formación de nuevos enlaces

formación de nuevos enlaces
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 1 Reacciones y ecuaciones químicas. REACTIVOS PRODUCTOS (transformación) ruptura de enlaces formación de nuevos enlaces reagrupamiento Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: REACTIVOS PRODUCTOS En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos N2 + 3H NH3 Si intervienen iones, deben ajustarse de forma que la carga neta sea la misma en los dos miembros Cu + 2Ag Cu2+ + 2Ag

COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 2 Interpretación de una ecuación química. ECUACIÓN QUÍMICA permite conocer las sustancias que intervienen en el proceso químico y la proporción en la que lo hacen COEFICIENTES ESTEQUIOMÉTRICOS FÓRMULAS señalan la proporción en que las sustancias han participado indican cuáles han sido los reactivos y qué productos se han formado C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O

2 moléculas de hidrógeno
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 3 Información que proporcionan los coeficientes estequiométricos. Los coeficientes estequiométricos indican el número de átomos de cada elemento y el número de moléculas de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2H2 + O2 2H2O + 2 moléculas de hidrógeno 1 molécula de oxígeno 2 moléculas de agua Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre átomos y moléculas de reactivos y productos

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles)
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 4 Información que proporcionan los coeficientes estequiométricos. INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en moles) Los coeficientes estequiométricos informan sobre el número de moles de cada elemento y de cada compuesto que intervienen en la reacción. 2CO + O2 2CO2 2 moléculas de CO 1 molécula de O2 2 moléculas de CO2 20 moléculas de CO 10 molécula de O2 20 moléculas de CO2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO 6,02 · 1023 molécula de O2 2 · 6,02 · 1023 moléculas de CO2 2 moles de CO 1 mol de O2 2 moles de CO2 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre moles de reactivos y productos

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas)
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 5 Información que proporcionan los coeficientes estequiométricos. INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en masas) A partir de las masas atómicas de los elementos que intervienen en la reacción, se puede establecer la relación entre las masas de los reactivos y de los productos N2 + 3H2 2NH3 Conociendo las masas atómicas (H = 1,01 u y N = 14,01 u), se determinan las masas moleculares: H2 = 2,02 u; N2 = 28,02 u; NH3 = 17,04 u 1 mol de N2 3 moles de H2 2 moles de NH3 28,02 g de N2 3 · 2,02 = 6,06 g de H2 2 x 17,04 = 34,08 g de NH3 Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada informan de la proporción entre gramos de reactivos y productos

INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en volúmenes)
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 6 Información que proporcionan los coeficientes estequiométricos. INTERPRETACIÓN MACROSCÓPICA (relación en volúmenes) Si en la reacción intervienen gases en c.n. de presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de ellos ocupará un volumen de 22,4 litros 2H2 + O2 2H2O 2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2O 2 · 22,4 litros de H2 22,4 litros de O2 2 · 22,4 litros de H2O + Los coeficientes estequiométricos de una ecuación química ajustada en la que intervienen gases, informan de la proporción entre volúmenes de reactivos y productos

Los cálculos en Química
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 7 Cálculos estequiométricos (I). Cálculos con masas Conocida la masa de un reactivo o de un producto, pueden calcularse el resto de las masas que intervienen en la reacción Ejemplo: En la descomposición del clorato de potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno ¿Cuántos gramos de cloruro de potasio se obtienen a partir de 1 kg de clorato? KClO3 KCl + 3/2 O2 1 mol de KClO3 1 mol de KCl 3/2 mol de O2 122,45 g de KClO3 74,45 g de KCl 48 g de O2 1000 g de KClO3 X g de KCl 122,45 g de KClO3 74,45 g KCl 1000 g de KClO3 X g KCl 1000 · 74,45 122,45 = X = 608 g de KCl =

Cálculos con equivalentes gramo
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 8 Cálculos estequiométricos (II). Cálculos con equivalentes gramo Equivalente gramo de un elemento es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a un átomo-gramo de hidrógeno Por ejemplo, en la formación del hidruro de hierro (III): 2 Fe + 3 H FeH3 2 · 55,85 g de Fe 6 g de H = 1 eq de Fe 1 g de H 1 eq de Fe = 1/3 masa atómica de Fe Masa atómica valencia Para un elemento en general, se cumple que 1 eq = Para un ácido, el equivalente gramo es la cantidad en gramos que produce un mol de H+ Para una base, el eq-g es la cantidad en gramos que consume un mol de H+ o que produce un mol de OH- En reacciones rédox, el eq-g es la cantidad de sustancia que consume un mol de electrones Si el HClO3 actúa como ácido: HClO ClO3- + H eq = Pm/1 Si el HClO3 actúa como oxidante: Cl e Cl eq = Pm/6 En las reacciones, cualquier pareja de sustancias reaccionan en la proporción 1 eq : 1 eq

