U.E. “Colegio Arístides Bastidas” Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia. ASOVAC-Guayana Prof. Anayka Gómez Prof. Karina.

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1 U.E. “Colegio Arístides Bastidas” Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia. ASOVAC-Guayana Prof. Anayka Gómez Prof. Karina Pino Prof. Adriana Maldonado Junio 2009

2 Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia-Guayana Ley Periódica Propiedades Periódicas Metales, No metales y metaloides Números cuánticos. Configuración electrónica. Método de la lluvia

3 Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia-Guayana Prof. Anayka Gómez Mayo- 2009

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

5 Número cuántico principal (n): Representa al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3,....) Se le asocia a la idea física del volumen del orbital. n = 1, 2, 3, 4,.......

6 Número cuántico secundario (l): Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal (n), es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y n - 1, incluyendo al 0. Tipo de orbital Nº orbitales Nº e - s12 p36 d510 f714

7 Número cuántico magnético (m): Describe las orientaciones espaciales de los orbitales. Sus valores son todos los enteros entre -l y +l, incluyendo al 0.

8 Número cuántico de spin (s): Informa el sentido del giro del electrón en un orbital. Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está completo o incompleto. Su valor es +1/2 o -1/2

9 En una configuración electrónica, un electrón puede ser representado simbólicamente por : 3p 1 Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital Indica el número cuántico secundario (l) Indica el número cuántico principal (n)

10 Escribiendo configuraciones Escribiendo configuracioneselectrónicas Conocer el número de electrones del átomo (Z = p = e). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo. Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e). Verificar que la suma de los superíndices sea igual al número de electrones del átomo.

11 Configuración electrónica Corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

12 11 Na  Configuración electrónica para 11 electrones 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Ejemplo

13 Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia-Guayana Prof. Karina Pino Universidad de Oriente Mayo- 2009

14 La Tabla Periódica de los elementos químicos, se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de Química, Medicina e Ingeniería. La Tabla Periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base su estructura atómica. La Tabla Periódica representa un avance fundamental en el desarrollo de ciencias como la Química, la Física y la Geología; y en particular, junto con la Teoría Atómica, establece la estructura básica de la Química como ciencia

15 En 1869 Dimitri Medeleev y Lothar Meyer publicaron independientemente disposiciones de los elementos químicos, en tablas muy parecidas a la Tabla Periódica actual. Ambas subrayaban la periodicidad o repetición periódica regular de las propiedades con el peso atómico. “Las propiedades períodicas de los elementos son funciones períodicas de sus números atómicos.”

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17 Orden de llenado de orbitales electr ó nicos y ú ltimo electr ó n esperado en la tabla peri ó dica.

18 TaTa BloqueGrupoNombresConfig. Electrón. s 1212 Alcalinos Alcalino-térreos n s 1 n s 2 p 13 14 15 16 17 18 Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s 2 p 1 n s 2 p 2 n s 2 p 3 n s 2 p 4 n s 2 p 5 n s 2 p 6 d3-12Elementos de transiciónn s 2 (n–1)d 1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s 2 (n–1)d 1 (n–2)f 1-14

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

20 METALESNO METALES 1.- Las capas externas contienen pocos electrones, tres o menos. 1.-Las capas externas contienen 4 o mas electrones a excepción del H y He. 2.- Forman cationes por pérdida de electrones. 2.- Forman aniones por ganancia de electrones. 3.- Forman compuestos iónicos con los no metales. 3.-Forman compuestos iónicos con los metales. 4.- Estado sólido caracterizado por enlace metálico 4.- Moléculas enlazadas covalentemente.

21 Los elementos que pertenecen a un mismo período tienen los mismos números cuánticos principales en sus electrones de valencia. Na Z = 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Período 3 Ga Z = 31 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 1 Período 4 Rb Z =37 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 Período 5

22 Indique en qué período se encuentran ubicados cada uno de los siguientes elementos: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Período 3 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 4 Período 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 2 Período 5 EJERCICIO 1 Mg Z = 12 Se Z = 34 Zr Z = 40

23 Anteriormente se nombraban en números romanos según el número de electrones de valencia del átomo y se acompañan de la letra A si se está llenando un subnivel “s” o “p”, o con la letra B si se está llenando un subnivel “d”. Actualmente se denotan en números arábigos, el grupo será igual al número de electrones de valencia si se está llenando un subnivel “s” o “d”, y, si está llenando un subnivel “p” se debe sumar 10 al número de electrones de valencia.

