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Química I
Orientador: Unidad III
Tabla periódica, características fundamentales de los elementos químicos. Grupos y períodos. Importancia de la clasificación periódica. Propiedades periódicas de los elementos. Afinidad electrónica. Electronegatividad. Metales, no metales, gases nobles o raros. Regla de Hund. Nociones sobre teoría atómica moderna. Imagen actual del átomo. Fundamentos. Enlace Químico: generalidades, estructuras de Lewis. Regla del octeto. La unión metálica. La unión iónica. La unión covalente y covalente coordinada o dativa. Enlace covalente en moléculas diatómicas. Enlace covalente en moléculas más complejas.
ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIODICA
Numero atómico. Todos los elementos químicos están ordenados en la tabla periódica principalmente por la propiedad periódica denominada "numero atómico", propiedad que fue descubierta por el físico ingles Henry Gwyn Jeffreys Moseley, en 1913. Su símbolo es Z, el que se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico (a manera de sub-índice), y se refiere a la cantidad de cargas eléctricas positivas que tiene el núcleo de un átomo, es decir,a la " cantidad de protones que tiene un átomo";un átomo es neutro cuando tiene la misma cantidad de cargas positivas (protones) y negativas (electrones), por lo tanto, el numero atómico también puede referirse a la cantidad de electrones que hay alrededor de un átomo. Por ejemplo, el numero atómico del Sodio es once (11), lo que significa que un átomo de Sodio tiene once protones en su núcleo, y también puede decirse que este átomo tiene 11 electrones, los que están girando alrededor de su núcleo.
Importancia. El número atómico determina la posición de un elemento químico dentro de la tabla periódica, esto significa que un elemento químico se diferencia de otro elemento por su número atómico.
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.
La tabla periódica también permite clasificar a los elementos en metales , no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.
Metales : Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.
No Metales : Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.
Metaloides : poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.
LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIODICA. Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución o configuración electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.
Elementos representativos o del Grupo A: Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres: Grupo IA: Alcalinos Grupo IIA Alcalinotérreos Grupo VIIA: Halógenos Grupo VIIIA: Gases nobles
Elementos de transición o Grupo B: Están repartidos en 10 grupos (IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB primera, VIIIB segunda, VIIIB tercera columna, IB Y IIB). Se identifican con un número romano y la letra B; siendo determinado el número romano por el número de electrones de la última órbita.
Elementos de Transición Interna o Tierras Raras: Están repartidos en 14 grupos. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.
Propiedades Periódicas de los elementos
Las propiedades periódicas de los elementos químicos, son características propias de dichos elementos que varían de acuerdo a su posición en la tabla periódica, o sea dependiendo de su número atómico.
Las propiedades periódicas son: electronegatividad, electropositividad, radio atómico, afinidad electrónica, potencial de ionización, la densidad atómica, el volumen atómico, temperatura de fusión y temperatura de ebullición.
valor en número atómico de un elemento, mayores son las fuerzas ejercidas entre el núcleo y la electrósfera, lo que se resume en un menor radio atómico.
Energía de ionización. Esta se define como "la cantidad de energía requerida o necesaria para arrancarle o removerle un electrón a un átomo". De esta manera, este átomo se convierte en un ion, específicamente en catión, pues al perder 1 electrón queda con mayor cantidad de carga positiva o protones. La energía de ionización se interpreta también como la cantidad de energía que se utiliza para convertir un átomo en ion positivo.¨
UNIONES QUÍMICAS: IÓNICA, COVALENTE, COVALENTE COORDINADA Y
METÁLICA
ESTADO DE OXIDACIÓN
El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento en una especie química, es el número de electrones que un átomo de dicho elemento, pierde o gana (de acuerdo a su electronegatividad) en la unión química para formar la especie o sustancia. El grupo de la tabla periódica al que pertenece un elemento indica el número de oxidación o valencia (como se lo conocía anteriormente) que generalmente tiene ese elemento, pero puede tener más de 1 estado de oxidación. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 ( metales alcalinos) poseen 1 electrón en su última capa, por lo tanto es más fácil perder ese electrón en una unión química, que ganar 7 electrones para completar los 8 electrones (Regla del octeto). En consecuencia, el estado de oxidación de los metales del grupo 1 es + 1 , pues el átomo queda con un electrón menos. Para los elementos del grupo 2 ( metales alcalino-térreos ), sucede lo mismo: pierden 2 electrones, y el estado de oxidación es + 2. Los elementos del grupo 13 tienden a formar uniones con estado de oxidación +. Para los elementos del grupo 14 es prácticamente similar ganar 4 electrones que perder 4, para completar el octeto, por lo tanto el estado de oxidación puede ser +4 o – 4, dependiendo de la electronegatividad del otro elemento que forma la unión. Así el C puede tener nº de oxidación + en la molécula de CO 2 , o – 4 en el CH 4.