Reactivos con impurezas
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 9 Cálculos estequiométricos (III). Reactivos con impurezas Si existen reactivos con impurezas, es necesario determinar primero las cantidades existentes de sustancia pura Ejemplo: Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que contiene un 7,25 % de impurezas con HCl suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida. Dato: masa atómica del Zn = 65,38 2 HCl + Zn ZnCl2 + H2 100 g de muestra (100 – 7,25) g de Zn = 22,75 g X X = 21,1 g de Zn Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2 65,38 g de Zn 2 g de H2 = 21,1 g de Zn Y Y = 0,645 g de H2

Cálculos en reacciones sucesivas
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 10 Cálculos estequiométricos (IV). Cálculos en reacciones sucesivas En reacciones sucesivas, el producto de la 1ª puede ser el reactivo de la 2ª, estableciéndose las sucesivas proporciones estequiométricas, en las que el resultado de la 1ª es dato de la 2ª Ejemplo: ¿Qué cantidad de CaC2 se gastará en producir el acetileno (C2H2) necesario para obtener por combustión 10 litros de CO2 en condiciones normales? La combustión de CO2 2 C2H2 + 5 O CO2 + 2 H2O 1 mol de CO2 22,4 litros = n 10 litros Los moles de CO2: n = 0,44 moles de CO2 2 mol de C2H2 = n´ 4 mol de CO2 0,44 mol de CO2 Los moles de C2H2: n´ = 0,22 moles de C2H2 La obtención de C2H2 CaC2 + 2 H2O C2H2 + Ca(OH)2 1 mol de CaC2 = X 1 mol de C2H2 0,22 mol de C2H2 X = 0,22 moles de CaC2

1 Los cálculos en Química 11 Estequiometría volumétrica.
2.º BACHILLERATO 11 Estequiometría volumétrica. Ley de los volúmenes de combinación Los volúmenes de gases que reaccionan entre sí, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en relación de números enteros sencillos Ley de Gay-Lussac Ley de Avogadro En condiciones iguales de presión y temperatura, volúmenes iguales de gases diferentes tienen el mismo número de moléculas Manteniendo constante la presión, todos los gases se dilatan igual con el aumento de temperatura (V1/T1 = V2/T2 ) Ecuación de los gases ideales pV = nRT Ley de las presiones parciales En una mezcla de gases, cada uno ejerce una presión parcial (pi) igual a la que ejercería si ocupase el sólo el volumen total. Además, la presión parcial de cada gas es directamente proporcional a su fracción molar (pi = pT ni/nT). La presión total es la suma de las presiones parciales (pT = p1 + p2 + p3 + …)

1 Los cálculos en Química 12 Cálculos con reactivo limitante.
2.º BACHILLERATO 12 Cálculos con reactivo limitante. Generalmente es necesario preparar cantidades determinadas de productos a partir de cantidades de reactivos que no son estequiométricamente exactas reactivo limitante reactivo en exceso se consume completamente queda parte sin reaccionar El reactivo limitante reacciona solamente con la cantidad adecuada de la otra sustancia, que se encuentra en exceso y de la que queda parte sin reaccionar Ejemplo: Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g de S (32 u) para formar FeS ¿cuál es el reactivo limitante y cuál el excedente? Fe + S FeS 1 mol de Fe 1 mol de S 1 mol de FeS 56 g de Fe 32 g de S 88 g de FeS 7 g de Fe X g de S 7 (g de Fe) 56 (g/mol) = X (g de S) 32 (g/mol) 32 · 7 56 X = 4 g de S reactivo limitante: Fe reactivo en exceso: S

