CLASE 6 Propiedades Periódicas de los Elementos

La similitud de configuraciones electrónicas de valencia es lo que hace que los elementos en un mismo grupo tengan un comportamiento químico parecido.

Por tanto, todos los metales alcalinos (los elementos del grupo 1A), por ejemplo, tienen la configuración electrónica de valencia ns¹ y tienden a perder un electrón para formar los cationes monopositivos. De manera similar, todos los metales alcalinotérreos (los elementos del grupo 2A) tienen una configuración electrónica de valencia ns², y todos tienden a perder dos electrones para formar los cationes dipositivos. Sin embargo, debemos tener cuidado al predecir las propiedades de los elementos con base únicamente en su “pertenencia a un grupo”. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 4A tienen las mismas configuraciones electrónicas de valencia ns²np², pero hay una variación notable en las propiedades químicas entre los elementos: el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son metaloides y el estaño y el plomo son metales.

Clasificación periódica de los elementos Clasificación periódica de los elementos

  

Como grupo, los gases nobles se comportan de manera muy similar. El helio y el neón son químicamente inertes, y hay algunos ejemplos de compuestos formados por los otros gases nobles. Esta carencia de reactividad química se debe a sus subniveles ns y np completamente llenos, una condición que suele correlacionarse con una gran estabilidad. Aunque la configuración electrónica de valencia de los metales de transición no siempre es la misma dentro de un grupo y no hay un patrón regular en el cambio de la configuración electrónica de un metal al siguiente en el mismo periodo, todos los metales de transición comparten muchas características que los distinguen de los demás elementos. La razón es que todos estos metales tienen un subnivel d incompleto. De igual manera, los elementos lantánidos (y los actínidos) se parecen entre sí, pues tienen subniveles f sin completar.

INTERACCIONES ELECTRÓN-ELECTRÓN Y NÚCLEO-ELECTRÓN 

Para entender las propiedades de los átomos, debemos conocer no sólo las configuraciones electrónicas, sino también la fuerza de la atracción entre los electrones exteriores y el núcleo. La fuerza de atracción entre un electrón y el núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y de la distancia media entre el núcleo y el electrón. La fuerza de atracción se incrementa al aumentar la carga nuclear, y disminuye a medida que el electrón se aleja del núcleo.

En un átomo con muchos electrones, cada electrón es simultáneamente atraído hacia el núcleo y repelido por los otros electrones. En general, hay tantas repulsiones electrón-electrón que es imposible analizar la situación con exactitud. Lo que sí podemos hacer es estimar la energía de cada electrón considerando su interacción con el entorno promedio creado por el núcleo y los demás electrones del átomo. Esto nos permite tratar a cada electrón individualmente, como si se estuviera moviendo en el campo eléctrico creado por el núcleo y la densidad electrónica circundante de los otros electrones.

CARGA NUCLEAR EFECTIVA 

Campo eléctrico generado por una carga situada en el núcleo.

La carga nuclear efectiva, Zef , que actúa sobre un electrón es igual al número de protones del núcleo, Z, menos el promedio de electrones, S, que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión:

Zef = Z – S

Muchas de las propiedades de los átomos dependen de la carga nuclear efectiva que experimentan sus electrones exteriores (o de valencia). Toda densidad electrónica entre el núcleo y un electrón exterior reduce la carga nuclear efectiva que actúa sobre ese electrón. Decimos que la densidad electrónica debida a los electrones internos escuda a los electrones exteriores de la carga cabal del núcleo. Dado que los electrones internos están situados principalmente entre el núcleo y los electrones externos, son muy eficientes para escudar a estos últimos. En cambio, los electrones que están en la misma capa casi no se escudan mutuamente del núcleo. Por ello, la carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores depende primordialmente de la diferencia entre la carga del núcleo y la carga de los electrones internos.

EJEMPLO

El magnesio (número atómico 12), por ejemplo, tiene una configuración electrónica de [Ne]3s^2. La carga nuclear del átomo es 12, y el centro interno del Ne consta de 10 electrones. Por tanto, de forma muy aproximada, cabría esperar que cada electrón de la capa exterior experimente una carga nuclear efectiva de 12 - 10=+ 2.

 VARIACIONES DE LA CARGA NUCLEAR EFECTIVA EN UN PERIODO

La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores aumenta a medida que pasamos de un elemento al siguiente a lo largo de cualquier fila (periodo) de la tabla periódica. Aunque el número de electrones internos no cambia cuando avanzamos por un periodo, la carga nuclear real sí aumenta. Los electrones de capa exterior que se añaden para equilibrar la carga nuclear creciente se escudan mutuamente de manera poco ineficaz. Por tanto, la carga nuclear efectiva aumenta continuamente.

