solvente : H O 2

A. Reacción química de sustancias Es la unión de 2 ó más sustancias, en proporciones fijas y definidas, tal que las propiedades químicas de los productos son diferentes a las de los reactantes, se reconocen por una ecuación química. • 2H2  O2  2H2O : Formación del agua. • 2SO2  O2  2SO3 : Formación del anhídrido sulfúrico. • H2O  SO3  H2SO4 : Formación del ácido sulfúrico.

•

Constituyentes son los elementos: Sodio, Cloro, Hidrógeno y Oxígeno.

 el agua salada es una solución monofásica, binaria y tetraelemental.

B. Mezcla de sustancias

2. Mezcla heterogénea

Es la unión de 2 ó más sustancias en proporciones variables, tal que las propiedades químicas de éstas permanecen inalterables hasta el final del proceso; no presentan ecuación química; puede ser de 2 clases:

Aquella donde un componente (Fase Dispersa: F.D.) no se puede disolver en otro (Medio Dispersante: M.D.) a lo más se dispersará en dicho medio, por lo que pueden ser observadas a simple vista, o con ayuda del microscopio (Mezcla heterogénea fina).

1. Mezcla homogénea o solución Aquella donde un componente (soluto) se ha disuelto completamente en otro (solvente), tal que no pueden ser diferenciados ni con la ayuda del ultramicroscopio, presentan una sola fase.

Ejemplo:

Ejemplo:

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5

QUÍMICA

LA QUÍMICA

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II. MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS TAMIZADO

Analizando •

•

Componentes: (son las sustancias) –

Fase dispersa (F.D.): SiO2

–

Medio dispersante (M.D.): H2O

Separación de dos solidos por la diferencia de tamaños

Constituyentes: (son los elementos) Silicio (Si); Oxígeno (O); Hidrógeno (H)

 el sistema es heterogéneo, difásico, binario

Luego

y trielemental.

II. ENERGÍA Además es capaz de realizar un trabajo. La energía puede ser de diferentes clases, dependiendo de la fuente que lo genera, así tenemos:

FILTRACIÓN Consiste en separar o retener partículas sólidas de un líquido por medio de una barrera, la cual puede consistir de mallas, fibras, material poroso (papel filtro) o un relleno sólido.

A. Relación energía - masa (Einstein) E  m  c2

CENTRIFUGACIÓN Consiste en separar sólidos de líquidos donde el sólido es visible pero muy pequeño observándose el líquido turbio, para lograr la separación se utiliza una centrifugadora, la cual imprime a la mezcla un movimiento rotatorio con una fuerza de mayor intensidad que la gravedad, provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad. La centrifugación es el método usado para separar el plasma de la sangre, para la fabricación de azúcar, separación de sustancias sólidas de la leche y en análisis químicos de laboratorio (sangre y orina).

E: Energía liberada o absorvida.

m: Masa que se convierte en energía ó energía que se convierte en masa.

c: Velocidad de la luz en el vacío.

c = 3  105 km = 3  108 m = 3  1010 cm s s s

B. Unidades de energía CENTRIFUGACIÓN

g.cm2

•

1 Ergio (erg) = 1

•

m 1 Joule (J)  107 erg  1kg s2

•

1 caloría (cal) = 4,186 J

•

1 electrón voltio (eV)

•

1 eV = 1, 6  10 –12 erg = 1, 6  10 –19 J

s2 2

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CENTRIFUGACIÓN

Antes

6

Después

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LA QUÍMICA

Exigimos más! Las técnicas cromatográficas son muy variadas, pero en todas ellas hay una fase móvil que consiste en un fluido (gas o líquido) que arrastra a la muestra a través de una fase estacionaria que se trata de un sólido o un líquido fijado en un sólido. Los componentes de la mezcla interaccionan de distinta forma con la fase estacionaria y con la fase móvil. De este modo, los componentes atraviesan la fase estacionaria a distintas velocidades y se van separando. Por ejemplo, para separar los componentes de una mezcla desconocida «M» que suponemos está formada por dos sustancias «A» y «B», se coloca una gota de esta muestra sobre el papel a lo largo de la línea tal como muestra la figura

DECANTACIÓN Consiste en separar componentes que contienen diferentes fases (por ejemplo, 2 líquidos que no se mezclan, sólido y líquido, etc.) siempre y cuando exista una diferencia significativa entre las densidades de las fases. La Separación se efectúa vertiendo la fase superior (menos densa) o la inferior (más densa). En el caso de separar dos líquidos inmiscibles, se usa para esto la pera de decantación embudo de decantación aceite agua

Papel filtro o fase estacionaria tubo estrecho de goteo

M

Se sumerge la parte inferior de este papel en una solución o fase móvil, esta atraerá a uno o a los dos componentes de la muestra al ir ascendiendo mojando el papel pero a diferentes velocidades de arrastre, quedando separada la mezcla. Después que se ha realizado la cromatografía de papel, observamos lo siguiente:

DESTILACIÓN Consiste en separar dos liquidos miscibles basándose en las diferencias en los puntos de ebullición de los líquidos. Cabe recordar que un compuesto de punto de ebullición bajo se considera «volátil» en relación con los otros componentes de puntos de ebullición mayor y por lo tanto tendrá una presión de vapor alta.

Componente A Componente B

Fase móvil que va ascendiendo mojando papel

CRISTALIZACIÓN Este método se utiliza para separar una mezcla de sólidos que sean solubles en el mismo disolvente pero con diferente grado de solubilidad en el disolvente. Una vez que la mezcla esté disuelta, puede calentarse para evaporar parte de disolvente y así concentrar la disolución. La eliminación continua del solvente provocara que la solución se sature para el sólido menos soluble, precipitando o cristalizando este compuesto, con lo cual se logra su separación del líquido.

CROMATOGRAFIA La cromatografía engloba a un conjunto de técnicas de análisis basadas en la separación de los componentes de una mezcla y su posterior detección. LIBRO UNI

Solución saturada de NaCl en proceso de evaporación del solvente

7

La parte oscura representa el NaCl sólido que va precipitando

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LA QUÍMICA

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problemas

resueltos

III. Verdadero (V)

Problema 1 Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de deter-

La temperatura es una propiedad

Toda solución es un sistema homogéneo, es decir, monofásico.

intensiva de la materia por que no depende de la cantidad de materia.

minar si las proposiciones son verda-

Respuesta: D) FVV

deras (V) o falsas (F): I.

El aire es una sustancia.

II. El grafito y el diamante son formas alotrópicas del mismo elemento. III. Una solución es un sistema homo-

Problema 2

El volumen es una propiedad ex-

Las sustancias poseen propiedades y sufren cambios físicos y químicos. Al respecto, marque la alternativa correcta.

tensiva de la materia por que depende de la cantidad de materia.

UNI 2011-I

géneo.

UNI 2010-II A) VVV

B) VVF

C) VFV

D) FVV

E) FFV

A) La temperatura de un sólido es una propiedad extensiva. B) El volumen de un líquido es una propiedad intensiva. C) Al freír un huevo, en aceite caliente, ocurre un cambio químico.

Resolución:

D) La erosión de las rocas es un fenómeno químico.

Análisis de los datos

E) La disolución de la sal de cocina en agua es un cambio químico.

I.

B) Falso:

Falso (F)

químico.

D) Falso: La erosión es el deterioro de la superficie por fricción del viento y las lluvias, siendo asi un cambio físico.

La dilución es un cambio físico.

Resolución:

El carbono en forma natural pre-

Ubicación de incógnita

senta dos átomos que son el dia-

Veracidad de las proposiciones

Respuesta: C) Al freír un huevo, en aceite caliente, ocurre un cambio

mante (cúbico) y el grafito (hexagonal).

Al freir un huevo existe un cambio

E) Falso:

El aire es una mezcla homogénea. II. Verdadero (V)

C) Verdadero:

químico.

A) Falso:

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QUÍMICA

QUÍMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL DESARROLLO DEL TEMA I.

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO A. En el núcleo Se encuentran los nucleones positivos (protones) y nucleones neutros (neutrones), el núcleo posee carga positiva y concentra el 99,99% de la masa del átomo, pero su diámetro es diez mil veces menor que el del átomo.

B. En la zona extranuclear Se encuentran los electrones; la envoltura electrónica posee carga negativa y ocupa el 99,9% del volumen del átomo, su diámetro es aproximadamente 10 4 veces mayor que el núcleo. Los corpúsculos o partículas fundamentales del átomo son: • Protones (p +). • Neutrones (n). • Electrones (e–). Llamadas así porque con ellas se comprenden la mayoría de los fenómenos atómicos e intraatómicos.

C. Características de los corpúsculos subatómicos

B. Número de masa (A)

II. NÚCLEO ATÓMICO (NÚCLIDO)

Es el número de nucleones fundamentales.

A. Número Atómico (Z) A zn

Carga nuclear, identifica a los átomos de un elemento. Z  # p

Para un átomo neutro:

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

III. CORPÚSCULOS ELEMENTALES Son aquellas partículas que no se dividen en otras. • Los Quarks. • Los Leptones.



#p  # e  z

9

QUÍMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL

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En 1990 los físicos norteamericanos Fridman, Kendal y el canadiense Taylor establecieron que los "Quarks" son las mínimas expresiones de materia hasta ahora encontrados.

•

A. Un protón

PIÓN ( + ;  ; °) MESON KAÓN (K) Bariones, son partículas pesadas y están constituídas por tres Quarks, así tenemos: Protón (p+) Alfa (  ) Neutrón (n)

Sigma (  )

Lambda (  )

Omega (  )

C. Representación de un núclido A

A z

A

E

z

B. Un neutrón

E

x±

A z

E

x±

A

Átomo neutro Ión • •

E

x+

E

x–

z Catión

z

E = Símbolo químico del átomo del elemento químico. X = carga iónica del átomo.

C. Partículas subatómicas En la actualidad se conocen la existencia de más de 232 partículas subatómicas, de las cuales mencionaremos algunas.

D. Especies atómicas

1. Fotón No tiene Quark (masa en reposo es cero).

Se llaman así al conjunto de núclidos que poseen igual número de nucleones positivos o neutros, dependiendo ello de su naturaleza.

2. Leptones Son partículas de masa muy pequeña, estas son: Electrón (e– ) Neutrino ( 0, t, u) • t  TAUÓN • u  MUÓN

Especies Isótopos (Hílidos)

3. Hadrones Son partículas constituidas por Quarks, se agrupan en: • Mesones, son partículas de masa ligera y están constituidas por un Quark y un antiquark (q  q ) así tenemos: LIBRO UNI

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Ejemplo

Z

35 17

Cl

Isóbaro

A

114 48

Isótonos

n

39 19

Físicas



Químicas



In

Algunas Físicas Químicas

 

Ca

Físicas Químicas



37 17

Cl

Cd

114 49

K

40 20

QUÍMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA ACTUAL

Exigimos más! 1. Isótopos del hidrógeno

Catión

problemas

resueltos

Problema 1 El número de masa de un elemento es 238 y su número atómico es 92. El número de protones que existe en el núcleo de este elemento es:

A) 238 D) 330

UNI 70 UNI 2010-I B) 92 C) 146 E) Faltan datos

Resolución: Definición: El número atómico (Z) nos indica la cantidad de protones que existe en el núcleo del átomo. 