1 Los cálculos en Química 13 Concentración de una disolución.
2.º BACHILLERATO 13 Concentración de una disolución. Relación entre la cantidad de soluto y de disolvente contenidos en una disolución Porcentaje en masa Indica los gramos de soluto en 100 gramos de disolución % masa = g soluto g disolución x 100 Molaridad Indica los moles de soluto en 1 litro de disolución M = moles de soluto litros de disolución Molalidad Indica los moles de soluto en 1 kg de disolvente m = moles de soluto kg de disolvente Normalidad Indica el nº de eq de soluto en 1 litro de disolución N = eq de soluto litros de disolución Fracción molar Relaciona los moles de un componente y los moles totales Xi = ni nT

Los cálculos en Química
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 14 Cálculos con reactivos en disolución. En estos casos es necesario calcular las cantidades de dichos reactivos disueltos Ejemplo: Calcular el volumen de la disolución 0,1 M de AgNO3 que se necesita para reaccionar exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas moleculares: AgNO3 = 169,88 u; Na2S = 78 u) La reacción ajustada es: 2AgNO3 + Na2S Ag2S + 2NaNO3 En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay: 0,1 (L) x 0,1 (mol/L) = 0,01 moles de Na2S Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2 moles de AgNO3: 1 (mol Na2S) 2 (mol AgNO3) 1 (mol Na2S) x = x = 0,02 moles de AgNO3 La cantidad de disolución que hay que tomar para conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es: 0,1 (mol) 1 (L) 0,02 (mol) y = y = 0,2 L = 200 cm3

hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas
1 Los cálculos en Química Química 2.º BACHILLERATO 15 Rendimiento de las reacciones químicas. En los procesos químicos no suele obtenerse el 100% de las cantidades previstas de las sustancias, debido a reacciones simultáneas no deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en los hornos, etc. hay que calcular el RENDIMIENTO de las reacciones químicas rendimiento = masa obtenida masa teórica x 100 El rendimiento de las reacciones es un factor fundamental en la industria química

2 Estructura de la materia 1 Los modelos nucleares del átomo.
Química 2.º BACHILLERATO 1 Los modelos nucleares del átomo. Dalton : el átomo es indivisible Thomson: el átomo es una especie de pudín, formado por una masa cargada positivamente, dentro del cual se insertan los electrones (carga negativa) repartidos uniformemente Rutherford: el átomo está formado por una corteza de electrones que giran en torno al núcleo, minúsculo, cuya carga positiva se debe a otras partículas subatómicas llamadas protones. La carga positiva de los protones compensa la carga negativa de los electrones. La mayor parte del átomo corresponde al espacio vacío entre los electrones y el núcleo Átomo de Rutherford El número de protones que tiene un átomo en su núcleo se denomina número atómico y se representa por Z

Estructura de la materia
2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 2 El experimento de Rutherford. Al bombardear de láminas de oro con partículas  (carga positiva), la mayoría de las partículas no se desvían y sólo un porcentaje muy bajo sufre grandes desviaciones, saliendo incluso algunas rebotadas

2 Estructura de la materia 3 Partículas subatómicas. Isótopos.
Química 2.º BACHILLERATO 3 Partículas subatómicas. Isótopos. Neutrón: cuando se bombardea un átomo de berilio con partículas alfa se emite una nueva partícula que no tiene carga y cuya masa es aproximadamente la del protón. Dicha partícula se encuentra junto a los protones, en el núcleo atómico Partículas en el átomo Símbolo Carga eléctrica Masa en unidades de masa atómica (u) Protón Neutrón Electrón e- p+ n -1 +1 1/1840 1 Número másico (A) = número de protones (Z) + número de neutrones (n) Los átomos con el mismo número de protones pero diferente número de neutrones de denominan isótopos, y pertenecen al mismo elemento químico Por ejemplo:

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 4 Espectros atómicos. Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida, y viceversa

Se basa en los siguientes postulados
2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 5 Modelo atómico de Bohr. Se basa en los siguientes postulados Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija rn = n h 2mv h = cte de Planck = 6,625·10-34 J s m = masa del electrón v = velocidad del electrón En las órbitas los electrones se mueven sin perder energía Solo están permitidas determinadas órbitas cuya energía tome cierto valor restringido Rh = cte Rydberg = 2,180·10-18 J n = número entero (1,2,3....) Un electrón podrá saltar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo la energía necesaria, que corresponde a la diferencia energética de las órbitas

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 6 Modelo atómico de Bohr. Niveles energéticos. La órbita o nivel de energía más baja corresponde a n = 1, y se le llama nivel fundamental. Cuanto mayor es n, mayor es la energía del nivel El número “n” indica el orden de los niveles de energía, y recibe el nombre de número cuántico principal El nivel de menor energía, n = 1, también se le denomina capa K. Los niveles n= 2, 3, 4, etc., se llaman, respectivamente, capas L, M, N, etc.

