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UNIVERSIDAD NACIONAL DE HUANCAVELICA FACULTAD DE CIENCIAS DE INGENIERÍA ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERÍA AMBIENTAL Y SANITARIA

QUÍMICA GENERAL KARIN ANGELA SANTOS BONILLA

2018

I UNIDAD

DEFINICIÓN DE QUÍMICA

La química es la ciencia que estudia y describe la materia, sus propiedades química y físicas, los cambio químicos y físicos que sufre y las variaciones de energía que acompañan a estos procesos.

MATERIA Podemos decir que la materia, es todo lo que posee masa y ocupa un lugar en el espacio. Los cambios que la materia sufre involucra la ganancia o pérdida de energía. Está sujeta a cambios en el tiempo y podemos realizar interacciones con ella, gracias a aparatos de medida. Se considera materia a todo lo que forma la parte sensible de los objetos que son perceptibles o detectables por medios físicos, es decir que podemos observar que ocupa un espacio, podemos tocar, sentir o medir, etc.

ENERGÍA  La energía es una propiedad asociada a los objetos y sustancias y se manifiesta en las transformaciones que ocurren en la naturaleza.  La energía se manifiesta en los cambios físicos, por ejemplo, al elevar un objeto, transportarlo, deformarlo o calentarlo., está presente también en los cambios químicos, como al quemar un trozo de madera o en la descomposición de agua mediante la corriente eléctrica.

ENERGÍA

CLASIFICACIÓN 1. Sustancias puras: las sustancias son una forma de materia que tiene una composición definida, propiedades y características. Las sustancias difieren entre sí, en su composición y son fácilmente identificables por su olor, sabor, apariencia, y por otras propiedades. Se clasifican en:  Sustancias simples las encontramos en la tabla periódica mas conocida como el nombre elemento, por ejemplo : H ( hidrógeno).  Sustancia pura compuesta, son sustancias que están formadas por dos o más elementos y pueden descomponerse por medios químicos. Ej. NaCl (Sal).

CLASIFICACIÓN 2. Mezclas: están formadas por dos o más sustancias, por ejemplo H2O más NaCl (dos sustancias); por tanto se caracteriza por tener composición variable, pueden separarse por medios físicos y su temperatura es variable durante el cambio de estado. Se puede dividir en mezclas homogéneas y heterogéneas.  Mezclas Homogéneas (soluciones): están formadas por dos o más componentes y presentan una sola fase. Ej. Agua potable o aire.  Mezclas Heterogéneas: están formadas por dos o más componentes y presentan dos o más fases. Ej. Agua y aceite.

PROPIEDADES DE LA MATERIA Cada material o sustancia tiene un conjunto de propiedades, características que le dan su identidad única. Las propiedades de las sustancias se clasifican en:

PROPIEDADES FÍSICAS Son aquellas que se pueden determinar sin alterar la identidad de la sustancia. Pueden ser generales o particulares.  Propiedades físicas generales:      

Inercia Elasticidad Impenetrabilidad Discontinuidad Indestructibilidad Divisibilidad

 Propiedades Físicas particulares: identifican realmente a cada sustancia y son:     

Densidad Dureza Maleabilidad Ductilidad Viscosidad

PROPIEDADES QUÍMICAS  Son aquellas que nos indican la tendencia de las sustancias para reaccionar y transformarse en otras como oxidarse, combustionar, inflamarse, estallar, enmohecerse.  Sufren alteración en su estructura interna o molecular cuando actúan con otras sustancias. Ejemplo: El sodio reacciona violentamente con el agua fría para formar hidróxido de sodio mientras que el calcio reacciona muy lentamente con el agua para formar hidróxido de calcio