Los electrones internos 1s^2 del litio (1s^2 2s^1) escudan al electrón exterior 2s de la carga 3 del núcleo de forma muy eficaz. Por ello, el electrón exterior experimenta una carga nuclear efectiva de aproximadamente 

3 - 2= +1.

En el caso del berilio (1s^2 2s^2), la carga nuclear efectiva que cada electrón exterior experimenta es mayor; en este caso, los electrones internos 1s^2 están escudando un núcleo 4, y cada electrón 2s sólo escuda parcialmente del núcleo al otro. Por ello, la carga nuclear efectiva que cada electrón experimenta es de aproximadamente 4 – 2= +2.

VARIACIONES DE CARGA NUCLEAR EFECTIVA EN UN GRUPO

Al bajar por una familia, la carga nuclear efectiva que los electrones de capa exterior experimentan cambian mucho menos que a lo ancho de un periodo.

Por ejemplo, cabría esperar que la carga nuclear efectiva para los electrones exteriores del litio y el sodio sea casi la misma, aproximadamente 3 – 2= +1 para el litio y 11 – 10= +1 para el sodio. Sin embargo, la realidad es que la carga nuclear efectiva aumenta un poco al bajar por una familia porque las nubes de electrones internas no pueden escudar tan bien de la carga nuclear a los electrones exteriores. No obstante, el ligero cambio en la carga nuclear efectiva que se observa al bajar por una familia es de menor importancia que el aumento que se da a lo ancho de un periodo.

TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS Y DE LOS IONES TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS Y DE LOS IONES

 Una de las propiedades importantes de un átomo o ion es su tamaño. A menudo pensamos en los átomos y los iones como objetos esféricos duros. Sin embargo, según el modelo de la mecánica cuántica, los átomos y los iones no tienen fronteras bien definidas en las que la distribución electrónica se vuelve cero. Los bordes de los átomos y los iones son un tanto “borrosos”. No obstante, hay varias formas de definir el tamaño de un átomo con base en las distancias entre los átomos en diversas situaciones.

Los científicos han desarrollado diversos medios para medir las distancias que separan a los núcleos en las moléculas. Con base en observaciones de esas distancias en muchas moléculas, es posible asignar a cada elemento un radio atómico de enlace. 

Por ejemplo, en la molécula de I2 , la distancia que separa los núcleos de yodo es de 2.66 Å. Con base en esto, definimos el radio atómico de enlace del yodo como 1.33 Å.

Tendencias periódicas en los radios atómicos

• Dentro de cada columna (grupo), el radio atómico tiende a aumentar conforme bajamos por la columna. Esta tendencia es resultado primordialmente del aumento en el número cuántico principal (n) de los electrones externos. Al bajar por un grupo, los electrones externos pasan más tiempo lejos del núcleo, lo que hace que aumente el tamaño del átomo.  
• Dentro de cada fila (periodo), el radio atómico tiende a disminuir conforme nos movemos de izquierda a derecha. El principal factor que influye en esta tendencia es el aumento en la carga nuclear efectiva (Zef) al avanzar por una fila. Al aumentar, la carga nuclear efectiva atrae a los electrones, incluidos los exteriores, más cerca del núcleo, y esto hace que disminuya el radio.

Tendencias en los tamaños de los iones 

Los tamaños de los iones se basan en las distancias entre iones en los compuestos iónicos. Al igual que el tamaño de un átomo, el tamaño de un ion depende de su carga nuclear, del número de electrones que posee y de los orbitales en los que residen los electrones de capa externa. 

La formación de un catión desocupa los orbitales más extendidos en el espacio y también reduce las repulsiones electrón-electrón totales. El resultado es que los cationes son más pequeños que sus átomos progenitores. 

Lo contrario sucede con los aniones. Cuando se añaden electrones a un átomo neutro para formar un anión, el aumento en las repulsiones electrón-electrón hace que los electrones se extiendan más en el espacio. Por tanto, los aniones son más grandes que sus átomos progenitores.

En iones de la misma carga, el tamaño aumenta al bajar por un grupo de la tabla periódica. Al aumentar el número cuántico principal del orbital ocupado más exterior de un ion, aumenta el tamaño del ion. 

El efecto de una variación en la carga nuclear, sobre los radios iónicos, se aprecia en una serie isoelectrónica de iones. El término isoelectrónica implica que los iones poseen el mismo número de electrones. Por ejemplo, todos los iones de la serie O^2-, F-, Na+, Mg^2+ y Al^3+ tienen 10 electrones. En esta serie, la carga nuclear aumenta continuamente en el orden que se da. (Recuerde que la carga del núcleo de un átomo o un ion monoatómico está dada por el número atómico del elemento.) 

Puesto que el número de electrones es constante, el radio del ion disminuye al aumentar la carga nuclear, porque los electrones son atraídos más fuertemente hacia el núcleo.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

 La facilidad con que los electrones se pueden sacar de un átomo es un indicador importante del comportamiento químico del átomo. 