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 7 Modelo atómico de Bohr. Los intercambios energéticos. •Si un electrón asciende desde una órbita ni a otra de mayor energía nj debe absorber una cantidad de energía igual a: E = E(nj) – E(ni) •Si un electrón desciende desde una órbita nj a otra de menor energía ni, la diferencia de energía se emite en el salto E = E(nj) – E(ni) La energía intercambiada por un electrón en un salto puede adoptar la forma de radiación electromagnética, que puede considerarse una onda o un chorro de partículas llamadas fotones cuya energía es proporcional a la frecuencia de radiación (): E = h Según el valor de su longuitud de onda, las radiaciones electromagnéticas se dividen en: rayos gamma, rayos X, ultravioleta, visible, infrarrojo, microondas, ondas de radio

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 8 El espectro del átomo de hidrógeno (I). El modelo atómico de Bohr explica satisfactoriamente el espectro del átomo de hidrógeno Los espectros de absorción se originan cuando los electrones absorben la energía de los fotones y ascienden desde un nivel (ni) hasta otro de mayor energía (nj) Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas cuando un electrón “excitado” en un nivel alto (nj) desciende a otro nivel de energía inferior (ni)

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 9 El espectro del átomo de hidrógeno (II). •La conservación de la energía exige que la energía del fotón absorbido o emitido sea igual a la diferencia de energía de las órbitas entre las que se produce el salto del electrón •Sólo se emiten fotones cuya energía coincide con la diferencia de energía entre dos niveles permitidos: por ello, el espectro consta solo de determinadas frecuencias,, que verifican: • De acuerdo con el modelo de Bohr, la energía de las diferentes órbitas viene dada por: • Por tanto, las frecuencias de las líneas del espectro satisfacen la ecuación:

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 10 Las series espectrales del hidrógeno. El modelo atómico de Bohr interpreta las series espectrales del hidrógeno •Las rayas espectrales de las distintas series se pueden asimilar a distintas transiciones electrónicas •Las transiciones desde órbitas con n > 1 hasta la órbita n =1, dan lugar a las líneas del espectro conocidas como serie de Lyman  zona ultravioleta del espectro electromagnético •Las transiciones desde n > 2 a n = 2 originan las líneas espectrales de la serie de Balmer  zona visible del espectro electromagnético •Las series de Paschen, Brakett y Pfund corresponden a transiciones cuyo nivel inferior es, respectivamente, el 3º, 4º, y 5º  zona infrarroja del espectro electromagnético

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 11 Mecánica cuántica. La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un electrón Se fundamenta en dos hipótesis La dualidad onda corpúsculo Principio de incertidumbre de Heisenberg De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v, viene dada por donde h es la constante de Planck Heisenberg propuso la imposibilidad de conocer con precisión, y a la vez, la posición y la velocidad de una partícula. Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad de encontrarlo en un punto determinado del espacio La probabilidad de encontrar al electrón en una órbita de radio r es máxima cuando r = ro Modelo cuántico Modelo de Bohr Cada electrón tenía una órbita fijada. La probabilidad de encontrarlo en una órbita de radio ro es del 100%

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 12 Orbitales. Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Determina la región del espacio donde hay una probabilidad muy alta de encontrar a los electrones La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90% Mientras que en el modelo de Bohr cada nivel corresponde a una única órbita, ahora puede haber varios orbitales correspondientes a un mismo nivel energético En el átomo de hidrógeno hay n2 orbitales en el nivel de energía n-ésimo. Al valor n se le denomina número cuántico principal

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 13 Orbitales y números cuánticos (II). En átomos polielectrónicos, los n2 orbitales del nivel n dejan de tener todos la misma energía y se separan en diferentes subniveles El número de subniveles que hay en un nivel depende del valor de n para n=1 (primer nivel de energía principal)  un subnivel para n=2 (segundo nivel de energía principal)  dos subniveles para n=n (n-ésimo nivel de energía principal)  n subniveles cuántico secundario, l, y se nombran mediante una letra para n = 3  para n = 1  para n = 2  Los distintos subniveles se diferencian por medio de un parámetro, denominado número l=0  letra s l=1  letra p l=2  letra d l=0  letra s l=1  letra p Al pasar de Z=1 a Z>1, el nivel de energía n se separa en n subniveles. El número de orbitales en un subnivel dado es igual a (2l + 1)