PROPIEDADES QUÍMICAS Ejemplos de propiedades químicas de la materia:  pH: Propiedad química que sirve para medir la acidez de una sustancia o disolución.  Estado de oxidación: Grado por el que un átomo se oxida.  Poder calorífico: Cantidad de energía que se desprende al producirse una reacción química  Estabilidad química: Capacidad de una sustancia de evitar reaccionar con otras.  Alcalinidad: Capacidad de una sustancia para neutralizar ácidos.  Corrosividad: Grado de corrosión que puede ocasionar una sustancia  Inflamabilidad: Capacidad de una sustancia de iniciar una combustión al aplicársele calor a suficiente temperatura  Reactividad: Capacidad de una sustancia para reaccionar en presencia de otras.  Combustión: La oxidación rápida, que se produce con desprendimiento de calor y de luz.  Potencial de ionización: Energía necesaria para separar a un electrón de un átomo.

PROPIEDADES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS

ESTADOS DE LA MATERIA  ESTADO SÓLIDO Las fuerzas de cohesión de sus moléculas son mayores que las fuerzas de repulsión, sus cuerpos son compactos, presentan volumen y forma definida. Ej. Hierro, aluminio, azúcar

 ESTADO LÍQUIDO Las fuerzas de cohesión son similares a las fuerzas de dispersión, presentan un volumen definido, su forma es variable (de acuerdo al recipiente que lo contiene) Ej. Agua oxigenada  ESTADO GASEOSO Las fuerzas de dispersión o expansión son mayores que las fuerzas de atracción en las moléculas de los gases, por lo tanto no tienen volumen ni forma definida. Ej. Aire, oxígeno.

ESTADOS DE LA MATERIA ESTADO PLASMÁTICO  Este estado fue identificado por primera vez por Sir William Crookes en 1879, y fue denominado plasma por Irving Langmuir.  A temperaturas muy altas (10 000 oC), los átomos se mueven muy rápidamente y las colisiones entre ellos son lo suficientemente violentas como para liberar sus electrones.  La materia se encuentra como un gas ionizado. La materia en estado plasmático conduce la electricidad y se ve fuertemente influida por los campos magnéticos. El Sol y las estrellas están formados por plasma.  También lo está la ionosfera, que comienza a unos 70-80 km por encima de la superficie terrestre y resulta muy importante en la naturaleza.

ESTADOS DE LA MATERIA ESTADO CONDENSADO DE BOSE-EINSTEIN  Este estado de la materia fue predicho en 1924 por Santyendra Nath Bose y Albert Einstein, y obtenido en 1995 por Eric Cornell, Wolfgang Ketterle y Carl Wieman, quienes fueron galardonados en 2001 con el premio Nobel de Física.  En este estado, todos los átomos se unen fuertemente y pierden su identidad; ocupan el mismo lugar y forman una sola onda cuántica de partículas.  Este estado es todo lo contrario al plasma, porque sus partículas, en vez de separarse, se condensan. Esto ocurre a bajísimas temperaturas, cercanas al cero absoluto, es decir, a -273 oC.

ESTADOS DE LA MATERIA

CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA

Respaldada por el trabajo del científico Antoine Lavoisier, esta ley sostiene que la materia (la masa) no puede crearse o destruirse durante una reacción química, sino solo transformarse o sufrir cambios de forma. Es decir, que la cantidad de materia al inicio y al final de una reacción permanece constante.

Unidades de medida

PRINCIPALES PROPIEDADES DE LA MATERIA

DENSIDAD  Las diferentes partículas que existen en la naturaleza están conformadas por partículas (átomos, iones o moléculas) que según las condiciones de presión y temperatura a las que se encuentran definirán el estado de la materia (sólido, liquido o gaseoso) y una condición muy característica.  Para caracterizar el estado tan singular de la sustancia, se emplea la propiedad física intensiva denominada densidad (ρ), que nos indicara la cantidad de masa del cuerpo material contenido en un volumen definido de ella.  Por lo tanto la masa y el volumen de una sustancia la podemos evaluar así:

masa:

m=ρ.V

volumen: V = m / ρ

 Unidades: Las unidades en la que puede estar la densidad son:

TEMPERATURA  La temperatura es una magnitud física que refleja la cantidad de calor, ya sea de un cuerpo, de un objeto o del ambiente. Dicha magnitud está vinculada a la noción de frío (menor temperatura) y caliente (mayor temperatura).