La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental.

Variaciones en las energías sucesivas de ionización

En general, los átomos más pequeños tienen energías de ionización más altas. Los mismos factores que influyen en el tamaño atómico también influyen en las energías de ionización. La energía requerida para eliminar un electrón de la capa exterior depende tanto de la carga nuclear efectiva como de la distancia media entre el electrón y el núcleo. Un aumento de la carga nuclear efectiva, o una disminución de la distancia al núcleo, aumentan la atracción entre el electrón y el núcleo. Al aumentar esta atracción, se hace más difícil quitar el electrón y por ende aumenta la energía de ionización.

  

 Al movernos hacia la derecha en un periodo, hay tanto un aumento en la carga nuclear efectiva como una disminución en el radio atómico, lo que hace que la energía de ionización aumente. En cambio, cuando bajamos por una columna, el radio atómico aumenta, mientras que la carga nuclear efectiva casi no cambia. Así, la atracción entre el núcleo y el electrón disminuye, y la energía de ionización disminuye también.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

 La mayor parte de los átomos puede ganar electrones para formar iones con carga negativa. 

El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso se denomina afinidad electrónica porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido. 

En casi todos los casos, se libera energía cuando se agrega un electrón. Por ejemplo, la adición de un electrón a un átomo de cloro va acompañada por un cambio de energía de 349 kJ/mol, donde el signo negativo indica que se libera energía durante el proceso. Por tanto, decimos que la afinidad electrónica de Cl es 349 kJ/mol:

 Cl(g) + e- → Cl-(g)     ΔE = -349 kJ/mol

Diferencias entre la energía de ionización y la afinidad electrónica:

La energía de ionización mide la facilidad con que un átomo pierde un electrón, mientras que la afinidad electrónica mide la facilidad con que un átomo gana un electrón. 

Cuanto mayor sea la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negativa será la afinidad electrónica del átomo. Para algunos elementos, como los gases nobles, la afinidad electrónica tiene un valor positivo, lo que implica que el anión tiene más alta energía que el átomo y el electrón separados: 

Ar(g) + e- → Ar-(g) ΔE > 0

Puesto que ΔE > 0, el ion Ar es inestable y no se forma.

En general, la afinidad electrónica se vuelve más negativa conforme avanzamos por cada fila hacia los halógenos. Los halógenos, a los que sólo les falta un electrón para tener una subcapa p llena, tienen las afinidades electrónicas más negativas. Al ganar un electrón, un átomo de halógeno forma un ion negativo estable que tiene la configuración de un gas noble. La adición de un electrón a un gas noble, en cambio, requeriría que el electrón residiera en una nueva subcapa de mayor energía. La ocupación de una subcapa de más alta energía no es favorable desde el punto de vista energético, así que la afinidad electrónica es muy positiva. Las afinidades electrónicas del Be y del Mg son positivas por la misma razón; el electrón adicional residiría en una subcapa p que antes estaba vacía y que tiene mayor energía. Las afinidades electrónicas de los elementos del grupo 5A (N, P, As, Sb) también son interesantes. Dado que estos elementos tienen subcapas p llenas hasta la mitad, el electrón adicional se debe colocar en un orbital que ya está ocupado, lo que causa mayores repulsiones electrón-electrón. En consecuencia, estos elementos tienen afinidad electrónica positiva (N) o menos negativa que la de sus vecinos a la izquierda.

  

Las afinidades electrónicas no cambian mucho conforme bajamos en un grupo. Por ejemplo, consideremos las afinidades electrónicas de los halógenos. En el caso del F, el electrón adicional ocupa un orbital 2p, en el del Cl, ocupa un orbital 3p, en el del Br, ocupa un orbital 4p, etcétera. Así, conforme avanzamos del F al I, la distancia media entre el electrón añadido y el núcleo aumenta continuamente, lo que hace que la atracción entre el núcleo y el electrón disminuya. Sin embargo, el orbital que contiene el electrón más externo está cada vez más disperso conforme avanzamos del F al I, lo que reduce las repulsiones electrón-electrón. Así, la menor atracción electrón- núcleo se compensa por la disminución en las repulsiones electrón-electrón.

CLASE 5 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

En un sistema en donde existen varios elementos se hace necesario el orden, como en todos los órdenes de la naturaleza los elementos químicos también necesitan estar ordenados de acuerdo a algún criterio de esta necesidad es que nace la clasificación periódica de los elementos que se expresa en la TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS.

Devenir de la Clasificación Periódica de los Elementos

En el siglo XIX, cuando los químicos sólo tenían una vaga idea respecto de los átomos y las moléculas, y sin saber aún de la existencia de los electrones y protones, desarrollaron una tabla periódica utilizando su conocimiento de las masas atómicas. Ya se habían hecho mediciones exactas de la masa atómica de muchos elementos. Ordenar los elementos de acuerdo con sus masas atómicas en una tabla periódica parecía una idea lógica para los químicos de aquella época, quienes pensaban que el comportamiento químico debería estar relacionado, de alguna manera, con las masas atómicas. 