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 14 Orbitales y números cuánticos (III). Nomenclatura de los subniveles Valor de l Letras s 1 2 3 p d f

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 15 Orbitales y números cuánticos (IV). Un orbital está determinado por el valor de tres números cuánticos (n, l, ml) . Estos números imponen unos valores posibles “cuantizados” a determinadas magnitudes físicas Número cuántico principal, n - puede tomar valores enteros 1, 2, 3, etc. - cuantiza la energía total del electrón Número cuántico secundario o azimutal, l - sólo puede tomar valores enteros que van de 0 a n-1 - cuantiza el módulo del momento angular, L, del electrón Número cuántico magnético, ml - sólo puede tomar valores enteros que van desde -l a +l, incluyendo el cero. - cuantiza la orientación del momento angular del electrón L Hay un cuarto número cuántico, el número cuántico de espín, ms , que fue postulado para explicar la posible existencia de dos electrones con una energía ligeramente distinta en un orbital - los dos posibles valores son + 1/2 y - 1/2, corresponden a las dos posibles orientaciones de un momento angular propio del electrón denominado espín, S

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 16 La forma de los orbitales (I). Orbitales s (l=0) - tienen forma esférica - la probabilidad de encontrar al electrón es la misma en todas las direcciones radiales - la distancia media del electrón al núcleo sigue el orden 3s > 2s > 1s Orbitales p (l=1) tienen forma de elipsoides de revolución y se diferencian sólo en la orientación en el espacio un electrón que se encuentre en un orbital px pasa la mayor parte del tiempo en las proximidades del eje X. Análogamente ocurren con py y pz - los tres orbitales np tienen igual forma y tamaño

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 17 La forma de los orbitales (II). Orbitales d (l=2) - tienen forma de elipsoides de revolución - tienen direcciones y tamaños distintos a los p El valor de n afecta al tamaño del orbital, pero no a su forma. Cuanto mayor sea el valor de n, más grande es el orbital

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 18 La energía de los orbitales. La energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticos principal y secundario pero no del magnético, por tanto todos los orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía Los orbitales vacíos tienen unos niveles energéticos definidos primeramente por el número cuántico principal y luego por el secundario Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica la energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al aumentar Z, pero unos más que otros, y esto origina que su orden energético no sea constante

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 19 La energía de los orbitales. Llenado electrónico. La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única. Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es el siguiente: Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a su llenado es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l). Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que tenga menor valor de n

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 20 Configuraciones electrónicas (I). Los sistemas evolucionan hasta alcanzar situaciones de mínima energía. La disposición de los electrones alrededor del núcleo en un átomo, es de la forma más estable posible, y se denomina configuración electrónica  Principio de Aufbau: Los electrones entran en los orbitales de energía más bajos disponibles  Principio de exclusión de Pauli: en un orbital atómico solo caben, como mucho, dos electrones. Estos deben tener espines opuestos (si esto es así se dice que están apareados y se representan mediante flechas verticales  y ) Segunda regla de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía (es decir, de un mismo subnivel), se disponen de modo que tenga el máximo número de electrones desapareados (con el mismo espín) Una forma habitual para dar la configuración electrónica consiste en escribir los subniveles con el número de electrones que ocupa cada subnivel en superíndice. Así para el sodio, que posee 11 electrones, la configuración es 1s12s22p63s1

2 Estructura de la materia Química 2.º BACHILLERATO 21 Configuraciones electrónicas (II). Elemento Orbitales 1s 2s 2px 2py 2pz 3s Configuración electrónica H He Li Be B C N O F Ne Na 1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1

a las columnas de la tabla
3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 1 La tabla periódica (I). A lo largo de la historia, los químicos han intentado ordenar los elementos de forma agrupada, de tal manera que aquellos que posean propiedades similares estén juntos. El resultado final el sistema periódico Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z) Se denominan GRUPOS a las columnas de la tabla PERÍODOS a las filas de la tabla La utilidad del sistema periódico reside en que los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares

Ordenación periódica de los elementos
3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 2 La tabla periódica (II). GRUPOS PERÍODOS