ESCALAS DE TEMPERATURA  Escalas Relativas: Consideran como referencia el punto de ebullición y solidificación de una sustancia o mezcla.  Escala Celsius o Centígrado: Toma como compuesto de referencia el agua: punto de ebullición 100 ° C y punto de solidificación 0 °C. El nombre se debe al físico Andrés Celsius que la propuso en 1742.  Escala Fahrenheit: Toma como referencia el punto de congelamiento de una solución amoniacal 0 °F. La temperatura de congelación del agua es de 32° F y la de ebullición es de 212 °F.

 Escalas absolutas: Son las que consideran al cero absoluto como punto de referencia, en el cero absoluto se considera que no existe movimiento molecular.  Escala Kelvin: El punto de congelamiento del agua es 273 K y el de ebullición 373 K. Llamada así en honor a su creador, el físico inglés William Kelvin. No lleva el símbolo de grados °.  Escala Rankine: El punto de congelamiento del agua es 492 ° R

ESCALAS DE TEMPERATURA

pH  Medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia.  Es el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno.  El PH normalmente lo medimos en una escala de 1 a 14. El uno seria el valor mas ácido. El 14 el valor mas alcalino. Y el 7 el valor neutro.

TEORÍA ATÓMICA

TEORÍA ATÓMICA  Demócrito, s. V a C.: la naturaleza está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles = átomos  Dalton, 1808, formuló la Teoría Atómica = principio de la era moderna de la química.  La materia está formada por partículas indivisibles que no pueden crearse ni destruirse, a las que llamó átomos.  Los átomos de un elemento son idénticos entre sí con el mismo peso y propiedades.  Los átomos de distintos elementos pueden combinarse entre sí formando compuestos o moléculas. Los átomos pueden combinarse en distintas proporciones formando compuestos distintos.  Una reacción química constituye solo un reordenamiento de átomos, nunca la creación o destrucción de los mismos.

MODELOS ATÓMICOS  Un modelo atómico es una representación gráfica de la estructura que tienen los átomos. Un modelo atómico representa una explicación o esquema de como son y como se comportan los átomos.  A lo largo de nuestra historia se han elaborado diferentes modelos atómicos que tienen el nombre de su descubridor. Estos modelos fueron mejorando el concepto real del átomo hasta llegar al actual modelo atómico.

Modelo Atómico de Demócrito de Abdera  Este fue el primer modelo atómico, inventado por el filósofo griego Demócrito de Abdera que vivió entre los años 460 al 370 a.c (antes de Cristo).  Demócrito fue el desarrollador de la “Teoría Atómica Del Universo”. Fue el primer filósofo-científico que afirmó que los átomos son eternos, inmutables e indivisibles, es decir, que duran siempre, que no cambian y que no pueden dividirse en partículas más pequeñas.  Para Demócrito el átomo era la partícula más pequeña que había, una partícula homogénea, que no se puede comprimir y que además no se podía ver. Su teoría era filosófica, no científica.

Modelo Atómico de Dalton  John Dalton fue un químico y matemático británico (entre otras muchas cosas) que vivió durante los años 1766 y 1844, de donde procede la palabra “Daltonismo”.  Fue el primero en desarrollar un modelo atómico con bases científicas.

Imagen del Modelo Atómico de Dalton

Modelo Atómico de Thomson  Joseph John Thomson fue un científico británico que vivió entre los años 1856 y 1940, descubrió el electrón y los isótopos.  Ganó el Premio Nobel de Física en 1906.  Su teoría sobre el átomo decía que los átomos estaban compuestos por electrones de carga negativa en un átomo positivo, es decir, como si tuviéramos una bola cargada positivamente rellena de electrones (carga negativa), también conocido como “Modelo del Pudin de Pasas” porque parecía un bizcocho relleno de pasas.