24 Los elementos que pertenecen a un mismo grupo, sus configuraciones electrónicas terminan de manera similar, es decir, tienen el mismo número de electrones de valencia Na Z = 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Grupo 1 Cl Z = 17 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Grupo 17 Zn Z = 30 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 Grupo 12

25 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Grupo 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Grupo 13 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 Grupo 3 EJERCICIO 2 Ca Z = 20 Al Z = 13 Sc Z = 22 Indique a qué grupo pertenecen los siguiente elementos:

26 Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la Tabla Periódica. Por su posición en la misma, podemos deducir qué valores presentan dichas propiedades, así como su comportamiento químico. Radio Atómico Radio Iónico Potencial de Ionización Afinidad Electrónica Electronegatividad Carácter Metálico

27 El radio covalente es la mitad de la distancia existente entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente simple.

28 Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva. Cuanto mayor sea la carga, menor será el Ion; Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, mayor será el Ion

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30 Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión. Es siempre positiva (proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2),... según se trate del primer, segundo,... electrón extraído. X (g) + Energía (E1) → X + (g) + e -

31 La afinidad electrónica es el cambio energético asociado al proceso en el que un átomo en estado gaseoso gana un electrón. Cl (g) + e - → Cl - + Energía (∆H) ∆H = - 328 KJ/mol

32 Este valor es útil para predecir el enlace entre dos átomos. Dos átomos con electronegatividad similar se unirán con enlace covalente y diferentes valores de electronegatividad formarán enlaces iónicos. La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los electrones de otros átomos a los que está enlazado químicamente.

33 TaTa Desde el punto de vista químico son elementos metálicos aquellos que manifiestan carácter electropositivo, tienen pocos electrones de valencia y tienden a perderlos. Son elementos que tienen baja energía de ionización, baja afinidad electrónica y pequeña electronegatividad.

34 EJERCICIO 3 Ordenar los siguientes elementos en forma decreciente de la primera energía de Ionización: A.(Z=37) B.(Z=49) C.(Z=51)

35 1.- Propiedades Periódicas. (2007). [Página Web en línea]. Disponible en:es.geocities.com/segundobach/quimbach/apuntes_propperiodicas.pdf – (18/05/09) 2.- Chang, Raymond Química Teoría y Problemas, Séptima Edición en Español Colombia, McGraw-Hill. (2002). 3.- Mahan, Bruce H. Química. Curso Universitario, Segunda Edición Española Bogotá. Buenos Aires. Etc., Fondo EducativoInteramericano. (1977). 4.- Enciclopedia wikipedia. (2007). [Página Web en línea]. Disponible en:es.wikipedia.org/wiki/Tabla_periódica_de_los_elementos - 76k – (16/05/09) 5.- Silberberg Martin S. Química General, Primera Edición en Español México, Buenos Aires. Etc., McGraw-Hill. (2002).

36 6.- Whitten., Davis, Peck, Química General. 5ta Edición. Editorial Mc -Graw Hill Interamericana España (1998) 7.-Pozas, Antonio y Otros. Curso de Química. Segunda Edición.Editorial Mc Graw- Hill España, (1993). 8.-Garzón, Guillermo. Química General, Serie de Compendios Schaum. Segunda Edición México, (1986) 9.-Atkins, P y Jones, Principios de Química, los caminos del descubrimiento. Tercera Edición. Editorial Médica Panamericana. Buenos Aires, Argentina, (2006)

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38 Universidad de Oriente Núcleo de Bolívar Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia. ASOVAC-Guayana Profesora Adriana Maldonado Universidad de Oriente Mayo 2009

39 1)Cambio químico (introducción). 2)Masas atómicas y masas molares (unidades). 3)Métodos de determinación de masas atómicas (Dulong y Petit, espectrometría de masas). 4)Abundancias isotópicas. 5)Unidad de cantidad de sustancia (mol). 6)Masas reales de átomos y moléculas (relación con el número de Avogadro). 7)Fórmula empírica y molecular (definición y diferencia). 8)Reacción y ecuación química (introducción a la estequiometría de reacción). 9)Cálculos estequiométricos, basados en ecuaciones químicas. 10)Pureza de los reactivos 11)Reactivo limitante y reactivo en exceso. 12)Rendimiento de una reacción.