 Z  92  # p  92

Respuesta: B) 92

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Problema 2 De las siguientes configuraciones electrónicas indique la incorrecta: UNI 84 UNI 2010-I

Problema 3 El cloro natural tiene número atómico 17 y su masa atómica 35,5. ¿Cuántos protones tiene en su núcleo?

UNI 84 UNI 2010-I

A) F– (Z = 9) 1s22s22p6 B) C (Z  17)1s2 2s2 2p6 3s 2 3p2x 3p2y 3p1z C) Ca (Z = 20) 1s22s22p63s23p64s2 D) Ar (Z = 18) 1s22s22p63s23p6

A) B) C) D) E)

7 17 18,5 23 35,3

E) Br(Z 35)1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2x 4p2y 4p1z

Resolución: El 17 C 1 posee 18  17 C 1  1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6

Resolución: Definición: El número atómico (Z) nos indica la cantidad de protones. Z = #p+ = 17 #p = 17

1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p2x 3p2y 3p2z

Respuesta: B)

C – (Z  17)1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p2x 3p2y 3p1

11

Respuesta: B) 17

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QUÍMICA

NÚMEROS CUÁNTICOS DESARROLLO DEL TEMA En 1926, Erwin Schrödinger propuso una ecuación, ahora conocida como la ecuación de onda de Schrödinger, que involucra los comportamientos tanto ondulatorios como de partícula del electrón. El trabajo de Schrödinger inició una nueva forma de tratar las partículas subatómicas conocida como mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. La solución completa de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda que se denominan orbitales, los cuales quedan definidos por un conjunto de tres números cuánticos. • El número cuántico principal. • El número cuántico azimutal. • El número cuántico magnético.

Principio de la máxima multiplicidad por Hund Para ubicar los electrones en los orbitales de un subnivel, se va dejando un electrón en cada orbital y si todavía sobran electrones, entonces se aparea cada e .

C. Nivel o capa energía (n)

En 1928, Paul Dirac, reformuló la mecánica cuántica del electrón para tener en cuenta los efectos de la relatividad. Esto dio lugar a la aparición de un cuarto número cuántico: El número cuántico espín.

I.

Está formado por subniveles: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, . . . . .  Capa = K, L, M, N, O, P, Q, . . . . .  #max

ESTUDIO DE LA CORTEZA ATÓMICA A. Orbital

e(nivel)

 2n2

II. NÚMEROS CUÁNTICOS

Región Espacio Energético Máxima Probabilidad Espín

A. Número cuántico principal (n) Indica el tamaño del orbital; para el electrón indica el nivel de energía.

n  1, 2, 3, 4....... orbital lleno o saturado.

Ejemplo

orbital semilleno o semisaturado.

orbital vacío.

B. Subnivel o subcapa de energía Está formado por orbitales, su designación depende del efecto espectroscópico provocado por un átomo excitado. LIBRO UNI

Observamos que el tamaño de: 3 S > 2 S > 1 s 12

QUÍMICA

NÚMEROS CUÁNTICOS

B. Número cuántico secundario azimutal o de momento angular (l)

C. Número cuántico magnético (ml)

Indica la forma del orbital; para el electrón nos indica el subnivel donde se encuentra.

Indica la orientación que tiene el orbital en el espacio.

  0, 1, 2, ....(n  1)    

= = = =

0 1 2 3

   

m  ;........; 0;........  

s p d f

D. Número cuántico espin o giro (ms) Indica la rotación del electrón alrededor de su eje magnético.

ms =

+1/ 2

ms = - 1/2

Ejemplo: Los N.C. del último electrón del subnivel 6d7. • n6 2

m   1

ms   1 2

(6, 2, –1, –1/2) Principio de exclusión de Pauli En un mismo átomo jamás pueden existir 2 e con los 4 N.C. iguales por lo menos se diferencian en su espín. Ejemplo: 4Be

1S 22S2

2S

Observemos

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QUÍMICA

NÚMEROS CUÁNTICOS

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III. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Nivel

Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las

S U B N I V E L

subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden relacionarse con las configuraciones electrónicas. Esta distribución se realiza apoyándonos en tres reglas: energía de los orbitales (Principio de Construcción),

2 L 2 9 p6

1.  Principio de construcción progresiva o aufbau

3 M 2 9 f14

4 N 2 9

5 O 2 9

6 P 2 9

7 ... Q ... 2 9 p6

p6

p6

p6

p6

d10

d10

d10

d10

32

18

f14

N° de e– por nivel 2 (préctico)

principio de exclusión de Pauli y regla de Hund.

8

18

32

8

MÉTODO PRÁCTICO El orden creciente de energía de los subniveles se puede hacer considerando la primera letra de las siguientes palabras:

Aufbau es una palabra en alemán que significa «construcción progresiva»; utilizaremos este principio para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos es decir el orden energético creciente como se colocan los electrones en el átomo. Entonces para distribuir a los electrones alrededor del núcleo en un áto mo multielectrónico, considerando para esto la energía relativa creciente (ER = n + ), los electrones van ocupando los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció en forma experimental, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos, y es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los elementos. En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado fundamental o basal. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado. Los electrones que se sitúan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de valencia.

si sopa sopa se da pensión se da pensión se fue de paseo se fue de paseo

Observar que: Subnivel s p d f

nivel donde comienza 1 2 3 4

Entonces, se coloca los niveles para cada subnivel de izquierda a derecha de forma correlativa 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p Ejemplos Hacer la configuracion de un element cuyo Z=15: Primero se coloca los subniveles siguiendo la nemotecnia: s s p s p s d p Luego se colocan los niveles: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

Finalmente se colocan los electrones en cada subnivel hasta completar los 15 que indica el Z, los subniveles que sobran se eliminan.

2. Regla de Moller o regla del serrucho Es el método utilizado para hacer una configuración electrónica. Consiste en ordenar a los electrones de un sistema atómico de acuerdo al principio de formación de AUFBAU (construcción) es decir de menor a mayor energía. Se debe observar que en este ordenamiento energético hay electrones que se encuentran mas cerca al núcleo pero que tienen mayor energía que electrones mas alejados del núcleo, por lo tanto la configuración electrónica no indica en muchos casos el alejamiento del electrón respecto del núcleo.

LIBRO UNI

1 K 2 9

Z=15: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Otros ejemplos: Z= 26: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Z= 37: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Configuración de Lewis

Al efectuar la configuración electrónica de Lewis se debe elegir el gas noble cuyo número atómico sea menor pero más cercano al número atómico del átomo del cual se va a efectuar su configuración electrónica 14

QUÍMICA

NÚMEROS CUÁNTICOS

Exigimos más! Nivel del

Config. del

gas nobel

gas noble [2He]

2s 2p

2do 3 er

[10Ne] [18Ar]

3s 3p 4s 3d 4p

4to

[36Kr]

5s 4d 5p

[54Xe] [86Rn]

6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

5 6to

Una sustancia es paramagnética si es  débilmente   atraído  por  un  campo magnético. Esto se debe a la presencia de  electrones   desapareados

gas noble

1 er

to

Átomos paramagnéticos

Config. que sique al

Ejemplo: 13

23

Al: [Ne] 3s2 3p3, tiene 1 electrón desapareado

V: [Ar] 4s2 3d3, tiene 3 electrones desapareados

Observación:

El átomo con mayor número de electrones desapareados será más paramagnético, entonces el Vanadio es más paramagnético que el Aluminio.

Ejemplos Z= 46:

..................................................

Z= 110:

.................................................

Átomos diamagnéticos

Una sustancia es diamagnética si es débilmente rechazada por   un   campo  magnético. Esta propiedad se presenta generalmente cuando todos los electrones están apareados.

OBSERVACIÓN:

Los subniveles que presentan todos sus orbitales llenos son estables y también aquellos que tienen todos sus orbitales semillenos. Una combinación de orbitales llenos y semillenos o semillenos y vacíos son inestables.

Ejemplo:

20

Ca: [Ar] 4s2

Configuración en estado basal o fundamental

Es la configuración que se hace en base al principio de construcción progresiva.

Configuración de iones Para hacer la configuración de un ion se recomienda primero hacer la configuración del átomo neutro y luego se quita o agrega electrones del ultimo nivel.

Ejemplo

11

Ejemplo:

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Configuración en estado excitado Hacer la configuración del 21Sc2+:

Cuando un átomo absorbe energía, uno o más electrones del último nivel pasan a niveles superiores, quedando el átomo con mayor energía, entonces tendrá en este momento una estructura en estado excitado y por lo tanto será inestable.

Primero se hace la configuración del átomo neutro:

21

Sc: [Ar] 4s2 3d6

Ejemplo:

Como pierde 2 electrones, estos salen del máximo nivel, es decir del 4s, entonces:

21

11

Observe que el electrón del 4s debió primero colocarse en el 3s, este electrón absorbió energía colocándose en este subnivel, entonces la configuración está en estado excitado quedando inestable.

Sc 2+: [Ar] 4s0 3d6, o también [Ar] 3d6

Especies isoelectrónicas

Dos o más especies serán isoelectrónicas si tienen igual configuración electrónica y también igual cantidad de electrones.

19

K: [Ar] 4s1

21

Sc 2+: [Ar] 4s2 3d1 Þ [Ar] 4s0 3d1

22

Ti 3+: [Ar] 4s2 3d2 Þ [Ar] 4s0 3d1

Anomalías en la configuración para átomos neutros

1. Algunos el ementos no pueden t erminar su configuración electrónica en d4 o d 9, esto se debe a que siendo d5 y d10 las dos formas más estables del subnivel «d», el átomo, y como todo en el universo, busca ser estable, es decir tener mínima energía y consigue estas formas más estables liberando energía, para esto pasa un electrón del ns al (n-1)d, con lo cual está pasando 1 electrón de un nivel más alejado hacia un nivel más cercano al núcleo, liberando energía en este tránsito.

Como el 21 Sc 2+ y el 22 Ti3+, tienen igual configuración electrónica, entonces son isoelectrónicos LIBRO UNI

Na: 1s2 2s2 2p6 4s1

15

QUÍMICA

NÚMEROS CUÁNTICOS

Exigimos más! Inestable pasa 1 e–

Observación: Para los iones no se aplica estas anomalías Ejemplo: hacer la configuración del 24Cr2+: Primero hacemos la configuración del átomo neutro: [Ar] 4s23d4 Luego estabilizamos: 24Cr: [Ar] 4s13d 5 Finalmente sacamos los electrones del máximo nivel: 24Cr2+: [Ar] 4s03d 4

estable

1 5 ns (n – 1)d

ns2 (n – 1)d4 pasa 1 e–

ns1(n – 1)d10

9 ns2 (n – 1)d

1. Hay otras anomalías como: Según el principio de construcción a) 44Ru: [Kr] 5s2 4d6 b) 45Rh: [Kr] 5s2 4d7 c) 46Pd: [Kr] 5s2 4d8

Ejemplo: Inestable 24Cr: 47Ag:

estable

[Ar] 4s23d4

[Ar] 4s13d 5

[Kr] 4s23d 9

[Kr] 4s13d 10

[Kr] 5s1 4d4

[Xe] 6s2 4f14 5d4 1 14 5d9 78Pt: [Xe] 6s 4f

[Xe] 6s2 5d1

74W:

problemas

[Kr] 5s1 4d7 [Kr] 5s1 4d8 [Kr] 4d10

2. Hay algunos elementos que primero colocan 1 electrón el subnivel «d» de un nivel antes de colocar electrones en el subnivel «f» del anterior nivel. Según el principio Realmente es: de construcción

Hay algunos elementos pueden terminar en d4 o d9: 41Nb:

Realmente es:

[Xe] 6s2 4f1 5d1

57La:

[Xe] 6s2 4f1

58Ce:

[Xe] 6s2 4f2

resueltos

Problema 1

Conclusión y respuesta

Análisis de los datos o gráficos

¿Qué puede afirmarse acerca del estado fundamental o basal del ión V3+?