Tríadas de Döbereiner:

 En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo, los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas. 

 Ley de las octavas de Newlands:
 En 1864, el químico inglés John Newlands1 observó que cuando los elementos se ordenaban según sus masas atómicas, cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes. Newlands se refirió a esta peculiar relación como la ley de las octavas. Sin embargo, tal “ley” resultó inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio, por lo cual el trabajo de Newlands fue rechazado por la comunidad científica.

 Tabla periódica de Mendeléyev: 
En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev y el químico alemán Lothar Meyer propusieron de manera independiente una disposición en tablas mucho más amplia para los elementos, basada en la repetición periódica y regular de sus propiedades. El sistema de clasificación de Mendeleev superó sobremanera al de Newlands, en particular en dos aspectos. Primero, agrupó los elementos en forma más exacta, de acuerdo con sus propiedades, y segundo, por- que hizo viable la predicción de las propiedades de varios elementos que aún no se descubrían. Por ejemplo, Mendeleev planteó la existencia de un elemento desconocido que llamó eka- aluminio y predijo algunas de sus propiedades (eka es una palabra en sánscrito que significa “primero”; así, el eka-aluminio sería el primer elemento bajo el aluminio en el mismo grupo). Cuando se descubrió el galio cuatro años más tarde, notó que sus propiedades coincidían significativamente con las propiedades que pronosticó para el eka-aluminio:

La tabla periódica de Mendeleev incluyó los 66 elementos que se conocían hasta entonces. En 1900 ya se habían incorporado en la lista alrededor de 30 elementos más, con lo que se completaron algunos de los espacios vacíos. En la figura  de abajo,se muestra una tabla cronológica del descubrimiento de los elementos. A pesar de que esta tabla periódica tuvo gran éxito, sus primeras versiones mostraron algunas incongruencias. Por ejemplo, la masa atómica del argón (39.95 uma) es mayor que la del potasio (39.10 uma). Si los elementos se hubieran ordenado sólo de acuerdo con su masa atómica creciente, el argón debería aparecer en la posición que ocupa el potasio en la tabla periódica actual . Pero ningún químico colocaría el argón, un gas inerte, en el mismo grupo que el litio y el sodio, dos metales muy reactivos. Dichas discrepancias sugirieron que otra propiedad diferente a la masa atómica debería ser la base de la periodicidad observada. Resultó que dicha propiedad se relaciona con el número atómico, concepto desconocido para Mendeleev y sus contemporáneos.

Al utilizar los datos experimentales de dispersión de partículas alfa, Rutherford calculó el número de cargas positivas que había en el núcleo de algunos elementos, pero la importancia de esos números se comprendió unos años más tarde. En 1913, el joven físico inglés, Henry Moseley, descubrió una correlación entre lo que él llamó número atómico y la frecuencia de los rayos X que se generaban al bombardear un elemento con electrones de alta energía. Moseley observó que la frecuencia de los rayos X emitidos por los elementos se podía correlacionar con la ecuación.

donde v es la frecuencia de los rayos X emitidos y a y b son constantes para todos los elementos. Así, a partir de la raíz cuadrada de la frecuencia medida de los rayos X emitidos, es posible determinar el número atómico de un elemento. Con muy pocas excepciones, Moseley encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica. Por ejemplo, el calcio es el vigésimo elemento en orden de masa atómica creciente y tiene un número atómico de 20. Ahora cobraban sentido las discrepancias que habían desconcertado a los antiguos científicos. El número atómico del argón es 18, y el del potasio, 19, por lo que este último debe colocarse después del argón en la tabla periódica.
Por lo general, una tabla periódica moderna indica el número atómico junto al símbolo del elemento. Como ya se sabe, el número atómico también señala el número de electrones en los átomos de un elemento. La configuración electrónica de los elementos ayuda a explicar la repetición de las propiedades físicas y químicas. La importancia y la utilidad de la tabla periódica radican en el hecho de que mediante el conocimiento de las propiedades y las tendencias generales dentro de un grupo o periodo, se predicen, con bastante exactitud, las propiedades de cualquier elemento, aun cuando sea un elemento poco conocido.

Clasificación periódica de los elementos (según Configuración Electrónica Externa)

Agrupamiento según familias en la tabla periódica moderna

La reactividad química de los elementos está determinada en gran parte por sus electrones de valencia, que son los electrones que ocupan el nivel de energía externo. Para los elementos representativos, los electrones de valencia son los que ocupan el más alto nivel de energía n. Todos los electrones que no son de valencia en un átomo reciben el nombre de electrones internos. Al observar una vez más las configuraciones electrónicas de los elementos representativos, surge un patrón claro: todos los elementos en un grupo determinado tienen el mismo número y tipo de electrones de valencia. La similitud de configuraciones electrónicas de valencia es lo que hace que los elementos en un mismo grupo tengan un comportamiento químico parecido.

