QUÍMICA

El Sistema Periódico y Las Propiedades de los Metales

DESARROLLO DEL SISTEMA PERIÓDICO.

 

Un primer intento de la clasificación de los elementos consistió en ordenarlos en metales y no metales, después Döbereiner observó por primera vez la relación existente entre las masas atómicas de algunos de los elementos y sus propiedades de forma que propuso una clasificación en tríadas de elemento, de propiedades similares, en las que la masa atómica del elemento intermedio era aproximadamente la media aritmética de los extremos. Otro intento de clasificación fue el debido a Newlands, que establecía la denominada ley de las Octavas,de forma que se disponían algunos elementos en orden creciente de masas atómicas. El siguiente intento correspondió a Mendeleiev y Meyer que consistía en una tabla de diez filas horizontales y nueve columnas verticales, incluyendo los gases nobles. El último intento fue la ley de Moseley que constituyó el Sistema Periódico actual, este consta de dieciocho columnas o grupos, y siete filas o períodos. En cada grupo se colocan los elementos de propiedades análogas, y cada período se construye colocando elementos que aumentan en una unidad el nº atómico, del elemento precedente. La distribución de familias de elementos en el sistema periódico es:

1. Elementos representativos.
2. Elementos de transición.
3. Elementos de transición interna.
4. Y el hidrógeno que queda fuera de estas consideraciones.

PROPIEDADES PERIÓDICAS.

Entre las propiedades periódicas más importantes tenemos:

• Energía de ionización:se define como la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental, transformándolo en un ión positivo. Aumenta en los grupos hacia arriba, y en los períodos hacia la derecha.
• Afinidad electrónica o electroafinidad:es la energía que desprende un átomo gaseoso en su estado fundamental cuando capta un electrón libre transformándolo en un ión negativo. Aumenta a lo largo del sistema periódico de la misma manera que la energía de ionización.
• Electronegatividad:es la tendencia que tiene un elemento para atraer hacia sí el par electrónico del enlace compartido con otro. Varía de la misma forma que los anteriores.
• El radio atómico:nos hace referencia siempre al tamaño de los átomos. Varía aumentando en los grupos hacia abajo y en los períodos hacia la izda.

METALES Y SISTEMA PERIÓDICO.

El sistema periódico actual incluye tres tipos de elementos:

• METALES:ocupan casi tres cuartas partes de él, y están situados en su zona central e izquierda. Tienen tendencia a perder electrones al combinarse con los no metales. Sus valencias serán por tanto positivas.
• NO METALES:son unos pocos que ocupan la parte derecha del Sistema Periódico (excepto la última columna). Tienen tendencia a ganar electrones cuando se combinan con los no metales. Sus valencias son en general, negativas.
• SEMIMETALES:se trata de unos pocos elementos, (B , Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At ), situados en una franja diagonal que separa los metales de los no metales. Sus propiedades son intermedias entre ambos.

RESUMEN.

El Sistema Periódico Actual, es una forma de ordenar los elementos, en grupos y en períodos, de manera que en los grupos se colocan los elementos de propiedades análogas, mientras que en los períodos se colocan los elementos que aumentan en una unidad el nº atómico del elemento precedente. Los elementos van a tener una serie de propiedades, entre las que destacan el potencial de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad y el radio atómico. Por último destacar que dichas propiedades sufren variaciones a medida que nos vamos moviendo por los diferentes elementos del Sistema Periódico.

PROBLEMA N º1.

 

• Defina potencial de ionización y afinidad electrónica.
• Indique razonadamente cómo varían estas propiedades en un grupo y en un período del Sistema Periódico

PROBLEMA N º2.

Dos elementos A y B presentan números atómicos de 56 , y 16, respectivamente. Escriba su configuración electrónica, explique cuántos electrones desapareados presentan en su última capa y cuál de ellos tiene mayor radio atómico.

PROBLEMA N º3.

Dados tres elementos químicos de números atómicos 19, 35, 36 indique:

• La configuración electrónica y el grupo del sistema periódico al cual pertenece cada elemento.
• De los tres elementos, cuál tiene mayor energía de ionización, cuál mayor afinidad electrónica y cuál mayor radio atómico.

PROBLEMA N º4.