 Especie paramagnética

Las especies paramagnéticas tienen electrones desapareados y las diamagnéticas no tienen electrones desapareados, entonces de lo que se pide

UNI 2011-I

De las alternativas la clave C es la que cumple.

A) Hay 1 electrón no apareado por lo que el ión es paramagnético.

Respuesta: C) Hay 2 electrones ni apareados por lo que el ión es paramagnético

B) Hay 3 electrones no apareados por lo que el ión es diamagnético. C) Hay 2 electrones ni apareados por lo que el ión es paramagnético. D) Hay 5 electrones apareados por lo que el ión es diamagnético. E) Hay 5 electrones no apareados por lo que el ión es paramagnético.

Resolución: Análisis de los datos o gráficos Se tiene el ión 23V3+ el cual se establece su C.E. en su estado basal. Operación del problema

  2 3 23 V : Ar 4s 3d

hay que determinar que especies tienen electrones desapareados. Operación del problema

¿Cuáles de las siguientes especies químicas son paramagnéticas? 4

I.

40 Zr

II.

37Rb

III. 32 Ge

4   2 2 : 40 Zr : Kr 5s 4p 40 Zr 1 KrRb   5s  Paramagnético Diamagnético II. 37 : Kr III. 32 Ge :  Ar  4s 2 3d10 4p2 32 Ge 4 :   10

I.

Problema 2

Ar 3d

4

 Diamagnético

Conclusiones y respuesta

UNI 2011-II

Solo el

37Rb

es paramagnético.

A) I y III

Respuesta: D) Solo II

B) II y III C) Solo I

Problema 3

D) Solo II

La configuración electrónica del 58 Ce3 es:

E) Solo III

UNI 2011-II

LIBRO UNI

Resolución:

A) [Xe] 5s

2

B) [Xe] 6s1

Ubicación de incógnita

C) [Xe] 5d1

D) [Xe] 4f1

Paramagnetismo y diamagnetismo

E) [Xe] 5p1

16

QUÍMICA

NÚMEROS CUÁNTICOS

Exigimos más! Resolución: Ubicación de incógnita Del tema de configuración electrónica

Operación del problema Luego al perder 3es, estos salen del último nivel, entonces queda: 58 Ce

3

:  Xe  4f1

  2 1 1 58 Ce : Xe 6s 4f 5d

Conclusión y respuesta En esta configuración del Ce se debe colocar primero un electrón en el

LIBRO UNI

17

Análisis de los datos o gráficos

subnivel "d" y luego se va completando el subnivel "f"; la respuesta es: Método práctico

Respuesta: D) [Xe] 4f1

QUÍMICA

QUÍMICA

TABLA PERIÓDICA DESARROLLO DEL TEMA I.

HIPÓTESIS DE PROUT (1815)

de propiedades semejantes quedaban ubicadas en la misma línea vertical efectivamente los elementos de las triadas de Dobereiner se hallaban en dichas líneas. Su representación no atrajo mucho la atención de los científicos contemporáneos.

Un punto clave para iniciar la clasificación periódica de los elementos lo constituyó la determinación de sus pesos atómicos, el primer intento lo hizo Prout quien propuso que los pesos atómicos de todos los átomos eran múltiplos enteros y sencillos del peso atómico del hidrógeno, ya que este era la materia fundamental a partir del cual se constituyen todos los demás elementos.

IV.LEY DE OCTAVAS DE JOHN ALEXANDER REYNA NEWLANDS (1864) Este inglés (1837–1898); a los 62 elementos descubiertos los clasificó en orden creciente a su peso atómico y en grupo de siete en siete, tal que el octavo elemento, a partir de uno dado, era una especie de repetición del primero, como la nota ocho de una escala musical (Ley de Octavas).

II. TRIADAS DE JOHAN W. DOBEREINER (1829) Luego de identificar algunos elementos con propiedades parecidas, este alemán (1780-1849) colocó los elementos con comportamiento similar en grupos de tres en tres y observó que el peso atómico del elemento intermedio era aproximadamente, el promedio de los extremos. Ejemplo: Elemento (P.A.)

Ejemplo: GRUPO H 1 F 8 Cl 15 Co; Ni 22 Br 29 Pd 36 f 43 Pl; Ir 50

III.HÉLICE TELÚRICO DE ALEXANDER BEGUYER DE CHANCOURTOIS (1862) El geólogo francés (1819–1886) colocó los elementos en orden creciente a su peso atómico; en un línea enrollada helicoidalmente a un cilindro, e hizo notar que los LIBRO UNI

18

Li 2 Na 9 K 18 Cu 23 Rb 30 Ag 37 Ca 44 Ti 51

Be B (3) (4) Mg Al 10 11 Ca Cr 17 18 Zn Y 24 25 Sr Ce; La 31 32 Cd In 38 39 Ba; V Ta 45 46 Pb Th 52 53

C 5 Si 12 Tl 19 In 26 Zr 33 Sn 40 W 47 Hg 54

N Q 6 7 P S 13 14 Mn Fe 20 21 As Se 27 28 Di; Mo Ro; Ru 34 35 Sb Te 41 42 Nb Au 48 49 Bi Ce 55 56

QUÍMICA

1 2 3 4 5 6 7 8

TABLA PERIÓDICA

V. LA CURVA DE JULIUS LOTHAR MEYER (1869) En su libro "Modernas Teorías de la Química" el alemán Meyer (1830-1895) se basó en el estudio de los llamados volúmenes atómicos (volumen ocupado por un mol de átomos en una muestra sólida y líquida). Al componer estos con los pesos atómicos obtuvo la ahora famosa curva de Lothar Meyer:

A. Curva de Lothar Meyer

4. Los elementos difíciles de fundir se presentan en los mínimos o en los parciales descendentes. 5. La curva también muestra la periodicidad de otras propiedades como volumen molar, punto de ebullición, fragilidad, etcétera.

El volumen átomo de las ordenas se ha calculado dividiendo el peso atómico entre la densidad de una muestra sólida o líquida del elemento mediante el empleo de valores modernos.

B. Avances del gráfico

VI.TABLA PERIÓDICA DE DIMITRI IVANOVICH MENDELEIEV (1872)

1. Los volúmenes atómicos máximos se alcanzan para los metales alcalinos. 2. Entre el Li y Na, así como entre Na y K, existen seis elementos, como indicó la Ley de Octavas de Newlands. Sin embargo entre Rb y Cs hay más de seis elementos, lo que explica la falla en el trabajo de Newlands. 3. Los sólidos con bajo punto de fusión, así como los elementos gaseosos (en condiciones ambientales) se encuentran en las partes ascendentes de su curva o en los máximos de esta.

Al igual que Meyer, el Ruso Mendeleiev (1834–1907) ordenó a los 63 elementos descubiertos secuencial-mente de acuerdo al orden creciente de su peso atómico. Su "Tabla corta" está dividida en ocho columnas o grupos, tal que el orden de cada grupo indica la máxima valencia del elemento, para formar óxidos o hidruros. Así mismo su tabla está conformado por 12 filas o series formando parte a su vez de 7 periodos; de la siguiente manera.

Clasificación periódica de los elementos (Según D.I. Mendeleiev)

LIBRO UNI

19

QUÍMICA

TABLA PERIÓDICA

Exigimos más! A. Ventajas de su tabla corta 1. En su tabla dejó espacios vacíos para los elementos que todavía no se descubrían (44, 68, 72, etcétera) prediciendo con exactitud apreciable, las propiedades y químicas de los mismos.

3. Su principal error fue ordenar a los elementos en orden creciente a sus pesos atómicos; en dicha clasificación hay algunos elementos con el Te y Co, que poseen peso atómico, mayor que el que sucede.

2. A dichos elementos no descubrimientos los bautizó con un nombre.

VII.TABLA PERIÓDICA ACTUAL O MODERNA En 1914 el inglés Henry Moseley descubre el número atómico de cada elemento con su experimento del espectro de rayos X postulando la siguiente ley periódica. Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de su número atómico.

Ejemplo:

Años más tarde Werner crea una tabla periódica larga al agrupar a los elementos en orden creciente y sucesivo y al número atómico, la que es considerada hasta hoy como la Tabla Periódica Moderna (TPM). La TPM está formada por 18 columnas agrupadas en dos grandes familias A y B donde cada familia consta de 8 grupos. El orden de cada grupo (en la familia A y B) nos indica la cantidad de electrones de la última capa (e de valencia).

donde: Eka: primero o después de Dvi: segundo 3. Los elementos de un mismo grupo coinciden en sus propiedades químicas, como en la valencia para formar óxidos o hidruros.

La TPM está formada por 7 filas o 7 periodos, el orden de cada periodo nos indica la última capa o números de capas del elemento. En la parte inferior de la TPM colocado en forma perpendicular al grupo 3B se encuentran los lantánidos y actínidos, llamados también tierras raras, en dicho bloque empiezan los elementos derivados del Uranio (Transuránidos).

B. Desventajas de su tabla corta 1. El hidrógeno no tiene posición definida. 2. No hay una clara forma de separar a los metales y no metales. Representaciones (grupo principal) 1 IA 1

1 H 1,0079

2 IIA

2

3 Li 6,941

4 Be 9,012

3

11 12 Mg Na 22,990 24,305

4

19 K 39,098

20 Ca 40,078

5

37 Rb 85,468

38 Sr 87,62

6

7

Representativas

Metales de transición 3 IIIB

4 IVB

21 Sc 44,956

22 Ti 47,88

39 40 Y Zr 88,906 91,224

5 VB

6 VIB

7 VIIB

8

9 VIIIB

88 89 Ra Ac 226,025 227,028

Lantánidos (tierras raras)

Actínios

LIBRO UNI

104 Rf 261

10

17 VIIA

2 He 4,003

5 6 7 8 9 B C N O F 10,811 12,011 14,007 15,999 18,998

10 Ne 20,180

13 Al 26,982

17 Cl 35,453

18 Ar 39,948

35 Br 79,904

36 Kr 83,8

34 Se 78,96

41 42 Nb Mo 92,906 95,94

44 45 46 47 48 49 50 Ru Pd Cd In Sn Rh Ag 101,07 102,906 106,42 107,868 112,411 114,82 118,71

51 Sb 121,76

52 53 54 Te I Xe 127,60 126,905 131,29

107 Bh 262

58 59 60 Ce Pr Nd 140,115 140,908 144,24

108 Hs 265 61 Pm 145

90 91 92 93 Np Pa U Th 232,038 231,036 238,029 237,048

109 Mt 266

31 Ga 69,723

14 15 16 Si P S 28,086 30,974 32,066 33 As 74,922

106 Sg 263

30 Zn 65,39

16 VIA

32 Ge 72,61

105 Db 262

29 Cu 63,546

12 IIB

15 VA

26 27 Fe Co 55,845 58,933

43 Tc 98

28 Ni 58,69

11 IB

14 IVA

23 24 25 V Cr Mn 50,942 51,996 54,938

75 55 56 76 77 57 72 73 74 Re Os Ir Cs Ba La Ta W Hf 132,905 137,327 138,906 178,49 180,948 183,84 186,207 190,23 192,22 87 Fr 223

13 IIIA

Código de colores de los elementos a temperatura y presión normales. Gas Líquido Sólido No aparecen en la naturaleza

18 VIIIA

80 78 79 81 Hg Pt Au Tl 195,08 196,967 200,59 204,383 110 Uun 269

111 Uun 272

112 Uub 277

20

95 Am 243

96 Cm 247

97 Bk 247

83 Bi 208,980

84 Po 209

85 At 210

86 Rn 222

114

62 63 64 65 66 Dy Sm Eu Gd Tb 150,36 151,964 157,25 158,925 162,5 94 Pu 244

82 Pb 207,2

98 Cf 251

67 Ho 164,93 99 Es 252

68 69 70 71 Er Tm Lu Yb 167,26 168,934 173,04 174,967 100 Fm 257

101 Md 258

QUÍMICA

102 No 259

103 Lr 262

TABLA PERIÓDICA

Exigimos más! Del 3B al 1B excepto el 2B).