Modelo Atómico Cúbico de Lewis  Gilbert Newton Lewis fue un físico y químico estadounidense que vivió entre los años 1875 y 1946 que realizó numerosos trabajos científicos de los cuáles se destacan la “Estructura de Lewis” también conocida como el “Diagrama De Punto”.  El modelo atómico de Lewis está basado en un cubo, donde decía que los electrones de un átomo se colocaban de forma cúbica, es decir, los electrones de un átomo estaban colocados en los vértices de un cubo.  Gracias a ésta teoría se conoció el concepto de “valencia de un electrón” es decir, esos electrones en el último nivel de energía de un elemento que pueden reaccionar o enlazarse con otro elemento.

Modelo Atómico de Rutherford  Ernest Rutherford fue un químico y físico neozelandés que vivió entre los años 1871 y 1937 que dedicó gran parte de su vida a estudiar las partículas radioactivas (partículas alfa, beta y gamma) y fue el primero de todos en definir un modelo atómico en el que pudo demostrar que un átomo está compuesto de un núcleo y una corteza.  Ganó el Premio Nobel de Química en 1908.

 Para Rutherford el átomo estaba compuesto de un núcleo atómico cargado positivamente y una corteza en los que los electrones (de carga negativa) giran a gran velocidad alrededor del núcleo donde estaba prácticamente toda la masa del átomo.  Para Rutherford esa masa era muy muy pequeña. Esa masa la definía como una concentración de carga positiva.  Los estudios de Rutherford demostraron que el átomo estaba vació en su mayor parte ya que el núcleo abarcaba casi el 100% de la masa del átomo.

Modelo Atómico de Bohr  Este modelo también se llama de Bohr-Rutherford.  Niels Henrik David Bohr fue un físico danés que vivió entre los años 1885 y 1962 que se basó en las teorías de Rutherford para explicar su modelo atómico.  En el modelo de Bohr se introdujo ya la teoría de la mecánica cuántica que pudo explicar cómo giraban los electrones alrededor del núcleo del átomo. Los electrones al girar entorno al núcleo definían unas órbitas circulares estables que Bohr explicó como que los electrones se pasaban de unas órbitas a otras para ganar o perder energía.  Demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética. Cada órbita tiene un nivel diferente de energía.

Modelo Atómico de Sommerfeld  Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld fue un físico alemán que vivió entre los años 1868 y 1951. La aportación más importante de este físico alemán fue cambiar el concepto de las órbitas circulares que definían los electrones en el modelo atómico de Bohr por órbitas elípticas.  Lo que hizo Sommerfeld fue perfeccionar el modelo de Bohr con las órbitas elípticas lo que dio lugar al descubrimiento del numero cuántico Azimutal (o secundario). Cuanto mayor era este número mayor era la excentricidad de la órbita elíptica que describía el electrón.

Modelo Atómico de Schrödinger  Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger fue un físico austriaco que vivió entre los años 1887 y 1961 cuyo modelo cuántico y no relativista explica que los electrones no están en órbitas determinadas.  Describió la evolución del electrón alrededor del núcleo mediante ecuaciones matemáticas, pero no su posición.  Decía que su posición no se podía determinar con exactitud. Schrödinger propuso entonces una ecuación de onda que ayuda a predecir las regiones donde se encuentra el electrón, que se conoce como “ecuación de Schrödinger”.

Los tres últimos modelos son los que se utilizan hoy en día para estudiar el átomo.

Modelo Actual Denominado mecánico-cuántico, aquí se sustituye la idea de que el electrón se sitúa en determinadas capas de energía por la de orbital: zona de espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

El átomo NO es la partícula más pequeña. Sabemos ya, que existen partículas subatómicas (que significa más pequeño que el átomo) como por ejemplo los “quarks”, los “neutrinos” o los “bosones”.

