Química Propiedades

UNIDAD 2

Estructura Atómica y Propiedades Periódicas Bibliografía
“Química: La ciencia central” de Brown, LeMay y Bursten (Novena Edición con CD incluido, 2004).
“Química y reactividad química” de Kotz, J.C.; Treichel, P.M. y Weaver, G.C. (Sexta Edición, Ed. Thomson, incluye CD’s, 2005).
“Química” de Chang, R. (Cuarta Edición y/o superiores, Ed. McGraw-Hill).
“Química General” de Whitten, W.; Davies, R.E. y Peck, M.L. (Quinta Edición, Ed. McGrawHill, 1998).

Cronología

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Átomo - Composición

El átomo está constituido por 3 componentes principales, el o los protones (de carga positiva) y el o los neutrones (sin carga eléctrica) ubicados en el núcleo, y el o los electrones que ocupan el espacio vacío.

RECORDAR!!!!! 6.02x1023 átomos = 1 mol de átomos

6.02x1023 moléculas = 1 mol de moléculas

1 mol de moléculas A2X = 2 mol de átomos A + 1 mol átomo X EJEMPLO. Se dispone en el laboratorio de 0,15 moles de amoníaco (NH3). Averiguar : a) masa en gramos de amoníaco. b) número de moléculas de amoníaco. c) moles de átomos de N y de H.

d) número de átomos de N y de H. e) masa en gramos de una molécula de amoníaco.

Mecánica cuántica y orbitales atómicos

Incorpora tanto el comportamiento de partícula (m) como el de onda (Ψ Ψ). Modelo mucho más real que el propuesto por Bohr.

Erwin Schrödinger (Nobel, 1933)

La función de onda Ψ no tiene significado físico, sí Ψ2 (probabilidad de encontrar a un electrón en un estado de energía permitido o “densidad electrónica”). Describe con precisión la energía de un electrón. La solución de esta ecuación produce un conjunto de funciones de onda con su correspondiente energía, las que se denominaron orbitales

orbital (Schrödinger) ≠ orbita (Bohr)

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Orbitales y números cuánticos Número cuántico principal (n) = puede tener valores (enteros) que van desde el 1 al infinito. > n, electrón con mayor energía y menos retenido al núcleo. Número cuántico angular (l) = Define la forma de un orbital. Puede tener valores que van desde el 0 a n-1.

Número cuántico magnético (ml) = Define la orientación de un orbital en el espacio. Puede tener valores que van desde –l a +l, pasando por 0. (2l +1)

(n2)

E = 2,18× ×10-18J (1/n2)

Capa electrónica: orbitales que tienen el mismo n. Subcapa electrónica: orbitales que tiene el mismo n y l.

Representación de orbitales Orbitales s

Orbitales p

Orbitales d

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Átomos multielectrónicos Al haber mas de un electrón, la repulsiones entre ellos producen alteraciones en los niveles de E. Para un valor de n dado, la energía del orbital aumenta al aumentar el número cuántico l.

Espín electrónico y principio de exclusión de Pauli ms = + 1/2

ms = número magnético de spin Ne

ms = - 1/2

G. Uhlenbeck

S. Goudsmit

“Un átomo no puede tener dos electrones con los cuatros números cuánticos (n, l, ml, ms) iguales”. Un orbital solo puede contener hasta dos electrones, los cuales deben tener spines opuestos. W. Pauli (Nobel, 1945)

Configuraciones electrónicas

Regla de Hund. “ En el caso de orbitales degenerados, se alcanza la menor energía (> estabilidad) cuando el número de electrones que posee el mismo spin es el mas alto posible”.

diamagnético paramagnético

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Metales de transición: Parte central de la tabla periódica. Elementos con el orbital “d” parcialmente (y/o totalmente) lleno. Los electrones d se llenan de la misma manera que en los orbitales s y p, cumpliendo con la regla de Hund, a excepción del grupo del Cr (VI B) y del Cu (I B). 4s

3d

Cr Cu Lantanos y actínidos: Parte inferior de la tabla periódica. Elementos con el orbital “f” parcialmente (y/o totalmente) lleno. La mayoría de estos elementos son radiactivos y fueron sintetizados en el laboratorio. El Nº máximo de electrones en cada periodo es igual a 2n2

1 2 3 4 5 6 7 8

Nº de orbitales en cada período = n2 Nº de e- en cada período = 2 . n2

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Construcción de la Tabla Periódica En 1889, se construyó (fortuitamente) en función de los pesos atómicos crecientes. En 1913, mediante estudios de difracción de rayos X, se ordenaron los elementos en función del número atómico creciente.

D. Mendeleiev

H. Moseley

18 Grupos (8 representativos) 8 Períodos

Carga nuclear efectiva (Zef) Diferencia entre el número de protones presentes en el núcleo y el número de electrones promedio que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión (S).

Zef = Z - S A > Zef, los electrones externos (de valencia) van a estar mas retenidos al núcleo.

Que es un IÓN? “ Es un átomo al cual se le agrega o se le quita electrones. Son átomos con carga eléctrica.”

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Análisis de ciertos parámetros a partir de leer la Tabla Periódica. Radio atómico (e iónico) Es la mitad de la distancia entre 2 núcleos cuando estos está unidos químicamente. El radio atómico disminuye a lo largo de un periodo y aumenta al bajar ene el grupo.

El radio de un catión es menor al del átomo neutro. El radio de un anión es mayor al del átomo neutro.

Energía de ionización (I) Es la energía necesaria para “arrancar un electrón de un átomo (o ión). Aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al bajar en un grupo. Afinidad electrónica (AE) Es la energía que se libera (valor negativo) al unirse un electrón al átomo. Aumenta a lo largo de un periodo. Poco cambio de AE al bajar en el grupo.

Carácter metálico El carácter metálico disminuye a lo largo de un periodo y aumenta al bajar en el grupo.

Los “metaloides” tiene propiedades intermedias a ambos.

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