En la TPM se pueden observar solo 90 elementos naturales desde el 1H hasta el 92U, en cambio los elementos 43Tc, 61Pm

y del 93Np en adelante son artificiales. Obtenidos mediante transmutaciones nucleares, a partir

•

Bloque "f" pertenece a la familia "B" Contiene a los metales de transición interna, debido

del uranio razón por la que son llamadas elementos transuránidos. La TPM también se puede clasificar en 4 grandes bloques de acuerdo al subnivel donde termina su configuración electrónica ellos son:

a que su antepenúltima; penúltima y última capa no están llenas de electrones. Todos los del bloque "f", excepto: (n – 2)f14.

Ejemplo:

•

Bloque "s" y Bloque "p" Pertenecen a la familia "A" llamadas elementos típicos o representativos porque la última capa está incompleta de electrones (del 1A al 7A excepto el 8A).

•

Bloque "d" pertenece a la familia "B" Contiene a los metales de transición, debido a que su penúltima y última capa están incompletas de electrones.

A. Leyenda de la TPM 1. Metales, no metales y metaloides

LIBRO UNI

21

QUÍMICA

TABLA PERIÓDICA

Exigimos más! 7B: Grupo del Manganeso: ns2 (n–1)d5

2. Metaloides o semimetales

8B: Grupo de las Triadas: ns2 (n–1)d6,7,8

Son elementos que poseen propiedades físicas y químicas intermedias entre metales y no metales; se encuentran justamente en la frontera donde se unen metales y no metales, llamados también semi metálicos.

3. Analizando los periodos (P) P.1: contiene 2 elementos P.2: contiene 8 elementos P.3: contiene 8 elementos P.4: contiene 18 elementos P.5: contiene 18 elementos P.6: contiene 32 elementos P.7: contiene 29 elementos Total 115 elementos

C. Estado físico de los elementos

Los metaloides son semiconductores del calor y la electricidad; su aplicación en el mundo entero se da en los transitores, como una materia prima de amplificadores y material de control eléctrico.

Gases: H2, N2, O2, F2, Cl2, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Líquidos: Br, Hg. Sólidos: todos los demás.

Nótese que el silicio, germanio y el boro son típicamente no metálicos, pero él es un semiconductor electrónico a temperatura ambiente, el diamante no es; el grafito sí. El comportamiento químico a lo largo de estos elementos reflejan el cambio gradual de metálicos a no metálicos, de comportamiento iónico a comportamiento covalente.

1. Características de los elementos metálicos •

Se encuentran hacia la izquierda de la T.P.M.

•

Poseen brillo metálico (lustroso y reluciente).

•

Existen en estado sólido (excepto el Hg). El (Cs, Fr, Ga) son líquidos a T > 30 °C.

B. Familias o grupos Son los elementos que se comportan en forma semejante, y forman las columnas en la tabla periódica. El último sistema aprobado por la IUPAC es del 1 al 18, antiguamente llevaban los números romanos, hoy día se utiliza los números arábigos, así la familia del carbono es el grupo 4A. 1. Grupos familia "A" 1A: Metales alcalinos (sin hidrógeno): ns1

•

Conducen con facilidad la corriente eléctrica y el calor.

•

Tiene pocos electrones en su capa de valencia.

•

En las reacciones químicas ceden electrones y se cargan positivamente (cationes).

•

Son de consistencia tenaces; tiene punto de fusión variables.

•

No se combinan, entre sí.

•

Son maleables (forman láminas y ductibles (forman hilos).

2. Características de los elementos no metálicos

2A: Metales alcalinos térreos: ns2

• Se encuentran hacia la derecha de la T.P.M.

3A: Boroides o térreos: ns2 np 1

• No conducen o conducen muy poco la corriente eléctrica y el calor excepto: Selenio, Grafito, (Carbono).

4A: Carbonoides: ns2 np 2 5A: Nitrogenoides: ns2 np 3 6A: Anfígenos o calcógenos: ns2 np 4 7A: Halógenos: ns2 np 5

• Sus átomos se unen entre sí compartiendo electrones.

8A: Gases nobles o raros: ns2 np 6

• Son menos densos que los metales. • Poseen más de 4 electrones de valencia.

2. Grupos familia "B" 1B: Grupo del Cobre: ns2 (n–1)d9

• Cuando se unen con metales captan electrones quedando cargados negativamente (aniones).

2B: Grupo del Zinc: ns2 (n–1)d10

• Tienen alto potencial de ionización.

3B: Grupo del Escandio (Subgrupo del La y Ac) 4B: Grupo del Titanio: ns2 (n–1)d2

• Son sólidos, líquidos; o gases (diatómicos y monoatómicos).

5B: Grupo del Vanadio: ns2 (n–1)d3

• Quebradizos en estado sólidos.

6B: Grupo del Cromo: ns2 (n–1)d4

• No son ductiles ni maleables.

LIBRO UNI

22

QUÍMICA

TABLA PERIÓDICA

Exigimos más! Ubicación de un elemento en la Tabla Periódica: Periodo: a. Es el ordenamiento de los elementos en filas, tienen propiedades diferentes. b. Los periodos indican el número de niveles de energía que tienen los átomos de los elementos

Ejemplos: 1 Periodo: 3 - Grupo: IA 11Na: [Ne] 3s 2 Cl : [Ne]3s 3p 5 Periodo: 3 - Grupo: VIIA 17

Número de Período = máximo nivel en la configuración

Elementos de Transición Número del Grupo B Número de electrones del máximo nivel + número de electrones del subnivel «d» incompleto

Grupo: Es el ordenamiento de los elementos en columnas. Generalmente tienen propiedades químicas semejantes.

Observación: si la suma resulta 9 o 10, entonces el elemento pertenece al grupo VIIIB Ejemplos:

Elementos Representativos

22Ti:

Número del Grupo A Número de electrones máximo nivel

problemas

29Cu:

[Ar]4s23d 2

[Ar]4s13d 10 Periodo: 4 - Grupo: IB

resueltos

Problema 1 Cierto elemento tiene 5 electrones en el último nivel y pertenece al 3.er periodo del sistema periódico, diga ud. ¿Cuál es su número atómico? UNI 83 - II Nivel fácil A) 10 B) 12 C) 14 D) 15 E) 19

Problema 2 Tres ejemplos de elementos no metálicos gaseoso son: UNI 82 - II Nivel intermedio A) Talio, Indio, Galio B) Xenón, Fluor, Neón C) Telurio, Yodo, Oxígeno D) Calcio, Escandio, Titanio E) Selenio, Bromo, Kriptón

Resolución: Se trata de un elemento representativo del bloque "p". Haciendo la distribución electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 El número atómico sera 15.

Resolución: El fluor, xenón y neón son elementos no metálicos que a condiciones ambientales se encuentran al estado gaseoso.

Respuesta: D) 15

LIBRO UNI

Periodo: 4 - Grupo: IVB

Respuesta: B) Xenón, Fluor, Neón

A) B)

C) D) E)

UNI 78 Nivel difícil El cloro tiene poder decolorante por su acción oxidante. El diamante se usa como electrodos en galvanoplastía en lugar de grafito, por su mayor dureza. Los iones sodio, calcio y potasio le dan dureza al agua. La máxima densidad del agua corresponde al hielo. El SiO2 es un sólido volatil.

Resolución: El cloro es un gas gran oxidante se utiliza como decolorante en forma de hipoclorito de sodio (NaCO ).

Problema 3 Indique Ud., ¿qué afirmación es correcta?

23

Respuesta: A)

QUÍMICA

QUÍMICA

PROPIEDADES PERIÓDICAS DESARROLLO DEL TEMA PROPIEDADES PERIÓDICAS DE UN ELEMENTO

Ejemplo:

Son cualidades físicas o químicas que caracterizan un elemento, asemejándolos o diferenciándolos (ya sea en una columna o fila) con otros elementos, dentro de la T.P.M. Los más importantes son:

A.

Radio atómico (ra) En la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Puede ser de 2 clases: • Radio metálico, es la mitad de la distancia entre los núcleos de átomos adyacentes en un metal sólido. • Radio covalente, es la mitad de la distancia entre los núcleos de 2 átomos unidos en una molécula.

D

ra(Na) 

d 2

ra(Cl) 

D 2

TABLA DE RADIOS ATÓMICOS 1 IA

2 IIA

3 IIIB

4 IVB

5 VB

6 VIB

7 VIIB

8

9 VIIIB

10

11 IB

12 IIB

13 IIIA

14 IVA

15 VA

16 VIA

17 VIIA

18 VIIIA

Periodo 1

2

3

4

5

6

7

1 H 78 3 Li 152 11 Na 191 19 K 235 37 Rb 250 55 Cs 272 87 Fr 270

4 Be 112 12 Mg 160 20 Ca 197 38 Sr 215 56 Ba 224 88 Ra 223

21 Sc 164 39 Y 182 57 * La 188 89 * Ac 188

22 Ti 147 40 Zr 160 72 Hf 159 104 Rf 150

23 V 135 41 Nb 147 73 Ta 147 105 Db 139

24 Cr 129 42 Mo 140 74 W 141 106 Sg 132

25 Mn 137 43 Tc 135 75 Re 137 107 Bh 128

26 Fe 128 44 Ru 134 76 Os 135 108 Hs 126

27 Co 125 45 Rh 134 77 Ir 136 109 Mt

28 Ni 125 46 Pd 137 78 Pt 139 110 Uun

29 Cu 128 47 Ag 144 79 Au 144 111 Uuu

30 Zn 137 48 Cd 152 80 Hg 155 112 Uub

5 B 88 13 Al 143 31 Ga 153 49 In 167 81 Tl 171 113 Uut

6 C 77 14 Si 118 32 Ge 122 50 Sn 158 82 Pb 175 114 Uuq

7 N 74 15 P 110 33 As 121 51 Sb 141 83 Bi 182 115 Uup

Serie de Lantánidos

58 Ce 183

59 Pr 183

60 Nd 182

61 Pm 181

62 Sm 180

63 Eu 204

64 Gd 180

65 Tb 178

66 Dy 177

67 Ho 177

68 Er 176

69 Tm 175

70 Yb 194

71 Lu 172

Serie de Actínicos

90 Th 180

91 Pa 161

92 U 138

93 Np 131

94 Pu 151

95 Am 184

96 Cm 174

97 Bk 170

98 Cf 169

99 Es 203

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

LIBRO UNI

24

8 O 66 16 S 104 34 Se 119 52 Te 137 84 Po 167 116 Uuh

QUÍMICA

9 F 64 17 Cl 99 35 Br 114 53 I 133 85 At 117 Uus

2 He 128 10 Ne 18 Ar 174 36 Kr 54 Xe 218 86 Rn 118 Uuo

PROPIEDADES PERIÓDICAS

B.