 

• Clasifique justificando la respuesta, las siguientes especies químicas, en función del tipo de enlace que presentan de forma mayoritaria: P Cl₅ , H₂ , NH₃, Na , KI , Hg , Cu , Li Br.
• Coloque en orden creciente de su potencial de ionización las siguientes especies químicas: Na , K , Cl , P , Br.

Equilibrio Químico

 

EXPRESIÓN GENERAL PARA LA CONSTANTE K_C

El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

 

a A + b B= c C + d D

Se define la constante de equilibrio K_c como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

EFECTO DE UN CAMBIO DE LAS CONDICIONES DE EQUILIBRIO.

Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier,que dice lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo ( temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación.

• Efecto de la temperatura: si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica.
• Efecto de la presión: si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.
• Efecto de las concentraciones: un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

K_c y K_p

Para proceder a relacionar la K_c y la K_p debemos relacionar previamente las concentraciones de las especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la ecuación general de los gases perfectos, la presión parcial de un gas en la mezcla vale:

 

p_i = (n_i R T) / V = C_i R T

Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada especie, se calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando estos resultados a la constante K_c. De esta manera llegamos a la expresión:

 

K_p = K_c (R T )^An

Donde la An es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos.

RELACIÓN ENTRE LA VARIACIÓN DE ENERGÍA LIBRE DE GIBBS, Y LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO.

La variación de Energía Libre de Gibbs y la constante de equilibrio están intimamente ligadas entre sí a través de la siguiente ecuación:

 

AG = - R T Ln k_p

donde R es la constante de los gases, T la temperatura absoluta, y K_c la constante de equilibrio.

RESUMEN.

Un sistema en equilibrio dinámico, es aquel en el que la reacción directa y la inversa, ocurren a la misma velocidad. El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de la constante K_c. Si la constante es muy grande, la reacción directa se producirá casi exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma apreciable. Si la constante es muy pequeña, la reacción que domina es la inversa.

Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con objeto de restablecer el equilibrio. Se puede utilizar el Principio de Le Châtelier para predecir de qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturvación.

• Una disminución del volumen; hace que se produzca la reacción de modo que decrezca, el nº de moles de gas en el sistema.
• Un aumento de la temperatura:

hace que se produzca la reacción endotermica.

La constante de equilibrio se puede relacionar con la energía Libre de Gibbs a través de la ecuación:

AG = - R T Ln K_p

PROBLEMA Nº1.

Para la reacción : Sb Cl₅= Sb Cl₃ (g) + Cl₂(g). La Kp , a la temperatura de 182 ºC , vale 9.31 10^-2. En un recipiente de 0.4 L se introducen 0.2 moles de pentacloruro y se eleva la temperatura a 182 ºC, Hasta que se establece el equilibrio anterior.Calcule:

• La concentración de las especies presentes en el equilibrio.
• La presión de la mezcla gaseosa

PROBLEMA Nº2.

Se tiene el equilibrio: A (g) + B(g) = C (g), para el cual el 0 ,indique razonadamente que le ocurrirá a una mezcla en equilibrio de los tres gases si se realizan sobre ella las siguientes operaciones:

• Aumentar la temperatura.
• Disminuir la presión.
• Añadir un gas inerte como el helio

PROBLEMA Nº3.

Se estudia el siguiente equilibrio: N₂ O₄ (g) = 2 N O₂(g), cuya Kp a 298K es 0.15.

• ¿En qué sentido evolucionará, hasta alcanzar el equilibrio, una mezcla de ambos gases cuya presión parcial sea la misma e igual a 1 atm?
• Si una vez alcanzado el equilibrio se comprime la mezcla , ¿qué le ocurrirá a la cantidad de N O₂? ¿ Cómo será la descomposición de N₂O₄, exotérmica o endotermica, si un aumento de la temperatura provoca un aumento de la concentración de N O₂?

PROBLEMA Nº4.

A 200 K una vasija de reacción de un litro de capacidad contenía una vez alcanzado el siguiente equilibrio : C O_g+ Cl2_g= CO Cl2_g, 0.6 atm de COCl2, 0.3 de CO, y 0.10 atm de Cl2.Si se añade a la vasija 0.4 atm de Cl2, manteniendo la temperatura y el volumen constantes, Calcule:

• El número de moles de CO Cl2 cuando se alcance de nuevo el equilibrio
• El valor de Kc

PROBLEMA Nº5.