TABLA PERIÓDICA MODERNA

CLASE 4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Configuración electrónica: distribución de los electrones en los  diferentes orbitales en las capas principales y subcapas..

Reglas y Principios de la Configuración Electrónica de los átomos:



Principio de Exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no  pueden tener los 4 números cuánticos iguales.
Número Cuántico Principal (n):
Puede tener valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. Al aumentar n, el orbital se hace más grande, y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo. Un aumento en n también implica que el electrón tiene mayor energía, y por tanto, está unido menos firmemente al núcleo. Por tanto, el valor de n define la energía de un orbital.
Todos los orbitales con el mismo valor de n se encuentran en la  misma capa electrónica principal o nivel principal.
n = 1 → primera capa;  n = 2 → segunda capa, …
Para calcular la cantidad de electrones de un nivel energético se utiliza la fórmula 2*n^2.

Número Cuántico azimutal o secundario (ℓ):
Número cuántico azimutal, o angular ℓ, define la forma del orbital. Todos los orbitales con el mismo valor de  ℓ  se encuentran en la  misma subcapa o subnivel
Para cierto valor de n, ℓ tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta (n – 1):
n = 1 → ℓ = n – 1 = 1 – 1 = 0.
n = 2→ ℓ puede tener dos valores: 0 y 1.
n = 3→ ℓ puede tener tres valores: 0, 1 y 2.
El valor de ℓ generalmente se designa con las letras s, p, d y f, que corresponden a valores de l de 0, 1, 2 y 3, respectivamente:

ℓ = 0 → orbital s

ℓ = 1 → orbital p

ℓ = 2 → orbital d

ℓ = 3 → orbital f

Para calcular la cantidad de electrones de un sub-nivel energético se utiliza la formula (2*ℓ+1)

Número Cuántico Magnético ( mℓ):

Puede tener valores enteros entre  ℓ y - ℓ, lo que incluye cero. Este número cuántico describe la orientación del orbital en el espacio.

Dentro de un subnivel, el valor de mℓ depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular, ℓ. Para cierto valor de ℓ existen (2ℓ + 1) valores enteros de mℓ.

Si ℓ = 0, entonces mℓ = 0. Si ℓ = 1, entonces existen [(2 × 1) + 1], o tres valores de mℓ: –1, 0 y 1.     Si ℓ = 2, hay [(2 × 2) + 1], o cinco valores de mℓ :  –2, –1, 0, 1 y 2. 

Número Cuántico Espín del Electrón (ms):

Los experimentos realizados con los espectros de emisión de los átomos de sodio e hidrógeno indicaban que las líneas del espectro de emisión se podían separar aplicando un campo magnético externo. Los físicos sólo pudieron explicar estos resultados suponiendo que los electrones se comportan como pequeños imanes. Si nos imaginamos que los electrones giran sobre su propio eje, es factible explicar sus propiedades magnéticas.

Según la teoría electromagnética, cuando gira una carga se genera un campo magnético, y este movimiento es el responsable de que el electrón se comporte como un imán. 

Para tomar en cuenta el espín del electrón es preciso añadir un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín del electrón (ms), que toma valores de +½ y - ½ .

Regla de Hund: cuando hay orbitales degenerados, los  electrones ocupan en primer lugar estos orbitales de forma  desapareada.

Como el caso del carbono explicado en el vídeo.

Principio de Aufbau: Los electrones entra siempre en los niveles más bajos de energía.

Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción)

Regla de Madelung: Cuando dos orbitales tienen el mismo valor para n + ℓ, es más estable el de menor nivel energético n.

Para estas dos últimas reglas se utiliza el diagrama de Moeler

La aplicación del diagrama de Moeler tiene las siguientes excepciones:

Todas etas regles nos permite escribir correctamente la Configuración Electrónica que se lee:

 Ejercicios Propuestos:
1. Haga un listado de los valores n, ℓ, mℓ, para los orbitales del subnivel 4d.
2. ¿Cuál es el número total de orbitales asociados al número cuántico principal n=3?
3. Escriba los cuatros números cuánticos para un electrón situado en un orbital 3p.
4. Escriba las configuraciones electrónicas del cloro, hierro, potasio, hidrógeno, nitrógeno, y azufre, dibuje sus casas cuánticas.