Gráfica ra contra Z

Radio Atómico nm

03

Radio iónico (ri) Es el radio de un catión o de un anión.

1°periodo

Gráfica ra contra ri

2° 3° 4° periodo periodo periodo

k

02 Na

5° periodo

6° periodo

Elementos Elementos de Transición de Transición

Li

250

Ca

Rb

K

250 l

At

200

200 Na

antanoides

+

K 100

+

Ca

150

Rb

F 100

+

50 Li

0

10

20

30

40

50

60

70

80

+

Z

0 10 20 30 40 50 60

l

F

50

90

Número Atómico Z

Br

Cl

Na

H

Br

Cl

+

150 Li

C

F

ri(pm)

Elementos de Transición

I

Br

01

ra(pm)

Cs

Rb

Z

0 10 20 30 40 50 60

PARA METALES ALCALINOS

PARA HALÓGENOS

TABLA DE RADIOS IÓNICOS 1 IA

2 IIA

3 IIIB

4 IVB

5 VB

6 VIB

7 VIIB

8

9 VIIIB

10

11 IB

12 IIB

13 IIIA

14 IVA

15 VA

16 VIA

17 VIIA

18 VIIIA

Periodo 1

2

3

4

5

6

7

1 1H 154 3 Li1+ 58 11 Na1+ 102 19 K1+ 138 37 Rb1+ 149 55 1+ Cs 170 87 Fr1+ 180

Serie de Lantánidos Serie de Actínidos

2 He 4 Be2+ 27 12 Mg2+ 72 20 Ca2+ 100 38 Sr2+ 116 56 2+ Ba 136 88 Ra2+ 152

21 Sc3+ 83 39 Y3+ 106 57 * 3+ La 122 89 * Ac3+ 118

58 3+ Ce 107 90 3+ Th 101

22 Ti4+ 69 40 Zr4+ 87 72 4+ Hf 84 104 Rf4+ 67

59 3+ Pr 106 91 3+ Pa 113

23 V4+ 61 41 Nb4+ 74 73 4+ Ta 68 105 Db4+ 68

60 3+ Nd 104 92 3+ U 103

24 Cr2+ 84 42 Mo2+ 92 74 4+ W 68 106 Sg5+ 86

61 3+ Pm 106 93 3+ Np 110

25 Mn4+ 52 43 Tc4+ 72 75 4+ Re 72 107 Bh5+ 83

62 3+ Sm 100 94 3+ Pu 108

26 Fe3+ 67 44 Ru3+ 77 76 3+ Os 81 108 Hs4+ 80

27 Co2+ 82 45 Rh2+ 86 77 2+ Ir 89 109 Mt3+ 83

63 3+ Eu 98 95 3+ Am 107

28 Ni2+ 78 46 Pd2+ 86 78 2+ Pt 85 110 Uun

64 3+ Gd 97 96 3+ Cm 99

Cambios de tamaño cuando el Li reacciona con el F para formar LiF.

29 Cu1+ 96 47 Ag1+ 113 79 1+ Au 137 111 Uuu

65 3+ Tb 93 97 3+ Bk 98

30 Zn2+ 83 48 Cd2+ 103 80 2+ Hg 112 112 Uub

66 3+ Dy 91 98 3+ Cf 98

5 B3+ 12 13 Al3+ 53 31 Ga3+ 62 49 In3+ 72 81 3+ Tl 88 113 Uut

6 C4260 14 Si4+ 26 32 Ge2+ 90 50 Sn2+ 93 82 2+ Pb 132 114 Uuq

67 3+ Ho 89 99 3+ Es 98

68 3+ Er 89 100 3+ Fm 91

(Na )

•

69 3+ Tm 94 101 3+ Md 90

9 F1133 17 Cl1181 35 Br1196 53 I1220 85 1At 227 117 Uus

70 3+ Yb 86 102 3+ No 95

r

(Na2  )

10 Ne 18 Ar 36 Kr1+ 169 54 Xe1+ 190 86 Rn 118 Uuo

71 3+ Lu 85 103 3+ Lr 88

 .....

Un átomo al ganar más electrones, su radio será cada vez mayor. Ejemplo:

Observaciones:

r(N)  r

(N )

Un átomo al perder más electrones, su radio será cada vez menor. LIBRO UNI

8 O2140 16 S2184 34 Se2198 52 Te2221 84 2Po 230 116 Uuh

Ejemplo: r(Na)  r

•

7 N3171 15 P3212 33 As3222 51 Sb3245 83 3+ Bi 96 115 Uup

25

r

(N2  )

r

(N3  )

QUÍMICA

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Exigimos más! C.

Energía de ionización o potencial de ionización (EI o PI)

Ejemplo:

Es la mínima energía que debe ganar un átomo aislado gaseoso (neutral o iónico) para perder un e – y transformarse, en un catión así podemos tener, 1a EI; 2a EI; 3a EI; etcétera. La EI se expresa en electrones Volt/átomo o kcal/mol o kj/mol.

•

Na(g)  495, 9

•

 Na(g)  4560

kJ   Na(g)  1e  mol

•

 Na(g)  6900

kJ   Na(g)  mol

Ejemplo:

 Para

ra   oM  M(g)  1ra El  1e  M(g) (g)  1 El  M(g)  1e

kJ   Na(g)  1e mol

todo elemento: 1a EI < 2a EI < ... 3a EI < ...

TABLA DE ENERGIAS POTENCIALES O DE IONIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS Grupo

1 IA

2 IIA

3 IIIB

4 IVB

5 VB

6 VIB

7 VIIB

8

9 VIIIB

10

11 IB

12 IIB

13 IIIA

14 IVA

15 VA

16 VIA

17 VIIA

18 VIIIA

Periodo 1 2 3 4 5 6 7

H 1312 Li 520.2 Na 495.8 K 418.8 Rb 403.0 Cs 375.7 Fr 380

Be 899.5 Mg 737.7 Ca Sc Ti V Cr Mn 589.8 633.1 658.8 650.9 652.9 717.3 Sr Y Zr Nb Mo Tc 549.5 600 640.1 652.1 684.3 702 Ba La Hf Ta W Re 502.9 523.5 658.5 761 770 760 Ra Ac Ku Ha Nt Gp 509.3

Fe 762.5 Ru 710.2 Os 840 Hr

B 800.6 Al 577.5 Co Ni Cu Zn Ga 760.4 737.1 745.5 906.4 578.8 Rh Pd Ag Cd In 719.7 804.4 731.0 867.8 558.3 Ir Pt Au Hg Tl 880 870 890.1 1007.1 589.4 Wl Mv Pl Da Tf

C N O F 1086.5 1402.3 1313.9 1681.0 Si P S Cl 786.5 1011.8 999.6 1251.2 Ge As Se Br 762 947.0 941.0 1139.9 Sn Sb Te I 708.6 834 869.3 1008.4 Pb Bi Po At 715.6 703 812.1 920 Eo Me Nc El

He 2372.3 Ne 2080.7 Ar 1520.6 Kr 1350.8 Xe 1170.4 Rn 1037 On

Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol Grafica 1a El contra Z

D.

Afinidad electrónica o electroafinidad (EA) Es el cambio de energía cuando un átomo (aislado) gaseoso en el estado fundamental, gana un electrón para convertirse en anión. La EA es difícil de medir y no se conocen valores exactos de todos los elementos (algunos se calcularon teóricamente).  x (g)  e   EA  x (g) ó x (g)  1e  x (g)  EA

La EA es negativa cuando se libera energía y cuando más negativa sea la EA, mayor será la tendencia del átomo a aceptar un e–. Los metales alcalinos terreos y gases nobles no tienen tendencia a aceptar electrón por lo que su EA es positiva.

Observaciones: • Los gases nobles poseen la más alta EI. • En un grupo: a < Z  < EI • En un periodo : a > Z  > EI

LIBRO UNI

26

QUÍMICA

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Exigimos más!

TABLA DE AFINIDADES ELECTRÓNICAS Grupo

1 IA

2 IIA

3 IIIB

4 IVB

5 VB

6 VIB

7 VIIB

8

9 VIIIB

10

11 IB

12 IIB

13 IIIA

14 IVA

15 VA

16 VIA

17 VIIA

18 VIIIA

F -328 Cl -349 Br -325 I -295 At -270 Uus

He 21 Ne 29 Ar 35 Kr 39 Xe 41 Rn 41 Uuo

Periodo H -73 Li -60 Na -53 K -48 Rb -47 Cs -45 Fr -44

1 2 3 4 5 6 7

Be 19 Mg 19 Ca 10 Sr Ba

Sc -18 Y -30 Lu

Ti -8 Zr -41 Hf

Ra

Lr

Rf

V -51 Nb -86 Ta -31 Db

Cr -64 Mo -72 W -79 Sg

Mn Tc -53 Re -14 Bh

Fe -16 Ru -101 Os -106 Hs

Co -64 Rh -110 Ir -151 Mt

Ni -112 Pd -54 Pt -205 Ds

Cu -118 Ag -126 Au -223 Rg

Zn 47 Cd 32 Hg 61 Cn

B -27 Al -43 Ga -29 In -29 Tl -20 Uut

C -122 Si -134 Ge -116 Sn -116 Pb -35 Fl

N 7 P -72 As -78 Sb -103 Bi -91 Uup

O -141 S -200 Se -195 Te -190 Po -183 Lv

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol

Observaciones • Los halógenos liberan más energía que todos.

Gráfica EA contra Z

•

En un grupo: a > Z Þ < EA

•

En un período: a > Z Þ > EA

TABLA DE ELECTRONEGATIVIDADES DE LOS ELEMENTOS Grupo

1

2

3

4

5

IA

IIA

IIB

IVB

VB

6

7

8

VIB VIIB

9

10

VIIIB

11

12

13

14

15

16

17

18

IB

IIB

IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Período 1 2 3 4 5 6 7

H 2.1 Li 1.0 Na 0.9 K 0.8 Rb 0.8 Cs 0.7 Fr 0.7

He Be 1.5 Mg 1.2 Ca 1.0 Sr 1.0 Ba 0.9 Ra 0.7

Sc 1.3 Y 1.2 Lu Lr

Ti 1.5 Zr 1.4 Hf 1.3 Rf

V 1.6 Nb 1.6 Ta 1.5 Db

Cr 1.6 Mo 1.8 W 1.7 Sg

Mn 1.5 Tc 1.9 Re 1.9 Bh

Fe 1.8 Ru 2.2 Os 2.2 Hs

Co 1.9 Rh 2.2 Ir 2.2 Mt

Ni 1.8 Pd 2.2 Pt 2.2 Ds

Cu 1.9 Ag 1.9 Au 2.4 Rg

Zn 1.6 Cd 1.7 Hg 1.9 Cn

B 2.0 Al 1.5 Ga 1.6 In 1.7 Tl 1.8 Uut

C N 2.5 3.0 Si P 1.8 2.1 Ge As 1.8 2.0 Sn Sb 1.8 1.9 Pb Bi 1.9 1.9 Fl Uup

O F 3.5 4.0 S Cl 2.5 3.0 Se Br 2.4 2.8 Te I 2.1 2.5 Po At 2.0 2.2 Lv Uus

Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling.