Facilidad para formar iones
3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 3 Especies con carga eléctrica. Iones. Si un átomo neutro gana o pierde electrones, se convierte en una especie cargada, denominada ion Si gana electrones, hay exceso de éstos, el ion será negativo y se denomina anión Si pierde electrones, hay defecto de éstos, el ión será positivo y se denomina catión Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones Tipo de elemento Ejemplo Facilidad para formar iones Metales No metales Semimetales Gases nobles Li, Be, Re, Ag O, F, I, P Si, Ge He, Ne, Ar Forman fácilmente iones positivos Forman fácilmente iones negativos Forman con dificultad iones positivos No forman iones

Configuración más externa Configuración electrónica
3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 4 Configuración electrónica. Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, ya que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa electrónica) y están distribuidos en orbitales del mismo tipo Por ejemplo, los elementos del grupo 17: Elemento Configuración más externa Configuración electrónica Flúor Cloro Bromo Yodo 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5 ns2 np5 Estos hechos sugieren que las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa de valencia

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 5 Bloques del sistema periódico (I). Se distinguen varios bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia A) Elementos representativos  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital s o un orbital p  La configuración electrónica de su capa de valencia es: n sx (x =1, 2) o n s2 n px (x= 1, 2, ..., 6)  Los elementos representativos constituyen los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y del sistema periódico B) Metales de transición  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital d  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-1) dx n s2 (x= 1, 2, ..., 10)  Los metales de transición constituyen los grupos del 3 al 12 del sistema periódico

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 6 Bloques del sistema periódico (II). C) Metales de transición interna  Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f  La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14) Excepciones  El hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de los bloques  Por su comportamiento químico diferente, los elementos del grupo 12 (Zn, Cd, Hg), cuya capa de valencia tiene una configuración (n-1) d10 n s2, no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico

Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la siguiente forma
3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 7 Bloques del sistema periódico (III). Los bloques del Sistema Periódico se ubican de la siguiente forma

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 8 El tamaño atómico. Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, pues sus orbitales no ocupan una región del espacio con límites determinados. Sin embargo, se acepta un tamaño de orbitales que incluya el 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo A continuación se muestra con el tamaño relativo de los átomos de los elementos representativos. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m) Los radios de los átomos varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 9 Variación del tamaño de los átomos. En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo  Al descender en el grupo aumenta el número atómico y, por tanto, la carga nuclear. Los electrones son atraídos con más fuerza y por consiguiente disminuye el tamaño  Al descender en el grupo, aumentan el número de capas, con lo que el tamaño aumenta. Este factor prevalece sobre el anterior En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un período  Al aumentar el número de electrones en la misma capa, aumenta la carga nuclear y los electrones se acercan más al núcleo Dentro de cada período, los átomos de los metales alcalinos son los más grandes. Los de menor volumen son los de transición y los del grupo 13

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 10 Variación del tamaño de los iones. En iones positivos (cationes): el tamaño del catión es más pequeño que el del átomo neutro ya que al perder electrones de la capa más externa, los que quedan son atraídos por el núcleo con más fuerza por la carga positiva del núcleo En iones negativos (aniones): el tamaño del anión es más grande que el del átomo neutro. Un ión negativo se forma cuando el átomo gana electrones. Estos electrones aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 11 Energía de ionización (I). La primera energía de ionización (EI) es la energía necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso Ca (g) + EI Ca+ (g) + e- La segunda energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado: Ca+ (g) + 2ªEI Ca2+ (g) + e- La energía de ionización disminuye al descender en un grupo ya que la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos energía para ser separado del átomo

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 12 Energía de ionización (II). La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanzar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del núcleo. Así, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más arrancarlos Excepciones: las anomalías que se observan tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, debido a que los electrones son más difíciles de extraer

3 Ordenación periódica de los elementos 13 Afinidad electrónica.
Química 2.º BACHILLERATO 13 Afinidad electrónica. Afinidad electrónica es el cambio de energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos Aplicando el convenio de termodinámica de signos, un ejemplo sería:  F (g) + e F- (g) KJ / mol se desprende energía  AE 0 (AE=- 328 KJ /mol)  Be (g) + e KJ / mol Be- (g) se absorbe energía  AE 0(AE=+ 240 KJ /mol) La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más energía La variación de la afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin embargo hay algunas excepciones y la afinidad electrónica de algunos elementos se desconoce La afinidad electrónica está relacionada con el carácter oxidante de un elemento. Cuanta mayor energía desprenda un elemento al ganar un electrón, mayor será su carácter oxidante. Así, los halógenos tienen un elevado carácter oxidante, al contrario de los alcalinotérreos que carecen de carácter oxidante