CLASE 3A RESOLVIENDO PROBLEMAS

Siempre que enfrentemos la resolución de un problema tanto en Física como en QUÍMICA, deben leerlo completo y tratar de imaginar lo que ocurre ya se que es difícil sobre todo en los problemas de la química porque son son fenómenos microscópicos o incluso submicroscópicos, y los de la física son mas de lo observable a simple vista en general. Bien una vez que hemos leído y re-leído el problema y conocemos que es lo que nos pide, analizamos los datos o variables que nos brinda el problema, los que están en forma explícita y los que están en forma implícita.

El método científico, se utiliza para que las investigaciones sean corroborables y también sirven para resolver problemas.

Veamos ahora un ejemplo extractado del Libro Raimond Chang 10 ed.
La desaparición de los dinosaurios

Los dinosaurios predominaron en la Tierra durante millones de años y luego desaparecieron repentinamente. a fin de resolver este misterio, los paleontólogos estudiaron fósiles y esqueletos encontrados en las rocas de diversas capas de la corteza terrestre. Sus descubrimientos les permitieron identificar especies que existieron en el planeta durante periodos geológicos específicos. además, revelaron la ausencia de esqueletos de dinosaurios en las rocas formadas inmediatamente después del periodo cretácico, que data de hace 65 millones de años. Por tanto, se supone que los dinosaurios se extinguieron hace 65 millones de años. Entre las muchas hipótesis planteadas para explicar su desaparición, se cuentan alteraciones de la cadena alimentaria y un cambio brusco del clima resultante de erupciones volcánicas violentas. Sin embargo, no se tenían datos convincentes en favor de ninguna hipótesis sino hasta 1977. Fue enton- ces cuando un grupo de paleontólogos que trabajaba en italia obtuvo algunos datos desconcertantes en un sitio cercano a Gubbio. El análisis químico de una capa de arcilla depositada por arriba de sedimentos formados durante el periodo cretácico (y, por tanto, una capa que registra lo ocurrido después de ese periodo) mostró un contenido sorprendentemente alto del elemento iridio (ir), poco común en la corteza terrestre y comparativamente abundante en asteroides. Esa investigación llevó a la hipótesis de que la extinción de los dinosaurios ocurrió como sigue. a fin de explicar la cantidad de iridio encontrada, los científicos plantearon que un gran asteroide, de varios kilómetros de diámetro, impactó la Tierra en la época de la desaparición de los dinosaurios. Dicho impacto debe haber sido tan fuerte que literalmente vaporizó una gran cantidad de rocas, suelo y otros objetos circundantes. El polvo y desechos resultantes flotaron en la atmósfera y bloquearon la luz solar durante meses o quizás años. a falta de luz solar abundante, muchas de las plantas no pudieron crecer, y el registro fósil confirma que, de hecho, muchos tipos de plantas se extinguieron en esa época. De tal suerte, por supuesto que muchos animales herbívoros perecieron y, a su vez, los carnívoros sufrieron hambre. La carencia de fuentes de alimento al parecer afectaba a los grandes animales, que necesitaban grandes volúmenes de comida, más rápida y notablemente que a los ani- males más pequeños. así pues, los enormes dinosaurios, de los cuales el más grande habría pesado hasta 30 toneladas, desaparecieron a falta de alimento.
Indicios químicos
1. ¿De qué manera el estudio de la extinción de los dinosaurios ilustra el método científico?
2. Plantee dos maneras en las que podría comprobar la hipótesis de la colisión del asteroide.
3. En su opinión, ¿se justifica referirse a la explicación del asteroide como la teoría de la extinción de los dinosaurios?
4. La información disponible hace pensar que casi 20% de la masa del asteroide se convirtió en polvo y se distribuyó uniformemente sobre la Tierra después de descender de la atmósfera supe- rior. La cantidad de polvo fue de casi 0.02 g/cm2 de la superficie terrestre. Es muy probable que el asteroide haya tenido una densidad cercana a 2 g/cm3. calcule la masa (en kilogramos y en toneladas) del asteroide y su radio en metros, en el supuesto de que era una esfera. (El área de la Tierra es de 5.1 × 10^14 m2; 1 lb = 453.6 g.) (Fuente: Consider a Spherical Cow—A Course in Environmental Problem Solving, de J. Harte, university Science Books, mill Valley, ca 1988. con autorización.)