LIBRO UNI

27

QUÍMICA

Ne Ar Kr Xe Rn Uuo

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Exigimos más! E.

Electronegatividad (EN) Es la habilidad (fuerza relativa) de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico; en un enlace químico, el átomo más electronegativo jalará con más fuerza a los electrones de un enlace. Linus Pauling desarrollo un método para hallar la EN de la mayoría de los elementos, ello lo podemos observar en la tabla de la siguiente página. Gráfica EN contra Z

Observaciones sobre la EN •

Predice el tipo de enlace con bastante exactitud.

•

Forman compuestos iónicos cuando son grandes diferentes de EN.

•

El elemento menos EN cede su electrón (o electrones) al elemento más EN.

•

Los elementos con pequeñas diferencias de EN forman enlaces covalentes.

LIBRO UNI

28

QUÍMICA

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Exigimos más!

problemas

resueltos

III. Verdadero

Problema 1

de Moseley se debe recordar que: "las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico".

Se dan los siguientes elementos con

sus números atómicos 9F, 17 C y 19K. Indique cuales de las siguientes proposiciones son verdaderas: I.

Respuesta: B) La información II es suficiente

Los elementos F y K pertenecen al mismo periodo.

II. La electronegatividad del elemento F es menor que la del C .

En dirección de la flecha aumenta el radio atómico:

III. El radio atómico del K es mayor que la del F.

UNI 2010-II

RA(K)  RA(F)

A) Solo I B) Solo II

Respuesta: C) Solo II

C) Solo III D) I y II

Problema 2

E) II y III

Para poder determinar la identidad de un elemento, se cuenta con la siguien-

Resolución: Ubicación de incógnita Verdadero - falso Análisis de los datos o gráficos I. Falso

te información: I.

Número de masa

Resolución: Ubicación de incógnita Se pide el grupo y periodo de un elemento.

II. Número atómico

UNI 2010-II Se puede decir que: A) La información I es suficiente. B) La información II es suficiente. C) Es necesario utilizar ambas informaciones. D) Cada una de las informaciones, por separado, es suficiente. E) Las informaciones dadas son insufi-

II. Falso

Problema 3 Indique a qué grupo y periodo de la tabla Periódica Modena pertenece un elemento que tiene un número atómico igual a 27. UNI 2011-I A) 4. to periodo, Grupo III A B) 3. er periodo, Grupo VIII A C) 4. to periodo, Grupo VIII B D) 5. to periodo, Grupo I A E) 3. er periodo, Grupo III B

cientes.

Resolución: Ubicación de incógnita

Análisis de los datos o gráficos Se tiene el número atómico del elemento Z = 27. Operación del problema Hacemos la configuración electrónica Z = 27: 1s2 2s 2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7   [Ar]4s2 3d7 Conclusión y respuesta El periodo se determina ubicando el máximo nivel en la configuración electrónica. el periodo es el 4to.

A partir de la ley periódica actual.

En dirección de la flecha aumenta la electronegatividad.

Análisis de los datos o gráficos I.

Número de masa (A) =

El número del grupo corresponde al elemento de transición cuya configuración termina en d7 este corresponde al grupo VIIIB.

Nº de p+ + Nº de n II. Número atómico (Z) = Nº de p+ Operación del problema

Método práctico Periodo  4.to Z  27  [Ar] 4s2 3d7    Grupo  VIIIB

El número atómico (Z) es el valor que identifica a que elemento químico pertenecen los átomos. A partir de la ley

LIBRO UNI

29

Respuesta: C) 4 to periodo, Grupo VIII B

QUÍMICA

QUÍMICA

ENLACE QUÍMICO DESARROLLO DEL TEMA ENLACE QUÍMICO INTERATÓMICO

•

Kernel

Es la fuerza de atracción electromagnética, pero más acen-

Es todo lo que queda de un átomo al no tomar en

tuada en la atracción eléctrica, entre 2 o más átomos que

cuenta su última capa; los e  de la última capa se

resulta como consecuencia de la transferencia o compar-

denotan con puntos.

tición mutua de uno o más pares de e , entre los átomos participantes. Este tipo de enlace define las propiedades

•

Valencia

químicas de la sustancia, como: la clase de sustancia,

Es la capacidad de saturación con la que un elemento

valencia(s) del elemento, forma geométrica de la estructu-

se enfrenta a otro para cumplir con el octeto de Lewis.

ra, además estabiliza la estructura de la nueva sustancia

La valencia no tiene signo, simplemente es el número

liberando energía en su conformación; osea los átomos li-

que indica cuántos electrones debe ganar o perder el

bres poseen mayor energía que los átomos unidos por en-

elemento antes de que se sature.

laces. • CARACTERISTICAS GENERALES: 1. Son fuerzas de naturaleza electromagnética, pero más acentuado en la fuerza eléctrica 2. Intervienen los electrones más externos o de valencia y de estos los primeros en enlazarse son los que están desapareados 3. La electronegatividad influye en la formación del enlace entre los atomos. 4. Los átomos conservan su identidad porque la estructura e sus núcleos no se alteran. Aunque genera sustancias con propiedades diferentes. 5. Los átomos adquieren un estado energético más estable, debido a que disminuye su energía potencial. 6. Se generan cambios energéticos. •

Carga iónica Es el estado que adopta un átomo cuando ha perdido o ganado electrones (catión o anión). Ejemplo:

2 1s , 2s 2 , 2p5 12 Mg : Núcleo,   Kernel



Mg2 

,



.. Mg Valencia  2 Carga=0

 catión

Valencia  0 Carga=2+

1s2 8 O : Núcleo,   Kernel

Octeto de Lewis



,

"Todo átomo, al formar un enlace químico, adquiere, pierde o comparte tantos electrones hasta alcanzar la



configuración electrónica de un gas noble: (ns2; np6),

 anión

es decir cada átomo debe poseer 8 e , en su última capa".

2 6 1s , 2s 2 , 2p 18Ar: Núcleo,   Kernel

Excepto algunos elementos como: 1H, 2He, 3Li, 4Be, 5B,

etcétera.

LIBRO UNI

30

, 3s2, 3px py pz 

QUÍMICA

ENLACE QUÍMICO OCTETO INCOMPLETO Hay algunos elementos que necesitan menos de ocho electrones en el ultimo nivel para ser estables, por ejemplo: • El H y el He se estabilizan con 2 electrones • El Be y el Hg se estabilizan con 4 electrones • El B y el Al se estabilizan con 6 electrones

Ejemplo: Hacer el diagrama de Lewis del: P (Z=15): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 , se observa que tiene 5 electrones de valencia, por lo tanto su diagrama de Lewis en estado basal será:

P B(Z=5): 1s22s22p 1, se observa que tiene 3 electrones de valencia, por lo tanto su diagrama de Lewis en estado basal será:

Ejemplo Estructura del BF3:

F

B

B

Observar que el diagrama de Lewis en estado basal indica la cantidad de electrones apareados y desapareados en el último nivel que señala la configuración electrónica

F

F

A. Se observa que el Boro es estable con seis electrones en su ultimo nivel

Son 3: Iónico, metálico y covalente. 1. Enlace iónico o electrovalente Es la atracción electrostática entre 2 iones de-bido a la transferencia de e  del metal al no metal posiblemente, siempre que la EN  1,7. 7.

OCTETO EXPANDIDO Los elementos no metálicos del tercer periodo en adelante cumplen la regla del octeto pero también pueden estabilizarse con más de ocho electrones en algún compuesto donde se encuentre, por ejemplo: • El fósforo puede estabilizarse con 8 o 10 electrones • El azufre puede estabilizarse con 8, 10 o 12 electrones • El cloro, bromo y yodo pueden ser estables con 8, 10, 12 o 14 • El xenón puede ser estable con 8, 10, 12, 14 o 16 Ejemplo: PCl3

Cl Cl

Ejemplos: • IA: Na  val = 1;

EN(Cl) = 3,0

Unidad fórmula = NaCl •

VIIA:

 val = 1;

EN(Na) = 0,9

Atomicidad = 1 + 1 = 2

PCl5

EN = 2,1

 El enlace es iónico

Cl

Cl

P

Clases de enlace interatómico



P

Cl

Cl

Cl

Cl

Ejemplo: 

• IA: K  val = 1; EN (N) = 3,04 Unidad fórmula = K3 N

Se observa que el fosforo en el PCl3 cumple la regla del octeto pero en el PCl5 llega a ser estable con 10 electrones en su último nivel

• VA:

DIAGRAMA DE LEWIS: Consiste en abrevia r la configuración electrónica de los elementos representativos, graficando alrededor de su símbolo químico los electrones del último nivel, los cuales se pueden representar con los siguientes símbolos «·, x, ­, ....» . Recordar que el número del grupo en la tabla periódica coincide con la cantidad de electrones de valencia. GRUPO I

IA

ESTADO BASAL

E

E

E

E

E

E

E

E

ESTADO HIBRIDIZADO E

E

E

E

E

E

E

E

LIBRO UNI

 val = 3; EN (K) = 0,82 Atomicidad =

3+1=4

EN = 2,22  El enlace es iónico.  o también: 3K 

IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

Características de un compuesto iónico • Generalmente existen en estado sólido. • Su mínima porción es la celda cristalina unitaria, no presentan moléculas.

31

QUÍMICA

ENLACE QUÍMICO

Exigimos más! Ejemplo:

Celda Unitaria Es el cubo más simple con iones Na+ y C en forma alternada.

C Na+ SAL (NaC )

•

En la naturaleza son sólidos.

•

Poseen alto punto de fusión y ebullición.

•

Son duros y frágiles.

•

El CaO presenta mayor Tebullición que el NaC.

•

En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero cuando están fundidos o disueltos en agua sí son buenos conductores.

•

B.

Su mínima porción es la celda cristalina unitaria.

Enlace metálico Es la fuerza de atracción entre la nube electrónica circundante y los cationes metálicos sumergidos en el océano de electrones. Ejemplo:

Característica de una sustancia metálica •

Son relativamente blandos, pero tenaces.

•

Temperatura de fusión y ebullición variables.

•

Excelentes conductores del calor y electricidad.

•

La mayoría son dúctiles y maleables.

•

Todo metal es muy electropositivo (puede perder fácilmente electrones).

•

Todos son sólidos (excepto el Hg).

•

Su mínima porción es la celda cristalina unitaria y no la molécula.

LIBRO UNI

32

QUÍMICA

ENLACE QUÍMICO

Exigimos más!

problemas

resueltos

Problema 1 Ordene los siguientes enlaces en orden crecient e de sus porcen tajes de carácter iónico. I. Li - Cl II. Na - Cl III. B - Cl IV. C - Cl Datos:

Elemento Li Z

3

B

C Na

5

6

11

UNI 1996-II Nivel Intermedio A) B) C) D) E)

I, II, III, IV II, I, III, IV III, IV, I, II III, IV, II, I IV, III, I, II

C – Cl < B – Cl < Li – Cl < Na – C IV < III

<

<

I

Problema 3 Indique la estructura correcta del CaCl2

II Datos: Z: Ca=20, Cl=17

Respuesta: B) IV, III, I, II Problema 2 ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta el enlace con mayor carácter iónico?