Estructura atómica  Los átomos son muy pequeños, con diámetros comprendidos entre 1x10-10 m y 5x10-10 m o 100-500 pm.  1 pm = 10-12 m  La unidad más conocida para medir dimensiones a escala atómica es el angstrom (𝐴)ሶ -10 m ሶ  1𝐴=10

Componentes del átomo

Dos isótopos son dos átomos de un mismo elemento que difieren en el número másico A, es decir, tienen el mismo número de protones y distinto número de neutrones.

Componentes del átomo

Configuración electrónica de los átomos  La configuración electrónica expresa la secuencia en que los electrones se ubican en los orbitales de un átomo. A la vez, especifica los niveles y subniveles ocupados, y su número de ocupación.  Las propiedades físicas y químicas de los elementos dependen, fundamentalmente, de su configuración electrónica. Para escribir la configuración electrónica de un elemento, se deberán seguir determinadas reglas.  La configuración electrónica fundamental se obtiene a partir de las tres reglas:  Principio de mínima energía de Aufbau  Principio de máxima multiplicidad de Hund  Principio de exclusión de Pauli

Principio de mínima energía de Aufbau  Es una regla que permite determinar el orden de llenado de los orbítales. (Se conoce, también, como regla del serrucho). Según esta regla, siguiendo las diagonales de arriba a abajo (véase la figura), se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden consecutivo.

Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d, f) se están llenando con electrones estos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos.

TABLA PERIÓDICA

TABLA PERIÓDICA  La tabla periódica es una ordenación de los elementos químicos, se ordena de acuerdo al número atómico (número de protones), por su configuración de electrones y sus propiedades químicas. Los elementos que se hallan en una columna vertical, llamada grupo, tienen propiedades comunes.  Actualmente, la tabla periódica tiene un total de 118 elementos químicos, cada cierto tiempo se descubre un nuevo elemento aunque son elementos hechos por el hombre en un laboratorio en muchas ocasiones.  El inventor de la tabla periódica fue Dimitri Ivánovich Mendeléyev.

GRUPOS

PERIODOS

Grupos de la tabla periódica  A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos.  Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí.  Por ejemplo, los elementos en el grupo I A tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Grupo 1 (I A): los metales alcalinos Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos Grupo 3 (III B): Familia del Escandio Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto

Grupo 10 (X B): Familia del Níquel Grupo 11 (I B): Familia del Cobre Grupo 12 (II B): Familia del Zinc Grupo 13 (III A): los térreos Grupo 14 (IV A): los carbonoideos Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos Grupo 17 (VII A): los halógenos Grupo 18 (VIII A): los gases nobles

Períodos de la tabla periódica Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.  Período 1: Un elemento del periodo 1 es uno de los elementos químicos de la primera de siete filas (o períodos). El número del período indica el número del nivel de energía principal que los electrones comienzan a llenar.1 El primer período solo llena el primer nivel de energía (1s) y contiene menos elementos que cualquier otra fila de la tabla, sólo dos: el hidrógeno y el helio. Estos elementos se agrupan en la primera fila en virtud de propiedades que comparten entre sí.

 Período 2: Un elemento del periodo 2 es uno de los elementos químicos de la segunda fila (o periodo). La tabla periódica está compuesta en hileras para ilustrar tendencias recurrentes (periódicas) en el comportamiento químico de los elementos a medida que aumenta el número atómico: se comienza una hilera nueva cuando el comportamiento químico vuelve a repetirse, lo que significa que los elementos de comportamiento similar se encuentran en las mismas columnas verticales. El segundo período contiene más elementos que la hilera anterior, con ocho elementos: Litio, Berilio, Boro, Carbono, Nitrógeno, Oxígeno, Flúor y Neón.