En un recipiente cerrado de 200 ml en el que se ha hecho el vacío se introducen 1.28 g de yoduro de hidrógeno. Se calienta a 400 K y se alcanza el equilibrio: 2 H I (g) = I₂(g) + H₂(g). El valor de la Kp para el equilibrio a 400 ºC es 0.017. Calcule:

• El valor de la Kc para este equilibrio a 400 ºC.
• La presión total en el equilibrio
• La composición en peso de la mezcla gaseosa en el equilibrio.

Enlace Químico

ENLACE IÓNICO

Los compuestos iónicos resultan normalmente de la reacción de un metal de bajo potencial de ionización, con un no metal. Los electrones se transfieren del metal al no metal, dando lugar a cationes y aniones, respectivamente. Estos se mantienen unidos por fuerzas electrostáticas fuertes llamadas enlaces iónicos.

NATURALEZA DEL ENLACE COVALENTE

El enlace de tipo covalente se produce entre elementos no metálicos, o no metálicos con el hidrógeno, es decir entre átomos de electronegatividades semejantes y altas en general. Se debe generalmente a la compartición de electrones entre los distintos átomos. En algunos casos puede darse un enlace covalente coordinado o dativo, en el que uno sólo de los átomos cede los dos electrones con que se forma el enlace.

ESTRUCTURAS DE LEWIS, REGLA DEL OCTETO.

Lewis fue uno de los primeros en intentar proponer una teoría para explicar el enlace covalente, por ello creo notaciones abreviadas para una descripción más fácil de las uniones atómicas, que fueron las estructuras de Lewis. Para dibujar las estructuras de Lewis se puede seguir el siguiente método:

1. Se colocan los átomos de la molécula de la forma más simétrica posible.
2. Se determina el nº de electrones disponibles en la capa externa de los átomos de la molécula.A
3. Se calcula la capacidad total de electrones de las capas externas de todos los átomos de la molécula.N
4. El nº total de electrones compartidos es S=N-A
5. Se colocan los electrones S como pares compartidos entre los átomos que forman enlaces.
6. El resto de los electrones A-S se colocan como pares no compartidos para completar el octeto de todos los átomos.

Así lograríamos que todos los átomos unidos por enlaces covalentes tiendan a adquirir la estructura de los gases nobles, esta es la regla de Octeto.

PROPIEDADES DE LOS ENLACES.

1. Propiedades de las sustancias iónicas:
   • Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
   • Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
   • Son solubles en disolventes polares como el agua.
   • Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.
2. Propiedades de los compuestos covalentes.
   • Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
   • La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
   • Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.
3. Los enlaces metálicos:
   • Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
   • Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
   • Presentan brillo metálico.
   • Son dúctiles y maleables.
   • Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.

ENLACE METÁLICO.

El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de los metáles entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales muy compactas.

RESUMEN.

Los tres tipos de enlaces más frecuentes en las moléculas, son:

1. Enlace iónico: que se suele dar entre un metal y un no metal. Y que da lugar a estructura de redes cristalinas.
2. El enlace metálico, que se da entre dos metales.
3. Y el enlace covalente, que se da entre dos no metales o no metal e hidrógeno. Este se suele representar a través de estructuras de Lewis, que cumplen la regla del octeto, aunque puede haber alguna excepción a dicha regla.

PROBLEMA N º 1.

1. Dibuje la geometría de las moléculas B Cl₃ y H₂ O, aplicando la teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia. 2. Explique si poseen momento dipolar. Indique asimismo la hibridación que tiene el átomo central.

PROBLEMA N º 2.

¿Qué información esperaría para poder identificar hierro, oxígeno y cloruro de sodio referente a :

• Tipo de enlace predominante.
• Estado de agregación a temperatura ambiente y presión atmosférica.
• Solubilidad en agua.
• Conductividad eléctrica, tanto en estado sólido como en disolución acuosa.

PROBLEMA N º3.

Dibuje las estructuras de Lewis de las especies químicas siguientes : Be H₂ , B Cl₃, etileno , amoniaco, y sulfuro de hidrógeno.

Justifique la geometría de estas sustancias e indique si hay alguna que sea polar.

PROBLEMA N º4.

En la molécula de eteno:

• ¿Qué hibridación presentan los átomos de carbono?
• Explique cómo se forma el doble enlace según la teoría del enlace de valencia

PROBLEMA N º5.