A) Ca2+ Cl

Elemento

C

S

N

O

F 2,5 2,5 3,0 3,5 4,0

A) N – O D) O – F

B C Na Aumenta la EN El orden decreciente de la EN de los siguientes elementos es: C > B > Li > Na Entonces a mayor EN de un elemento, menor será la diferencia de electronegatividad (EN) respecto al cloro, y menor resulta e l porcentaje de caracter iónico.

LIBRO UNI

B) S – F E) C – N

C) C – O

UNI 1999-II Nivel Fácil

1–

C) Ca2+2 Cl D) Ca2+ Cl

Li

1–

B) 2Ca2+ Cl

Datos:

EN

Resolución: Según la variación de la electronegatividad (EN) en la TPM.

1–

E) Ca2+ Cl

2–

1– 2 Cl

Ca

Resolución: El mayor carácter iónico está dado por la mayor diferencia de electronegatividad N– O EN = 3,5 – 3,0 = 0,5 A) 3 3,5 S–F EN = 4,0 – 2,5 = 1,5 B) 2,5 4,0

Cl

C–O C) 2,5 3,5

EN = 3,5 – 2,5 = 1,0

O–F D) 3,5 4,0

EN = 4,0 – 3,5 = 0,5

C–N E) 2,5 3,0

EN = 3,0 – 2,5 = 0,5

Entonces la

Entonces el Ca como es metal perderá 2 electrones, quedando: Ca2+ Y en Cl por ser no metal ganará un electrón, quedando:

> EN ,

se da en el enlace: S–F

Respuesta: B) S – F

33

1–

Se unen estos iones:

1– Ca2+ Cl Finalmente se neutraliza las cargas: Ca2+ 2 Cl

1–

Respuesta: C) Ca2+ 2 Cl

QUÍMICA

1–

QUÍMICA

ENLACE COVALENTE DESARROLLO DEL TEMA Por lo general es la atracción entre 2 átomos, en lo posible no metálicos debido a la compartición mutua de uno o más pares de electrones entre los participantes, este enlace ocurre siempre que la EN < 1,7.. Existen 2 clases: normal y coordinado. En la formación del enlace covalente ocurre un traslape de orbitales atómicos, es decir una superposición máxima de orbitales atómicos.

4.

5.

6.

7.

Características del enlace covalente: a) Se forma generalmente entre no metales b) También se puede formar con los metales; Be, Hg y Al, con los no metales de electronegatividad no muy alta ni muy baja, como el cloro (BeCl2, HgCl2 y AlCl3) c) Se produce por compartición de pares de electrones d) Ocurre traslape de orbitales atómicos e) Se considera que el enlace es predominantemente covalente cuando la diferencia de electronegatividades de los no metales que se unen es menor que 1,7

I.

8.

O H O S

O

H

O

II. TIPOS DE ENLACES COVALENTES

ESTRUCTURAS DE LEWIS

3. Por el número de pares de electrones compartidos

Para hacer la estructura de Lewis de una molécula, se procede de la siguiente manera: 1. Se determina el número de electrones de valencia total de los átomos de cada elemento. 2. Como los electrones se distribuyen alrededor de un átomo en pares, la mitad de estos electrones indica la cantidad de pares de electrones que se van a distribuir en toda la molécula 3. Luego se distribuye a los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible, para esto se coloca LIBRO UNI

un átomo central, generalmente este átomo es el que está en menor cantidad atómica (el hidrogeno nunca es átomo central), pero también hay otras formas de determinar al átomo central. Si hay oxigeno se colocan alrededor del átomo central y si hay hidrogeno estos generalmente van unidos a los oxígenos. En lo posible átomos de un mismo elemento no deben estar juntos Luego se colocan los pares de electrones comenzando por los de enlace y luego por los átomos que están en el entorno del átomo central Luego se verifica si cada átomo cumple la regla del octeto (los que la cumplen), en caso que haya un átomo que no cumple la regla del octeto, se saca uno o más pares de electrones no enlzantes (par libre) del átomo que tenga más pares libres, y se pone como enlace. En caso de que al distribuir los pares de electrones sobren uno o más pares estos se colocan en el átomo central como par libre. En el caso de un ion a la suma de electrones de valencia se le agrega o quita los electrones que gana o pierde, respectivamente, la especie. Ejemplo, hacer la estructura del H2SO4

a. Simple b. Doble A-B A=B 

–

c. Triple A  B  y 2

2. Por el sentido de aportación de los electrones a. Enlace Covalente Normal: Ocurre cuando cada átomo aporta electrones para el enlace. 34

QUÍMICA

ENLACE COVALENTE b. Enlace Covalente Coordinado o Dativo: Ourre cuando sólo uno de los átomos aporta el par de electrones a compartir. Observación: En moléculas neutras el enlace dativo lo forma generalmente el oxígeno de la forma:

• • • • •

En el caso de iones, para saber si hay dativos se tiene que comprobar cada enlace con los eletrones de valencia de cada elemento. Ejemplo: Hacer la estructura del NH41+ y del H3O1+ 1+

H N H

2.

B. Enlace covalente apolar Se da entre no metales tal que la  EN = 0 y ello ocurre entre no metales del mismo elemento, el o los pares de e– se comparten equitativamente. Ejemplo:

H

H

•

H

4) O3 5) H2CO3 6) H3PO4

7) P2O5 8) NH3 9) NH4 1+

 F

F

F  F2

hay un enlace simple

H

Por la polaridad del enlace a. Enlace Covalente Polar: Se dá entre no metales de diferentes elementos. Existe una desigual compartición de los electrones b. Enlace Covalente Apolar: Se dá entre átomos del mismo no metal. Existe una equitativa compartición de los electrones Hacer la estructura de Lewis de los siguientes especies y determinar: a) El número de enlaces sigma y pi b) Número de enlaces dativos c) Número de enlaces polares y apolares 1) HClO4 2) HCN 3) SO3

VIIA: F

O

O O2

O  O

•

VIA: O

•

hay un enlace doble VA: N N  N N  N 2 hay un enlace triple

IV. ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO Es aquel enlace donde sólo uno de los átomos (dador) aporta el total de e a compartirse y el otro simplemente los acepta (aceptor) para que ello ocurra se deben seguir las siguientes indicaciones. • Recordar el orden del grupo de cada elemento. • La disposición de los átomos y e  de la estructura debe ser lo más simétrico posible. • El "H" jamás va en el medio de 2 elementos, siempre va en una esquina y por lo general pe-gado al oxígeno. • Átomos de la misma naturaleza en lo posible no deben estar juntos. • En lo posible los e– libres de un átomo intermedio colocables a un sólo lado, no entre enlaces.

10) XeF4 11) BF3 12) SF6

III. ENLACE COVALENTE NORMAL Resulta cuando del total de e compartidos, cada átomo aporta la mitad, a su vez puede ser de 2 clases:

Ejemplos: Hallar la estructura de Lewis.

A. Enlace covalente polar Se da entre no metales de diferente naturaleza siempre que la EN  0, el o los pares de e– se comparten por desigual, es atraido mejor por el no metal más electronegativo.

O

O

•

H C O 4  O C O  O O H H IA

Ejemplo: Pero:

VIA VIIA

C

O

O

Conclusiones:

•

VIIA:

 val = 1; EN (O)

•

VIA:

 val = 2; EN ( C) = 3,16 _____________

–

Hay 5 enlaces - 2 normales polares  covalentes - 3 coordinados o dativos

– – –

Hay 11 orbitales libres. Hay 32 e  de valencia. Todos los enlaces son simples (5  ).

= 3,44

 EN = 0,28  0 •

O3

O

 O



LIBRO UNI

35

O

H

Presenta 2 enlaces covalentes: normales po-lares y simples (2  ). Presenta 8 orbitales solitarios o 8 pares de electrones libres. Unidad fórmula = C 2O. Atomicidad = 3. Tiene 20 e  de valencia.



 O   O O

QUÍMICA

ENLACE COVALENTE

Exigimos más! Conclusiones: – Hay 2 enlaces - 1 Normal apolar doble  covalentes - 1 Coordinado –

Hay 6 orbitales solitarios o 6 pares de electrones antienlazantes.

–

Hay 18 e– de valencia.

–

Hay 2 enlaces sigma (  ) y un enlace pi (  ).

En la disociación o ruptura de enlace hay ab-sorción de energía.

B. Longitud de enlace (L) Características de una sustancia covalente •

La mayoría de ellos presentan como mínima porción a la molécula.

•

En su estructura por lo general hay puros no metales.

•

Las sustancias moleculares presentan bajo punto de fusión y ebullición.

•

Son malos conductores del calor y la electricidad.

•

Pueden encontrarse en estado sólido, líquido y gaseoso, a condiciones ambientales.

•

Por lo general la mayoría de sólidos son blandos y frágiles.

•

Hay más sustancias covalentes que iónicos.

Es la distancia promedio de separación entre los núcleos de dos átomos enlazados en una mólecula.

Variación •

La longitud de enlace varía en relación directa con el número atómico.

•

A mayor unión química, menor longitud de enlace.

•

A menor longitud de enlace, mayor es la energía de disociación.

Ejemplo:

III. PARÁMETROS DEL ENLACE COVALENTE A. Energía de enlace (E)

C. Ángulo de enlace ( )

Es la energía que se requiere para romper una unión o enlace covalente, o como la que se libera cuando se forma un enlace covalente, generalmente expresada en función de una mol de enlaces.

Es el ángulo formado por las líneas imaginarias que unen los núcleos de un átomo central enlazados a otros dos átomos.

Curva de energía potencial para el hidrógeno

Ejemplo: En el agua (H2O).

L = 96 pm



H

LIBRO UNI

36

H  = 104,5º

QUÍMICA

ENLACE COVALENTE

Exigimos más!

problemas

resueltos

Problema 1 ¿Cuáles de las siguientes estructuras de Lewis son correctas?

Problema 2

Problema 3

Indique la alternativa que contiene la

¿Cuáles de las siguientes proposiciones son correctas?

I.

secuencia correcta después de determinar si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F).

II.

I.

tre sus átomos constitutivos. Datos, Número atómico: H = 1, C = 6, N = 7, O = 8 UNI 2011-I A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) II y III E) I y III

II. Algunos átomos en una molécula con enlace es polares poseen una carga parcial negativa y otros una carga parcial positiva.



NH4



III. En el ion amonio hay un enlace covalente coordinado que es más polar que los otros.

Resolución: Ubicación de incógnita Hacer las estructuras de compuestos covalentes.

A) FFF

B) FVF

D) VFV

E) VFF

Análisis de los datos o gráficos

Resolución:

UNI 2011-I C) FVV

II.

III.

Operación del problema La estructura en I debe ser La estructura en II es correcta. La estructura en III es correcta. Conclusión y respuesta Se debe comprobar que en todas las estructuras estables el C, O y N deben cumplir la regla del octeto y que el carbono debe formar 4 enlaces.  Las estructuras II y III son correctas.

Respuesta: D) II y III

LIBRO UNI

III. El enlace K – C tiene mayor carácter iónico que el enlace A – C. Datos: Z: H = 1, A = 13, C = 17, K = 19

UNI 2011-II A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y II E) II y III

Resolución: Ubicación de incógnita mico.

Ubicación de incógnita Veracidad o falsedad

Análisis de los datos o gráficos De acuerdo al tipo de elemento (me-

Es correcto

Es correcto

el enlace K – C .