Regla del octeto
A principios del pasado siglo veinte, los estudios de Lewis sobre la forma de enlazarse los átomos concluyeron en la conocida como ‘Regla del Octeto’ que podemos enunciar de la forma ya adelantada en la definición de enlace químico:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
UNIÓN IÓNICA O ELECTROVALENTE
Es la unión característica entre metales y no metales. Los átomos se transforman en iones, tal como sucede con el NaCl (cloruro de sodio), LiF (fluoruro de litio) y KI (yoduro de potasio). Por lo tanto la unión se produce por atracción electrostática entre aniones y cationes. Uno gana y el otro pierde electrones al formarse la unión.
UNIÓN COVALENTE La unión covalente se produce habitualmente entre átomos de elementos no metálicos. Se produce cuando dos átomos comparten uno o varios pares de electrones. Por ejemplo, la molécula de cloro: Cl 2
En este caso comparten un solo par de electrones. Las uniones covalentes, constituidas por pares de electrones, implican una cierta penetración o solapamiento de las nubes electrónicas de los átomos involucrados. Otro ejemplo, es la molécula de agua: H 2 O
UNIÓN COVALENTE COORDINADA
Este enlace tiene lugar entre átomos distintos. Enlace covalente coordinado o dativo entre dos átomos es el enlace en el que cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de los átomos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador , y el que lo recibe, receptor. El enlace coordinado se representa por medio de una flecha (→) que parte del átomo que aporta los dos electrones y se dirige hacia el que no aporta ninguno.
UNIÓN METÁLICA
Es la unión característica de los metales. Es la que explica como están unidos entre sí los átomos que constituyen un cuerpo metálico. Los átomos pueden ser de un mismo elemento, como el caso de un hilo de cobre, o de elementos diferentes, como ocurre en las aleaciones, por ejemplo el bronce. Como los átomos metálicos pierden fácilmente electrones, quedan los correspondientes cationes unidos por un cierto número de electrones móviles que van ocupando, en constante movimiento, los orbitales libres de los iones positivos. Por lo tanto puede decirse que un trozo de metal es “un conjunto de cationes sumergidos en un mar de electrones móviles”. Estos electrones son los que conducen la corriente eléctrica.
Oxidación Tanto en química inorgánica como en los procesos internos del cuerpo a nivel celular, la oxidación se define como la pérdida de electrones por un átomo.
Estructuras de Lewis, manual rápido de como crearlas.
Aquí se verán alrededor de 5 pasos sencillos para lograr una representación de Lewis de manera correcta:
- Contar los electrones de valencia de todos los átomos involucrados. Este número es el total de electrones a representar.
- Dibujar el átomo central (o los átomos centrales) con sus electrones de valencia alrededor (representados por x o puntos ).
- Dibujar el resto de los átomos alrededor del átomo central, haciendo coincidir un electrón de valencia de este último (del átomo central) con un electrón de valencia del átomo secundario.
- Contar el número de electrones alrededor de cada átomo. Los átomos H, Li y Be deben estar rodeados por dos electrones (correspondientes a los electrones del enlace) y los demás elementos deben estar rodeados por ocho electrones. Si se cumple el primer caso, entonces se dice que se cumple con la regla del dueto , y si se cumple el segundo caso, se dice que se cumple con la regla del octeto .* Si no se cumplen estas reglas, lea el 5to paso.
- Si no se cumplen las reglas anteriores (paso 4) entonces tiene que hacerlas calzar. Si le sobran electrones, rompa algunos enlaces y si le faltan forme nuevos enlaces hasta que se cumplan las reglas.
Anexo 1, Imagen 7 : a) Paso 3 para los oxígenos; b) Paso 3 para el H.
(a)
(b)
Anexo 1, Imagen 8 : Paso 4
Anexo 1, Imagen 9 : Paso 5 a) dibujo final; b) conteo de electrones final.
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