De esta cuestión la que resolveremos es el punto 4.
Lo primero que debemos hacer es extraer los datos y pasar a una misma unidad:
0.02 g/cm2 x 1cm2/1x10^-4m2=200g/m2
para calcular la masa de esa cantidad de polvo multiplicamos por la superficie o área de la tierra que es de 5,1x10^14m2.
Masa de polvo depositado= 200g/m2 x 5,1x10^14m2= 1,02x10^17g
la masa obtenida es el 20% de la masa total del asteroide por lo tanto por regla de tres simples podemos calcular la masa total:
Masa total=1,02x10^17g x 100%/20%= 5,1x10^17 g
Una vez obtenida la masa total del asteroide, podremos considerar esta información como dato, para hallar el radio del asteroide si suponemos que era esférico.
Como dato tenemos la densidad 2g/Cm3 y la masa recién calculada, por lo tanto de la fórmula de densidad podemos calcular el Volumen que ocupa esa cantidad de masa con esa densidad_
densidad=masa x volumen, por lo tanto V= masa/ densidad.
para poder operar debemos pasar la unidad de densidad a g/m3 por método del factor unitario.
remplazamos los datos: V= 5,1x10^17 g/2x10^6g/m3=2,55x10^11m3
Con el dato del Volumen y Suponiendo que es una esfera, podemos deducir el radio de la fórmula de volumen de un esfera que es V(esfera)=4/3x π x r3.
Despejamos el radio reemplazamos los datos y obtendremos el resultado pedido en el problema.

Como habíamos visto en el post anterior el átomo tiene partículas y sub-partículas cuyas dimensiones se calcularon en:

Para resolver el problema 2.7 debemos tener en cuenta que el diámetro es la distancia que hay de un punto del circulo a otro opuesto pasado por el cetro.

Con estos datos se puede calcular la cantidad de átomos que podrán alinearse uno al lado del otro en 1 cm, por regla de tres simples.

Para resolver el problema 2.8. Multiplicamos el radio del núcleo por 10000 para calcular el radio del Átomo, ese resultado se pasa a millas por método del factor unitario.

CLASE 3 "ÁTOMOS, MOLÉCULAS e IONES"

Teoría Atómica.

Evolución de la teoría atómica:

http://prezi.com/lphgi4zl1ug1/evolucion-del-modelo-atomico/ 

ØEn el siglo v a.C., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos.

En 1808, el científico inglés, profesor John Dalton, formuló una definición precisa de las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos.

Hipótesis de Dalton 

ØLos elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos

ØTodos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

ØLos compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla

Con base en la teoría atómica de Dalton,

 un átomo se define como…

la “unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química”. 

1897 Joseph J.Thomson

Dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones

1911 Ernest Rutherford

El átomo tiene un centro cargado positivamente, muy pequeño y muy denso, al que llamó núcleo atómico, rodeado por nubes de electrones.

1913 Niels Bohr

Definió el modelo de SISTEMA SOLAR, donde en el átomo, cada electrón circula a gran velocidad en una órbita circular bien definida alrededor del núcleo. 

Los átomos contienen partículas más pequeñas denominadas partículas subatómicas.

Estas partículas son los protones (con carga positiva),los electrones (con carga negativa)

 y los neutrones (no poseen carga).

Dado que los átomos son eléctricamente neutros,

el número de protones es igual al número de electrones.

El átomo posee un núcleo, donde se localizan los protones y los neutrones que son las partículas subatómicas de mayor masa. En el núcleo se concentra prácticamente toda la masa del átomo. Los electrones se encuentran en la parte exterior del átomo, rodeando al núcleo, y se mueven en regiones definidas del espacio llamadas orbitales; los electrones son 1838 veces más livianos que los protones.

Número atómico, número de masa 

}El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo del átomo de un elemento, la identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico.

}El número de masa (A) es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento.

A = Nº de protones + Nº de neutrones

A = Z + n

No todos los átomos de un elemento determinado  tienen la misma masa. La mayoría  tiene dos o más isótopos: “átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa.”

Un alótropo es: “Una de dos o más formas diferentes de un elemento.”

Iones

El núcleo de un átomo no cambia en los procesos químicos ordinarios, pero los átomos pueden adquirir o perder electrones fácilmente, formando Iones.

La pérdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro forma un catión, un ion con carga neta positiva 

Por otra parte, un anión es un ion cuya carga neta es negativa debido a un incremento en el número de electrones

Moléculas

Una molécula es un agregado de, por lo menos, dos átomos en una colocación definida que se mantienen unidos a través de fuerzas químicas (también llamadas enlaces químicos).

                                              (NaCl)
LOS VÍDEOS EXPLICATIVOS SERÁN PUBLICADOS EN BREVE 

CLASE 2B Ejercicios de aplicación Sistema de Medidas y Leyes Ponderales

Hola en esta oportunidad comparto algunos ejemplos de resolución de problemas de sistemas de medias y Leyes ponderales, para que practiquen y puedan afrontar la resolución del trabajo pedido por la profesora de la Estructura y Propiedades de las Sustancias I.
Para resolver los problemas de densidad se pueden despejar cualquiera de las tres variables a través del siguiente triangulo de despeje.

En cuanto al método del factor unitario para medias compuestas, este es un ejemplo para su utilización.

No todos los países o regiones utilizamos los mismos sistemas de medidas aunque exista un SI (sistema internacional) de medidas, ya que por tradición se mantiene aquí les dejo un cuadro de equivalencias de algunas unidades de volumen 

Equivalencias medidas de longitud, masa, volumen y fuerza.