40 Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de reactivos y productos que participan en un proceso determinado. Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en términos de átomos y moléculas (en la nanoescala) o bien en términos de gramos, moles o litros (en la macroescala). Cuantificar un cambio químico implica averiguar, entre otras cosas, qué ha cambiado, en qué se ha transformado y cuánto se ha producido. Todo esto se puede lograr mediante la aplicación de un conjunto de leyes cuantitativas que son la base de la estequiometría. ESTEQUIOMETRIA Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química.

41 Para comprender las nociones básicas de la estequiometría química es necesario conocer las siguientes definiciones: Leyes Fundamentales 1.Ley de Conservación de la masa. 2.Ley de Proporciones definidas. 3.Ley de proporciones múltiples. Definición 1.Átomo 2.Molécula 3.Elemento 4.Compuesto

42 Átomo La partícula más pequeña de un elemento que conserva su identidad cuando está involucrado en una reacción química ordinaria. Molécula Unidad química, formada por dos o más átomos, estable en condiciones ordinarias. Elemento Sustancia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos físicos y químicos ordinarios. De acuerdo a la IUPAC es un sistema cuyos átomos contienen igual número de protones. Compuesto Sustancia formada por dos o más elementos químicos en proporciones definidas.

43 Es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro, NA, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.). 1 mol átomos = 6,022 x 10 23 átomos = Masa atómica 1 mol moléculas = 6,022 x 10 23 moléculas = Masa molar 1 Mol de átomos de C = 6,022 x 10 23 átomos C = 12 g C 1 Mol de moléculas de H 2 SO 4 = 6,022 x 10 23 moléculas H 2 SO 4 = 98 g H 2 SO 4 El mol es la unidad fundamental para medir la cantidad de sustancia, según el Sistema Internacional de Unidades.

44 Equivale a la doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono, el 12 C. Corresponde aproximadamente a la masa de un protón. Se abrevia como u.m.a pero lo más moderno es emplear solo “u”. 1 u = 1,66 x 10 -24 g m P + = 1,673 x 10 -24 g Para el elemento carbono la masa atómica corresponde a 12 u por lo que: 1 átomo C = 12 u 12 u = 1,99 x 10 -23 g Al multiplicar por el número de Avogadro el resultado obtenido: 1 átomo C = 1,99 x 10 -23 g 6,022 x 10 23 átomos C = 12 g

45 La masa de los átomos y de las moléculas, se mide tomando como patrón la unidad de masa atómica (u). Masa Atómica: Es la masa de un mol de átomos, medida en (u.m.a). Masa Molar: Es la masa de una molécula, medida en (u.m.a). La masa de un elemento o de un compuesto químico puede ser expresada en unidades físicas comúnmente conocidas, o bien, en unidades químicas como el mol, que constituye la unidad fundamental en Química. La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6,022 x 10 23 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas.

46 Masa molar Es la masa en gramos de un mol de las moléculas de un compuesto. Se calcula sumando la masa atómica de cada elemento de la fórmula molecular del compuesto, considerando el número de átomos indicado por el subíndice. Ejemplo: Determinar la masa molar del compuesto Ácido Sulfúrico H 2 SO 4