Períodos de la tabla periódica  Período 3: Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la tercera fila (o periodo) de la tabla periódica.  Período 4: Un elemento del periodo 4 es aquel elemento químico en la cuarta fila (o periodo) de la tabla periódica.  Período 5: Un elemento del periodo 5 es aquel elemento químico en la quinta fila (o periodo) de la tabla periódica.  Período 6: Un elemento del periodo 6 es aquel elemento químico en la sexta fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los lantánidos.  Período 7:Un elemento del periodo 7 es aquel elemento químico en la séptima fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los actínidos. La mayoría de los elementos pertenecientes a este período son muy inestables, muchos de ellos radiactivos.

Bloques de la tabla periódica La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.  Bloque s: Los elementos del bloque s (por tener sus electrones de valencia en el orbital s) son aquellos situados en los grupos 1 y 2 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales s.  Bloque p: Los elementos del bloque p (por tener sus electrones de valencia en el orbital p) son aquellos situados en los grupos 13 a 18 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales p. La configuración electrónica externa de estos elementos es: ns²npx (x=1 a 6, siendo 1 para el primer grupo, 2 para el segundo, etc.)

 Bloque d: Los elementos del bloque d (por tener electrones en el orbital d) son aquellos situados en los grupos 3 a 12 de la tabla periódica de los elementos. En estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales d.  Bloque f: Los elementos del bloque f (por tener sus electrones de valencia en el orbital f) son dos series, una comenzando a partir del elemento lantano y la otra a partir del actinio, y por eso a los elementos de estas series se les llama lantánidos y actínidos. Aunque en la tabla periódica de los elementos tendrían que estar después de esos dos elementos, se suelen representar separados del resto. También se conocen los Lantánidos como tierras raras.

TABLA PERIÓDICA Número atómico Es el número de protones de un átomo. El número de protones en un átomo define qué elemento es. Por ejemplo, los átomos de carbono tienen seis protones, átomos de hidrógeno tiene uno, y los átomos de oxígeno tiene ocho. El número de protones en un átomo se conoce como el número atómico de ese elemento. El número de protones de un átomo determina también el comportamiento químico del elemento. El símbolo atómico es una o dos letras elegidas para representar un elemento ("H" de "hidrógeno", etc.). Estos símbolos se utilizan a nivel internacional. Típicamente, el símbolo de un átomo es el nombre truncado del elemento o el nombre latino truncado del elemento. Por ejemplo el sodio en latín se llama Natrium, de allí que su símbolo sea Na. El del calcio es Calcium, y por tanto Ca.

ELECTROAFINIDAD Y ELECTRONEGATIVIDAD DE LOS ELEMENTOS Dos de las propiedades que causan confusión, por el nombre similar y porque significan cosas similares también, son la electronegatividad y la electroafinidad.

Direcciones hacia donde aumenta la afinidad electrónica. Direcciones de crecimiento de la electronegatividad

Electronegatividad Es una de las propiedades más importantes para la química, ya que es esta propiedad la que explica el tipo de enlace químico en un compuesto y las propiedades de reacción de éstos. La electronegatividad se puede definir como capacidad que tiene un elemento para atraer electrones o densidad electrónica cuando forma un enlace. Esta propiedad obtiene valores arbitrarios, siendo los más famosos los de Pauling, el cual tomó al Flúor (el elemento más electronegativo) como referencia (otorgándole un valor de 4.0). La electronegatividad aumenta a medida que se avanza en un periodo y que disminuye a medida que se baja en un grupo,

Electronegatividad

Electroafinidad También llamada afinidad electrónica, corresponde a la energía que libera un elemento cuando capta un electrón desde el infinito. Está definición hace referencia a la capacidad que tiene un elemento para poder captar electrones, por ende, los metales serán los que tengan una electroafinidad menor, los cuales se ubican a la izquierda de la tabla periódica, por lo tanto esta propiedad aumenta a medida que se avanza en el periodo y disminuye a medida que se baja en el grupo .