Medidas Astronómicas: 

Un año luz equivale a :

• exactamente 9 460 730 472 580,8 km
• aproximadamente 9,4607 × 10¹⁵ m (unidades del SI)
• aproximadamente 5,8786 × 10¹² millas
• aproximadamente 5,1084 × 10¹² millas náuticas
• aproximadamente 63 241 ua
• aproximadamente 0,3066 pc

Algunos ejemplos de justificación y resolución de problemas de la Leyes Ponderales de las Reacciones química.

Para ello necesito que me digan que tipo de problemas les resulta mas complicado, en el sector de comentarios.

Trabajo de aplicación pedido por la Profesora Daniela Landriel
 https://drive.google.com/file/d/0B0ojwUvNhMQzbVhWTE1VX1hUN1U/edit?usp=sharing 

CLASE 2A: LEYES PONDERALES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

Una de las primeras inquietudes de los químicos fue, conocer las características de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas y, en general, las leyes que rigen estas transformaciones.

a) LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MATERIA (Lavoisier- 1785):

Fue el primero en sistematizar el estudio de las reacciones químicas, utilizando y perfeccionando la balanza, lo que le llevó a enunciar en el año 1785 la ley de conservación de la materia, que se puede expresar así: "En toda reacción química la cantidad o peso total de los reactivos, es igual al peso total de los productos obtenidos.

Esta ley, aunque cierta, resulta incompleta. Cabría matizarla con la denominada Ley  de la Conservación de la Materia- Energía, ya que con la teoría de la relatividad (1905) de Einstein

queda demostrado que materia y energía son conceptos interrelacionados. Según esto, la materia puede puede desaparecer, obteniéndose una gran liberación de energía.

Este matiz no modifica la ley general para las reacciones químicas habituales, ya que en ellas la materia no hay desaparición de la materia, pero si hay que tenlo en cuenta cuando en las reacciones nucleares.

b) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (Proust- 1801)

Químico francés fundador del análisis químico, enunció en 1801, podemos expresar la ley así: "Cada vez que los elementos se unen para formar un compuesto determinado lo hacen siempre en la misma relación de peso"

c) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (Daltón- 1803)

Químico británico, elaboró la primera teoría atómica. Además, realizó numerosos e importantes trabajos entre ellos, los que lo llevaron a enunciar esta ley en 1803, la que podemos enunciar así: "Si dos elementos químicos se combinan para formar distintos compuestos y la cantidad de uno de ellos permanece fija, las cantidades del otro que se combinan con él están en una relación numérica sencilla.
-Ver vídeo al final.

c) LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O EQUIVALENTES (Richter- 1792)

Químico alemán, trabajó en las reacciones de neutralización de ácidos y bases, y calculó sus pesos equivalente. Estos trabajos lo llevaron a enunciar en 1792, esta ley que podemos enunciarla así: "Si pesos de distintos elementos se combinan con un mismo peso de un elemento determinado, cuando esos elementos se combinen entre sí, sus pesos relativos serán múltiplos o submúltiplos de aquellos pesos"

Podríamos obtener de todos los elementos relaciones similares de su combinación con el oxígeno y, por tanto, conoceríamos sus pesos equivalente, ya que éste se define como el peso de un elemento que se combina (o equivale) con 8,00 partes de oxígeno o 1.008 partes de hidrógeno.Con lo cual tendríamos relaciones de peso entre todos los elementos, y podemos concluir diciendo, que "cuando dos elementos se combinan entre sí lo hacen siempre equivalente a equivalente (o según múltiplos enteros de éstos).

Ejercicios propuestos:
1. en las siguientes ecuaciones de obtención del amoniaco, ¿cuál cumple con la ley de conservación de la materia y por qué ?
a)
N2 + H2 ————-> NH3
b)
N2 + 3H2 ————-> 2NH3

2. Una muestra de 100. g de óxido de mercurio (II) contiene 92.6g de mercurio y 7.40 g de oxígeno. ¿Cuánto oxigeno se encuentra en otra muestra del mismo compuesto que contiene 150. g de mercurio? se cumple la ley de Proust.

3. El cobre reacciona con el cloro para formar dos compuestos diferentes. El compuesto 1 contiene 64.20g
de cobre y 35.80g de cloro. El compuesto 2 contiene 47.27g de cobre y 52.73g de cloro.
¿Cuál es la relación de masa de cobre a la masa de cloro para cada compuesto? e indique si se cumple ley de las proporciones múltiples.

4. 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua. Por otro lado 12 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para producir monóxido de carbono, si se unen el carbono y el hidrógeno ¿Cuál es la proporción recíproca o equivalente entre ambos?
NOTA: Cualquier consulta, pueden hacerla a través del sector comentarios.