47 Para la conversión de las diferentes unidades estequiométricas, es necesario comprender toda la información contenida en una fórmula molecular. Para la fórmula del ácido sulfúrico, H 2 SO 4 es necesario saber que: 1 mol molc H 2 SO 4 2 mol at + 1 mol at A S+ 4 mol at O 6,02 x 10 23 molc H 2 SO 4 (2) 6,02 x 10 23 at H + (1) 6,02 x 10 23 at S + (4) 6,02 x 10 23 at O 98 g H 2 SO 4 2 g de H + 32 g de S + 64 g de O 1 mol de H 2 SO 4 contiene 32 g de S 98 g de H 2 SO 4 contiene 1 mol átomos de S 6,02 x 10 23 moléculas de H 2 SO 4 contienen 4 moles de átomos de O. 2 moles de átomos de H por cada 64 g de O

48 Calcule en 90 gramos de C 6 H 12 O 6 a)Átomos de C b)Mol de átomos de H c)Gramos de O d)Moles del compuesto e)Moléculas del compuesto EJERCICIO 1

49 C 12 x 6 = 72 g H 1 x 12 = 12 g O 16 x 6 = 96 g 180 g/mol a)Átomos de C 180 g C 6 H 12 O 6 _______ 6 mol x 6,022 x 10 23 átomos 90 g C 6 H 12 O 6 ________ X = 1,8 x 10 24 átomos de C b)Moles de átomos de H 180 g de C 6 H 12 O 6 ________ 12 mol de átomos de H 90 g C 6 H 12 O 6 _________ X X = 6 mol de átomos de H c) Gramos de O 180 g de Comp_______96 g de O 90 g de Comp.________ x = 48 g de O d) Mol de compuesto 180 g C 6 H 12 O 6 ____1 mol comp. 90 g C 6 H 12 O 6 _____x x= 0,5 mol C 6 H 12 O 6 d) Moléculas de Compuesto 180 g comp._______6,022 x10 23 moléculas de comp. 90 g comp.________ x x = 3,01 x 10 23 moléculas de C 6 H 12 O 6

50 Ecuación Química: Es la representación simbólica de una reacción química, en la cual aparecen las fórmulas químicas de todas las sustancias que intervienen en la reacción, con el símbolo de los estados de agregación correspondiente a cada una de ellas. Reactivos Productos 2 NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O 1 1

51 Principales Tipos de Reacciones Adición: A + B → C CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 Descomposición: C → A + B CaCO 3 → CaO + CO 2 Doble sustitución: AB + CD → AD + CB 2 NaOH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O Sustitución: A + BC → AC + B 2 HCl + Mg → MgCl 2 + H 2 2 moles + 1 mol → 1 mol + 2 moles 2mol (40) g/mol + 1 mol (98) g/mol → 1mol (142) g/mol + 2mol (18) g/mol 2 NA molc + 1 NA molc → 1 NA molc + 2 NA molc 2 NaOH (s) + H 2 SO 4 (ac) → Na 2 SO 4 (ac) + 2 H 2 O ( l )

52 Estequiometría de Ecuación 1.Pureza de los Reactivos. 2.Reactivo límite y exceso. 3.Rendimiento de una Reacción Pureza de los Reactivos: Se refiere a la cantidad de sustancia pura presente en la muestra. Generalmente se expresa en porcentaje. % Pureza + % Impurezas = 100 % Si un reactivo tiene 90 % de pureza 90 g son puros 100 g reactivo 10 g son impuros

53 Reactivo límite y reactivo en exceso: Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado. Juan necesita 4 tornillos con su tuerca cada uno. Se dirige a la ferretería y le informan que sólo tienen 4 tornillos y 2 tuercas. Mg + S → MgS Antes Mg + S → MgS Después

54 Rendimiento de una Reacción Química ( R ) La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. En la práctica no siempre se puede obtener la cantidad de producto teóricamente predecible, en función de las relaciones estequiométricas. En general, esto se debe a: 1) Condiciones termodinámicas y cinéticas no favorables. 2) La separación y purificación del producto deseado no es eficiente. 3) Alguno de los reactantes contiene impurezas que disminuyen el rendimiento.