Comparación de los tipos de enlace quí-

I. El carbono debe formar cuatro enlaces.

El enlace A – C es apolar..

II. El enlace H – C es más polar que

Las propiedades de las sustancias no están influenciadas por las diferencias de electronegatividad en-

III)

I.

Operación del problema

tal, no metal) comparamos la polari-

I.

Falso: Las propiedades de las sustancias así como la temperatura de

dad del enlace.

ebullición de algunos compuestos iónicos dependen de su fuerza de atracción entre sus átomos.

I.

II. Verdadero: Las moléculas con enlaces polares poseen átomos con cargas parciales los cuales forman un dipolo. III. Falso: La polaridad de un enlace se mide por la diferencia de electronegatividad de los átomos de los elementos químicos.

Respuesta: B) FVF

37

Operación del problema A – C constituye un enlace polar

II. H – C es polar; pero K – C es iónico III. K – C (EN  2, 2) tiene mayor carácter iónico que A – C (EN  1, 5). Conclusión y respuesta I.

Falso

II. Falso III. Verdadero

Respuesta: C) Solo III

QUÍMICA

QUÍMICA

HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR DESARROLLO DEL TEMA I.

HIBRIDACIÓN: SP, SP2, SP3

B. Analizando según la hibridación

Es aquel fenómeno químico mediante el cual dos orbitales puros diferentes de un mismo nivel se combinan para generar 2 o más orbitales híbridos de la misma forma, misma longitud, misma energía y mismas posibilidades para poder saturarse.

1. Hibridación "sp3" Resulta de la combinación de un orbital "s" con 3 orbitales "p" puros generándose 4 nuevos orbitales híbridos sp 3.

Ejemplos: • Para el carbono (6C) en el CH4.

1. Sean 2 orbitales puros: 2 orbitales híbridos 2sp 2px

2s

2sp

2. Sean 3 orbitales puros: 3 orbitales híbridos

2px

2sp 2 2sp 2 2sp 2

2s

2py

A. Analizando según Lewis Para el carbono en su estado basal, normal o fundamental (Z = 6).

6

C: Núcleo;1s

2s

2px py

pz

Forma general: AB4

 Su estructura sería así:

Conclusiones:

Z

– El "C" está híbrido en sp3 y tiene 4 orbitales híbridos. C H

H

– Tiene 4 enlaces  .

H

– Ángulo de enlace: 109º 28’ – No presenta ningún orbital solitario.

En realidad esta molécula , lo que existe es el CH 4

H

LIBRO UNI

– Presenta forma tetraédrica. 38

QUÍMICA

HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR • Para el nitrógeno (7N) en el NH3.

N

N

H H

• Para el boro (5B) en el BH3.

H

H 107º

H H

Forma General: AB3

Conclusiones: – El “B” está híbrido en sp2 y tiene 3 orbitales híbridos. – Hay 3 enlaces  . – Presenta forma triangular planar. – Ángulo de enlace: 120º.

Conclusiones: – El "N" está híbrido en sp3, de los 4 orbitales híbridos, 3 son de enlace  y 1 orbital solitario. – Ángulo de enlace: 107º.

• Para el SnCl2

– Presenta forma piramidal triangular.

SnC 2

• Para el oxígeno (8O) en el H2O

Sn C

C

Conclusiones: • El Sn está híbrido en sp2 y tiene 3 orbitales híbridos. • Hay 2 enlaces  y 1 orbital solitario. • Forma angular. • Ángulo de enlace: 95º. • Para el carbono híbrido en sp2, en el C2H4

Conclusiones: – El "O" está híbrido en sp3, de los 4 orbitales híbridos 2 son de enlace  y dos son orbitales solitarios. – Ángulo de enlace: 104º30’  104,5º. – Presenta forma angular. – El "C" está híbrido en sp2. – Cada carbono tiene 3 enlaces  y 1  . – El enlace  es entre orbitales frontales y el enlace  es entre orbitales paralelos. – Ángulo de enlace: 120º. – El enlace  es más fuerte que el enlace  .

2. Hibridación "sp2" Resultado de la combinación de 1 orbital "s" y 2 orbitales "p" puros, generándose 3 nuevos orbitales híbridos sp2. LIBRO UNI

39

QUÍMICA

HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR

Exigimos más! 3. Hibridación "sp" Resulta de la combinación de 1 orbital "s" y 1 orbital "p" puro, generando 2 nuevos orbitales híbridos "sp". Ejemplo: • Para el berilio (4Be), en el BeH2

Conclusiones: – Hay 5 enlaces  . – Hay 3 orbitales ecuatoriales y 2 axiales. – Forma: bipiramidal triangular. – Ángulo de enlace:   120 ;   180 Conclusiones: • Hay 2 enlaces  , ningún orbital solitario, el Be está híbrido en "sp". • Ángulo de enlace: 180º. • Presenta forma lineal. Conclusiones: – Hibridación sp3d. – Forma balancín ó tetraedro irregular. – Hay cuatro enlaces sigma y un orbital solitario. – Ángulo de enlace   102º ;   177º.

• Para el carbono híbrido en sp

Conclusiones: – Hibridación sp3d; hay 3 enlaces sigma. – Forma de T; hay dos orbitales solitarios. – Ángulo de enlace:  = 83,5º. Conclusiones: • Cada carbono tiene 2 enlaces  (con orbitales híbridos sp) y 2 enlaces  (con orbitales "p" puros). Conclusiones: – Hibridación sp3d. – Forma lineal. – Ángulo de enlace:  = 180º.

• Ángulo de enlace: 180º. • Presenta forma lineal. 4. Hibridación "sp3d" Resulta de la unión de 1 orbital "s", 3 orbitales "p" y 1 orbital "d" puros para generar 5 nuevos orbitales híbridos sp3d. • Para el 15P en el PCl5. LIBRO UNI

5. Hibridación "sp3d2" Resulta de la unión de un orbital "s", 3 orbitales "p" y 2 orbitales "d" puros, para formar 6 nuevos orbitales híbridos sp3d2. 40

QUÍMICA

HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR

Exigimos más! • Para el

16S

II. MOLÉCULA POLAR, APOLAR Y RESONANCIA

en el SF6.

A. Molécula polar Resulta por lo general cuando la estructura molecular es asimétrica y cuando el átomo central (si lo hay) presenta electrones libres. En moléculas binarias, a mayor  EN, el enlace se polariza más. Ejemplo:

F F F

F



F 



SF6



F

F

F



S

 

F F

H2O

O + + H H

• H C

H – C

molécula polar (Di polo)

+



 

Dipolo natural

+

F

F

• O3

Conclusiones: – El "S" está híbrido en sp3d2. – Hay 4 orbitales ecuatoriales y 2 axiales. – Tiene forma octaédrica. – Es una molécula apolar. – Presenta 6 enlaces  . – Ángulo de enlace:   90º ;   180º .

Además se conoce que la E.N. (O = 3,5;C = 3,0; H = 2,1), entonces para: • H2O: DEN (H – O = 1,4) • HC: DEN (H – C = 0,9) • Polaridad de enlace: H2O > HC 1. Momento dipolar (  ) Mide el grado de polaridad del enlace, el sentido del vector va del átomo de menor a mayor. E.N. ( : ). q = carga del electrón (uec)   q.l

 = longitud de enlace (cm)

En el S.C.G.S: q = 4,8 . 1010 u.e.c. • Unidad del "u" es el Debye. • 1 Debye = 10 18 u.e.c. cm.

Conclusiones: – El "C " está híbrido en sp3d2. – Tiene forma piramidal cuadrada. – Hay 5 enlaces  y 1 orbital solitario. – Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de  = 87º.

Ejemplo: O

H H



+

H C

+



B. Molécula apolar Resulta cuando la estructura molecular es simétrica y/o cuando el átomo central no presenta electrones libres.

Conclusiones: – El Xe está híbrido en sp3d2. – Tiene forma cuadrada planar. – Presenta 4 enlaces  y 2 orbitales solitarios. – Ángulo de enlace: Hay 4 ángulos de  = 90º. – Su molécula es apolar. LIBRO UNI

Ejemplo:

CC 4

41

QUÍMICA

HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR

Exigimos más! Observación

En forma empírica para que una especie química (molécula o ión) presente resonancia, esta debe poseer por lo general (salvo ciertas excepciones) un átomo central rodeado de átomos iguales (o del mismo grupo) y a su lado uno o más enlaces dobles.

Los vectores momento dipolar (  ) se anulan entre sí; entonces como la molécula es simétrica, los centros de cargas parciales (   y ) caen el mismo punto, neutralizándose, de esa manera la molécula es apolar.

Ejemplo: 1. O3

N2

:N  N:

2. CO2

O=C=O

O C O

O C O

3 formas resonantes

En el N2 los e– están equidistantes de ambos átomos (No hay  ) la molécula es apolar..

O C O} Híbrido de resonancia

1. Resonancia

O

3. NO 3

Es la deslocalización de los electrones de enlace  , que por ser débiles pueden moverse en toda la estructura, reforzando al enlace simple y haciendo equitativo la longitud de enlace alrededor del átomo central. De esta manera en el análisis de la estructura se observarán diferentes formas resonantes, aparentes, que podrían ser reemplazado por un solo híbrido de resonancia.

problemas

O N O

O N

O

O

N

O

O

O

3 formas resonantes

resueltos

Problema 1

tancias apolares y menos a las sustan-

Números atómicos:

Prediga la solubilidad relativa en ben-

cias polares y mucho menos a las sus-

R = 1; X = 8; D = 9; Q = 11; A = 17

ceno (C6H6,   0 D ) de las siguientes

tancias iónicas, por lo tanto:

sustancias:

I.

I.

II.

Br2

Br2  apolar KC  iónica

III. HCHO  polar  La secuencia correcta es:

II. KC III.

UNI 2010-II A) VVV

B) VFV

D) FVV

E) VVF

C) VFF

Resolución:

I > III > II Análisis de los datos o gráficos

Electronegatividad: K = 0,9; H = 2,1; C = 2,5; Br = 2,8; C  3, 0; O = 3,5.

UNI 2010-II A) I > II > III C) III > I > II E) I > III > II

B) III > II > I D) II > III > I

Respuesta: E) I > III > II Problema 2 Señale la alternativa que presenta la secuencia correcta, después de determinar si las proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): I.

Entre las moléculas A 2() predominan las fuerzas de London.

II. Entre las moléculas de R 2 X () pre-

Resolución: Ubicación de incógnita El benceno es una sustancia apolar y por lo tanto disuelve mejor a las susLIBRO UNI

dominan los puentes de hidrógeno. III. La sustancia QD fundida, conduce la corriente eléctrica. 42

I.

Verdadero (V) 17A:

[Ne]3s23p 5 

Las moléculas de A2 es:

una

molécula apolar y en ella se manifiesta la fuerza de London. II. Verdadero (V) 1 1R: 1S  2 2 4 8X: 1s 2s 2p 

La molécula R2X es cual corresponde al H2O: QUÍMICA

la

HIBRIDACIÓN Y POLARIDAD MOLECULAR

Exigimos más! en la cual predomina las fuerzas puente hidrógeno.

9D:

I.

(alcalino)

1s22s22p 5 

(halogeno)

El enlace covalente es interató-

posiciones son verdaderas:

mico y las fuerzas de London es

I.

intermolecular.

La fuerza de dispersión de London

II. Un enlace covalente coordinado es tan fuerte como un enlace cova-

FL