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 14 Electronegatividad. La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos de un elemento a atraer hacia sí los electrones cuando se combinan con átomos de otro elemento. Por tanto es una propiedad de los átomos enlazados La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas: Escala de Mulliken. Considera la electronegatividad como una propiedad de los átomos aislados, su valor es: Escala de Pauling. Se expresa en unidades arbitrarias: al flúor, se le asigna el valor más alto, por ser el elemento más electronegativo, tiene un valor de 4 y al cesio, que es el menos electronegativo se le asigna el valor de 0,7 La electronegatividad aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo. El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el de los gases nobles

3 Ordenación periódica de los elementos 15 Carácter metálico.
Química 2.º BACHILLERATO 15 Carácter metálico. Según el carácter metálico podemos considerar los elementos como: Metales: Pierden fácilmente electrones para formar cationes Bajas energías de ionización Bajas afinidades electrónicas Bajas electronegatividades Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales No Metales: Ganan fácilmente electrones para formar aniones Elevadas energías de ionización Elevadas afinidades electrónicas Elevadas electronegatividades Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales Semimetales: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 16 Reactividad. Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. La reactividad: Disminuye al avanzar en un período Aumenta al descender en el grupo Los no metales reaccionan ganando electrones, así cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. La reactividad: Aumenta al avanzar en un período Aumenta al ascender en el grupo En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables

3 Ordenación periódica de los elementos Química 2.º BACHILLERATO 17 Variación de las propiedades periódicas. Las propiedades periódicas varían de la siguiente manera

4 Enlace Químico  Se forma el enlace  No se forma el enlace 1
Química 2.º BACHILLERATO 1 ¿Por qué se unen los átomos?. Concepto de electrovalencia. La tendencia general de cualquier sistema físico es alcanzar una situación de energía mínima. Si dos átomos se acercan se pueden producir dos situaciones a) El estado de mínima energía se alcanza con los átomos infinitamente separados  No se forma el enlace b) El estado de mínima energía se alcanza si la distancia entre los átomos es r0 (distancia de enlace)  Se forma el enlace Se llama electrovalencia al número de electrones intercambiados entre dos elementos para formar enlaces Cuando reaccionan entre sí, los átomos pierden o ganan los e- necesarios para adquirir la estructura de un gas noble, con 8 e- en la última capa: regla del octeto (W. Kossel)

4 Enlace Químico Química 2.º BACHILLERATO 2 El enlace iónico. El enlace iónico se produce entre átomos de elementos que posean electronegatividades muy distintas. El elemento de menor energía de ionización transfiere electrones al de mayor afinidad electrónica, por lo que los átomos se transforman en iones con cargas de signo contrario. El enlace iónico es la unión que se produce entre los iones positivos y negativos,debido a las fuerzas de Coulomb. d0 = distancia interiónica q1 y q2 = cargas netas de los iones K = constante de Coulomb

4 Enlace Químico Los compuestos iónicos son más estables cuanto mayor
Química 2.º BACHILLERATO 3 Energía reticular de los compuestos iónicos. La ordenación de los iones para formar el cristal supone una liberación de energía denominada energía reticular U. En los compuestos iónicos cada ión positivo se rodea del mayor número de iones negativos y viceversa, alcanzando un equilibrio entre las fuerzas atractivas y repulsivas, originando cristales. Los compuestos iónicos son más estables cuanto mayor sea su energía reticular La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia interiónica d0

4 Enlace Químico 4 Redes cristalinas.
Química 2.º BACHILLERATO 4 Redes cristalinas. Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos constituidos por redes tridimensionales de iones Red cúbica centrada en el cuerpo Red de la fluorita CaF2 Red cúbica centrada en las caras Red tetraédrica