55 EJERCICIO 2 Se hacen reaccionar 350 g de carbonato ácido de sodio, NaHCO 3 al 18 % de impurezas con 192,08 g de ácido sulfúrico, H 2 SO 4 según la siguiente reacción: NaHCO 3 (s) + H 2 SO 4 (ac) → Na 2 SO 4 (ac) + CO 2 (g) + H 2 O (l) 1.Datos del problema. 2.Balanceo de la Ecuación. 3.Pureza de los reactivos. 4.Reactivo limite y exceso. 5.Cálculos estequiométricos Determinar 1.Gramos de sulfato de sodio, Na 2 SO 4 que se producen. 2.Moléculas de agua que se producen. 3.Moles de CO 2 realmente obtenidos, si el porcentaje de rendimiento del CO 2 es de 83,5 %

56 2 NaHCO 3 (s) + H 2 SO 4 (ac) → Na 2 SO 4 (ac) + 2 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) 2 mol + 1 mol → 1 mol + 2 mol + 2 mol 2 mol x 84 g/mol +1 mol x 98 g/mol → 1 mol x142 g/mol +2 mol 44 g/mol + 2 mol x 18 g/mol 168 g + 98 g → 142 g + 88 g + 36 g 266 g de reactivos → 266 g de productos Datos: 350 de NaHCO 3 al 18 % de impurezas y 192,08 g de H 2 SO 4 % Pureza + % Impurezas = 100 % % Pureza = 100% - 18% = 82 %

57 g Puros = 287 g puros de NaHCO 3 Transformo a moles las masas de reactivos: nNaHCO 3 = 3,146 mol n H 2 SO 4 = 1,96 mol 3,146 mol 1,96 mol 2 NaHCO 3 (s) + H 2 SO 4 (ac) → Na 2 SO 4 (ac) + 2 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) 2 mol + 1 mol → 1 mol + 2 mol + 2 mol 3,146 mol 1,573 mol 0 0,387 mol

58 2 mol NaHCO 3 ____________ 1 mol H 2 SO 4 3,146 mol NaHCO 3 _________ x x = 1,573 mol H 2 SO 4 Necesito 1,573 mol de H 2 SO 4 para que reaccionen completamente los 3,146 mol de NaHCO 3, y si los tengo. Reactivo limite o limitante será el NaHCO 3 Reactivo en exceso será el H 2 SO 4 a) 2 mol NaHCO 3 ____________ 142 g Na 2 SO 4 3,146 mol NaHCO 3 _________ x x = 223,37 g Na 2 SO 4 b)2 mol NaHCO 3 ____________2 mol x 6,022 x10 23 moléculas H 2 O 3,146 mol NaHCO 3 _________ x x = 1,89 x 1024 moléculas H 2 O c) 2 mol NaHCO 3 ____________ 2 mol CO 2 3,146 mol NaHCO 3 _________ x x = 3,146 mol CO 2 % R = mol Real/mol Teóricos x 100 mol real = % R x mol Teóricos/ 100 mol real = 83,5 % 3,146 mol/100 mol real obtenidos de CO 2 = 2,63 mol

59 1.- Estequiometría química, conceptos y definiciones (2007). [Página Web en línea]. Disponible en: www.elprisma.com/apuntes/curso.asp?id=6091 - 28k - (20/05/09) 2.- Chang, Raymond Química Teoría y Problemas, Séptima Edición en Español Colombia, McGraw-Hill. (2002). 3.- Mahan, Bruce H. Química. Curso Universitario, Segunda Edición Española Bogotá. Buenos Aires. Etc., Fondo Educativo Interamericano. (1977). 4.- Enciclopedia Wikipedia. Enciclopedia libre (2007). [Página Web en línea]. Disponible en : es.wikipedia.org/wiki/Estequiometría - 25k – (22/05/09) 5.- Silberberg Martin S. Química General, Primera Edición en Español México, Buenos Aires. Etc., McGraw-Hill. (2002).

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61 Ley de Conservación de la masa En toda reacción química la masa de las sustancias presentes permanece constante, es decir, la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos. Ley de Proporciones definidas Los elementos químicos que forman un compuesto definido, están combinados siempre en una misma proporción en masa. Ley de Proporciones Múltiples Cuando un elementos químico forman más de un compuesto, las cantidades de ese elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, están en una relación de números enteros y pequeños.