ESTADOS DE OXIDACIÓN  El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo recibe (signo menos) o que pone a disposición de otros (signo más) cuando forma un compuesto determinado .  Eso significa que el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

ESTADOS DE OXIDACIÓN  El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y – 1 con los metales.  El oxígeno (O) presenta el número de oxidación – 2 , excepto en los peróxidos donde es – 1.

 Los metales alcalinos (grupo 1, o grupo del Li) tienen 1 electrón de valencia, tenderán a perderlo poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +1 .  Los metales alcalinotérreos (grupo 2, o grupo del Be) tienen 2 electrones de valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +2 .  El grupo del B (grupo 13) tiene 3 electrones de valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +3 .  El grupo del C (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia, que tienden a compartirlos, tienen número de oxidación +4 frente a los no metales, y número de oxidación –4 frente a los metales y al H.  El grupo del N (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia, tenderán a ganar 3 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –3 .  Los calcógenos (grupo 16, o grupo del O) tienen 6 electrones de valencia, tenderán a ganar 2 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –2 .  Los halógenos (grupo 17, o grupo del F) tienen 7 electrones de valencia, tenderán a ganar 1 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –1 .  Dentro de los metales de transición debemos saber que la Ag tiene número de oxidación +1 , el Zn y Cd tienen número de oxidación +2 , y el Sc , Y y La tienen número de oxidación +3 .  Los grupos 14 al 17 presentan varios números de oxidación cuando formen oxácidos

Ejemplos 1. Cloruro de sodio Na 0 + Cl 0 2 → Na +1 Cl −1

Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica. El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl) , produciendo cloruro sódico . El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es +1, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es −1, ya que acepta el electrón cedido por el sodio. 2. Oxido de aluminio Al 0 + O 0 2 → Al +3 2 O −2 3 El oxígeno (O) está presente en forma diatómica (gas). El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio . El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es siempre +3, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del oxígeno combinado es −2, ya que acepta hasta 2 electrones.

Ejemplos 3. Para calcular el número de oxidación del S en el Na 2 SO 3 , no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos cuyos números de oxidación conocemos, que son el Na: +1 y el O: –2

Na +1 2 S x O –2 3 Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento, pero si no se ponen debemos deducirlos (conocerlos). La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual (no es un ion): (+1) • 2 + X + (–2) • 3 = 0 2+X-6=0 X= +4 Na +1 2 S +4 O –2 3 En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.

Ejemplos 4. Para calcular el número de oxidación del Cr en el ion Cr 2 O 7 = (es lo mismo que (Cr 2 O 7 ) 2− ) nos basaremos en el O con número de oxidación –2 . (Cr x 2 O –2 7 ) 2− 2 • X + (–2) • 7 = –2 (Suma igual a la carga del ión) resolviendo, encontramos que X = + 6 (Cr +6 2 O –2 7 ) 2−

PESO ATÓMICO  El peso atómico es la masa promedio de los átomos de un elemento. Este es calculado usando la abundancia relativa de isótopos en un elemento natural. Es el promedio ponderado de las masas de isótopos naturales.  Se puede decir que es el peso que tiene un átomo en reposo. También puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones contenidos en un átomo único en reposo. Además este es el número asignado a cada elemento químico para especificar la masa promedio de sus átomos.  Tomando en cuenta que un elemento puede tener dos o más isótopos cuyas masas difieren, el peso atómico de ese elemento dependerá de las proporciones relativas de sus isótopos.

Fórmula general para evaluar el PA de un elemento “E” con “n” isótopos

Donde: m1 = masa atómica relativa del primer isótopo m2 = masa atómica relativa del segundo isótopo m3 = masa atómica relativa del tercer isótopo a1 = abundancia natural del primer isótopo a2 = abundancia natural del primer isótopo a3 = abundancia natural del primer isótopo

Ejemplos

Ejemplos