4 Enlace Químico Ley de Hess 5 El ciclo de Born-Haber.
Química 2.º BACHILLERATO 5 El ciclo de Born-Haber. El ciclo de Born-Haber permite describir el proceso de formación de una red iónica desde el punto de vista termodinámico, separando el proceso total en procesos parciales, como ocurre, por ejemplo, en la formación de un cristal de cloruro de sodio ( NaCl) NaCl (cristal) Cl-+ Na+ (gas) Energía de Disociación D 1/2 Cl2 (g) + 1/2 D  Cl (g) Energía de sublimación S Na (s) + S  Na (g) Procesos parciales Na (g) + EI  Na+ (g) + e- Energía de ionización EI Afinidad electrónica EA Cl (g) + e-  Cl-(g) + EA Energía reticular U Na+ (g) + Cl- (g)  Na+ + Cl-(cristal) + U Q Proceso directo Na (s) + 1/2 Cl2 (g)  NaCl (cristal) Q = Entalpía de formación La energía total se conserva Q = S+ 1/2 D + EI + EA + U Ley de Hess

4 Enlace Químico Disminuye la temperatura 6
Química 2.º BACHILLERATO 6 Propiedades de los compuestos iónicos (I). Sólidos a temperatura ambiente Si los cristales se golpean, se fracturan por planos, al repelerse los iones de igual carga eléctrica Son duros pero frágiles Son siempre cristales Tienen elevada temperatura de fusión y ebullición Disminuye la temperatura de fusión y ebullición Si do aumenta disminuye Disminuye la dureza Aumenta el coeficiente de dilatación

4 Enlace Químico En estado sólido no Se disuelven en disolventes 7
Química 2.º BACHILLERATO 7 Propiedades de los compuestos iónicos (II). En estado sólido no conducen la electricidad. Disueltos o fundidos conducen la corriente eléctrica. Se disuelven en disolventes muy polares como el agua. Las moléculas de agua se interponen entre los iones de la red y apantallan las fuerzas de Coulomb entre los iones que quedan libres. Iones hidratados

4 Enlace Químico  Orbitales desocupados  Baja energía de ionización
Química 2.º BACHILLERATO 8 Enlace metálico. El enlace metálico se forma si los elementos que se unen tienen:  Orbitales desocupados  Baja energía de ionización Los átomos dejan en libertad algunos de sus e- (gas o nube electrónica) transformándose en iones positivos que se colocan en los nodos del cristal Las redes cristalinas metálicas más comunes son:

4   Enlace Químico 9 Teoría de bandas.
Química 2.º BACHILLERATO 9 Teoría de bandas. Mediante la teoría de bandas se pueden describir, desde el punto de vista energético, algunas propiedades de los metales como la conductividad eléctrica y térmica. Los electrones pueden pertenecer a dos posibles bandas de energía: Corresponde a las energías de los e- ligados al átomo y que no pertenecen al gas electrónico  La banda de valencia  La banda de conducción Corresponde a las energías de los e- del gas electrónico Los metales son conductores porque: A) poseen una banda de conducción semillena B) poseen una banda de conducción vacía que se solapa con la banda de valencia

4 Enlace Químico      10 Propiedades de los metales.
Química 2.º BACHILLERATO 10 Propiedades de los metales. Brillo intenso  Capacidad de los e- para captar y emitir energía electromagnética Conductividad eléctrica  Gran movilidad de los electrones Conductividad térmica  Los e- ceden parte de su energía cinética para calentar la red Maleabililidad y ductilidad  Se pueden estirar en hilos o extender en láminas Tas de fusión y ebullición  Dependen de la fuerza de atracción entre e- y los iones positivos Aunque los cationes se desplacen, los e- de la red amortiguan la fuerza de repulsión entre ellos Red de un metal Por el contrario, en los Compuestos iónicos este desplazamiento produce la fractura del cristal al quedar enfrentados iones del mismo signo Red de un cristal iónico

4 Enlace Químico 11 El enlace covalente: ideas empíricas de Lewis.
Química 2.º BACHILLERATO 11 El enlace covalente: ideas empíricas de Lewis. El enlace covalente tiene lugar cuando se unen átomos de no metales, compartiendo pares electrónicos, con el fin de conseguir que los átomos completen su octeto y formen un sistema con menor energía que el formado por los átomos por separado Lewis representó las moléculas mediante diagramas de estructura de Lewis, donde los electrones del último nivel energético figuran como puntos o cruces agrupados por parejas alrededor de los símbolos. Las parejas electrónicas también pueden sustituirse por guiones Si cada átomo enlazado aporta un electrón al par compartido, existe un enlace covalente normal: Si dos átomos comparten más de un par de electrones se originan enlaces múltiples Si los dos e- son aportados por uno sólo de los átomos unidos, el enlace se llama covalente dativo o coordinado

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