Escriba la estructura de Lewis del etanol y a partir de ella obtenga el número de oxidación de cada uno de los átomos que constituyen la molécula.

PROBLEMA N º6.

Indique el tipo de enlace que debe romperse:

• Al fundir hielo
• Al fundir hierro
• Al fundir Cs Cl
• Evaporar nitrógeno líquido

Estructura Electrónica de los Átomos

ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA

 

La teoría cuántica fue propuesta en primer lugar por Max Planck en 1900, para explicar la radiación de un cuerpo caliente. Hoy en día se sabe que la teoría cuántica es una teoría general que se aplica a todas las interaciones de la materia con la energía. Esta teoría se basa en distintos postulados.

 

1. Los átomos y las moléculas sólo pueden existir en ciertos estados, que se caracterizan por una cierta energía. Cuando un átomo o molécula cambia de estado, debe absorber o emitir la cantidad exacta para ir a dicho estado.
   
2. Cuando los átomos o moléculas absorben o emiten luz en el proceso de cambiar sus energías la longitud de onda de la luz está relacionada con el cambio de energía.
   
3. Los estados de energía, de átomos o moléculas se pueden describir por una serie de números llamados números cuánticos

 

MODELO ATÓMICO DE BOHR  

 

Niels Bohr propuso un modelo atómico basado en tres postulados:

1. En un átomo el electrón sólo puede tener ciertos estados de movimiento definidos y estacionarios, en cada uno de ellos tiene una energía fija y determinada.
   
2. En cualquiera de esos estados, el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. Sólo son posibles, aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón en ellas es un multiplo entero de h/(2pi).
   
3. Un electrón puede saltar de una órbita a otra absorbiendo ( si va hacia una órbita más exterior) o emitiendo (en caso contrario) un cuanto de radiación electromagnética de energía igual a la diferencia existente entre los estados de partida y de llegada.

 

  NÚMEROS CUÁNTICOS Y NIVELES DE ENERGÍA.   

El número cuántico magnético m_l nos dice cómo está orientada la nube electrónica que rodea al núcleo. Toma cualquier valor entero desde -l , hasta +l pasando por cero. El spín s, es el número cuántico asociado al giro del electrón, alrededor de sí mismo. Los valores que toma son + (1/2), -(1/2).   

 

DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS ÁTOMOS. Los e^- dentro del átomo se pueden distribuir en niveles principales, subniveles y orbitales. La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. Pero este orden de llenado debe de cumplir la regla de Hund, que dice: " el orden de llenado en un subnivel es aquel en el que hay un máximo nº de orbitales semillenos. Los electrones de estos orbitales tienen los espines paralelos.

RESUMEN

Los átomos sólo pueden tener energías cuántizadas, es decir sus electrones sólo se pueden situar en ciertos niveles de energías. El modelo mecanocuántico del átomo describe a los electrones en términos de números cuánticos. Hay 4 de estos números, n, l, m_l,s. En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Conociendo el orden en el que se van llenando los subniveles, se pueden derivar las configuraciones electrónicas de los átomos.

 

PROBLEMAS

PROBLEMA N º 1.

Indique el nombre, el símbolo y la configuración electrónica de los elementos de números atómicos: 12 , 15 , 17 , 37. ¿Cuántos electrones desapareados tiene cada uno de esos elementos en su estado fundamental?

PROBLEMA N º2.

Ø Nombre los números cuánticos necesarios para caracterizar los electrones en los átomos. Indique su significado y posibles valores. Ø Conteste a las siguientes cuestiones relativas a un elemento con Z = 7 y A = 14: a) Número de protones neutrones y electrones. b) Configuración electrónica y número de electrones desapareados en su estado fundamental. c) Número máximo de electrones para los que ml = 0 , n = 2 , o l = 1.

PROBLEMA N º3.

Dos elementos A y B presentan números atómicos de 56 , y 16, respectivamente. Escriba su configuración electrónica, explique cuántos electrones desapareados presentan en su última capa y cuál de ellos tiene mayor radio atómico.

PROBLEMA N º4.

Escriba los números cuánticos de todos los electrones del elemento número 6.

PROBLEMA N º 5.

Indique el nombre, el símbolo y la configuración electrónica de los elementos de números atómicos: 12 , 15 , 17 , 37.