Presentacion Tecnica 7

ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA

¿Cómo está constituido un átomo? Protones: “p” carga positiva( +1) Núcleo Neutrones: “n” sin carga (neutros)

Átomo Corteza electrónica

Electrones: “e” carga negativa (-1)

Átomo neutro tiene igual número de protones y electrones

TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS

Volumen ocupa o por electrones cargados negativamente. Aproximadamente 10-10 m

Protón (carga positiva)

Neutrón (sin carga)

Aproximadamente 10-15 m

1Å =10-10 m =10-8 cm

Núcleo Atómico Número Atómico (Z)

Número másico (A)

Número de protones

A=Z+N N = Número de Neutrones

Define el elemento

Símbolo Nuclear

A Z

X

Ejemplo:

23 11

11 protones

Na

11 electrones 12 neutrones

ISÓTOPOS Átomos con el mismo número atómico (Z) y distinto número másico(A)

Ej.:

1 1

H

Hidrógeno

2 1

3

H

Deuterio

1

H Tritio

Número másico: A

Número atómico: Z

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Los electrones se distribuyen en niveles y subniveles

14 e10 enivel

6 e2 e-

Sub-niveles de energía creciente

Ejemplo Li Z = 3

Ejemplo F

Z=9

Con carga positiva

Con carga negativa

Cationes

Aniones

1e3+ 2e-

Li

7e-

- e-

3+ 2e-

9+ 2e-

Li +

F

8e-

+ e-

9+ 2 -

F-

3 protones

3 protones

9 protones

9 protones

3 electrones

2 electrones

9 electrones

10 electrones

1s2 2s1

1s2

1s2 2s2 2p5

1s2 2s2 2p6

TABLA PERIÓDICA Ordenamiento de los elementos de acuerdo a su número atómico creciente

Subnivel S o P

Subnivel d

Subnivel F

Radio atómico

Energía de ionización

Energia ionización (kJ/mol) I1 I2 I3 Na 496 458 Mg 738 0 145 77 0 30 Al 577 181 27 6 44

Pérdida de

Grupo

e-

Ganancia de e-

Grupo

Electronegatividad

4.5 4.0 3.5 3.0 2.5 2.0 1.5 1.0 0.5

0

10

20

30

40

50

60

Número atómico

70

80

90

Afinidad electrónica Potencial de ionización

Radio atómico

Enlace químico

•Moléculas: H2, O2, N2, F2, P4, S8 •Redes metálicas: Cu, Fe, Zn Átomos Enlazados

•Macromoléculas: Diamante, Cuarzo, Polímeros •Redes iónicas: NaCl, CaF2, K3PO4

Enlaces iónicos (

EN>1,7)

Simple

Enlaces Químicos

Polares Enlaces covalentes ( EN<1,7)

Doble

No polares Triple Dativo

Metálico (entre metales)

Gases Nobles:

Son inertes con configuración electrónica

s2 p6

Regla del Octeto Estructuras de Lewis: Se emplean los símbolos de cada elemento y se representan mediante puntos los electrones de valencia (electrones del último nivel de energía) de cada átomo participante.

ENLACE IÓNICO Me + No Me: Hay una EN mayor a 1.7 ⇒ habrá una transferencia neta de electrones Ejemplo: K baja EN vs Br alta EN ⇒ EN= 2.8 –0.9 = 1.9

⇒ Representación de Lewis

Propiedades de los Compuestos Iónicos •no conducen la corriente en estado sólido •conducen la corriente fundidos o en solución •puntos fusión y ebullición Alto (fuerzas electrostáticas) •sólidos cristalinos quebradizos

Conductividad Eléctrica y Movilidad Iónica

Sólido

Fundid o Fundid o

Disue lto Disue lt o

ENLACE COVALENTE No Me + No Me : EN similares, hay una EN < a 1.7 ⇒ se comparten par es de electrones

Tipos de enlace covalente Covalente Simple: Covalente Múltiple:

doble

triple

Covalencia dativa: el par de electrones de enlace es proporcionado por un solo átomo

Estructura de los Oxoácidos:

NÚMEROS DE OXIDACIÓN El número de oxidación de un elemento nos da cuenta de la cantidad de Electrones que pierde, gana o cede este elemento en una unión química. Dependiendo así de la ganancia o pérdida total o parcial de electrones, el número de oxidación podrá ser negativo o positivo. Como en las uniones covalentes los electrones son compartidos, el número de oxidación negativo se le asignará al elemento más electronegativo, debido a que este atraerá más fuertemente a los electrones.

Reglas de asignación: i) En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número de oxidación es 0. Por ejemplo: Au, Cl2, S8. ii) El oxígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación -1 iii) El hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con no metales, ya que es menos electronegativo que ellos; y con -1 cuando se combina con metales, ya que es más electronegativo que éstos. iv) En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide exactamente con la carga del ión. v) La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie. Si que se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.

REACCIONES TÍPICAS Y CLASIFICACIÓN COMPUESTOS INORGÁNICOS

REPRESENTACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

CH4

10 moléculas de CH4

10 átomos de C y 40 át de H

NOMENCLATURA QUIMICA “La nomenclatura es la rama de la química que le da nombre a los compuestos para un mejor manejo y entendimiento de los mismos” • SALES BINARIAS Son compuestos formados por Metal + No Metal, en donde el metal utiliza el numero de oxidación + (positivo) y el no metal el – (negativo). Se nombran: No Metal con terminación URO del Metal correspondiente. NaCl

ClorURO de Sodio

• HIDRÁCIDOS Son compuestos formados por H + halógeno o azufre. El H actúa con numero de oxidación +1 y el halógeno o azufre con numero de oxidación – (negativo). Se nombran HalógenoURO de Hidrógeno. HCl

ClorURO de Hidrógeno

• HIDRUROS Compuestos formados por H+ Metal. Donde el metal actúa con numero de oxidación + (positivo) y el H con -1. Se nombran Hidruro del metal correspondiente. NaH

Hidruro de Sodio

Cuando el metal tiene más de un número de oxidación, se le agrega la terminación OSO (cuando actúa con el menor) e ICO (actúa con el mayor). FH2

Hidruro FerrOSO

FH3

Hidruro FérrICO

ÓXIDOS ÓXIDOS BÁSICOS: resultan de la combinación de oxigeno + Metal. En donde el oxigeno actúa con nº de ox. -2 y el metal con numero de oxidación + (positivo). Se nombran: Oxido del metal correspondiente (cuando el metal tiene un solo número de oxidación) Ca O

Óxido de Calcio

Si el metal presenta más de un número de oxidación, debemos emplear otras formas de nomenclatura para diferenciar con cuál de ellos está actuando. Fe O

Fe2O3

Oxido Ferroso

Nomenclatura Tradicional

Monóxido de Hierro

Estequiométrica o por Atomicidad

Óxido de Hierro (II)

Numeral se Stock

Óxido Férrico Trióxido de Dihierro Óxido de Hierro (III)

ÓXIDOS ÁCIDOS: Resultan de la combinación de Oxígeno + No Metal, donde el Oxigeno Actúa con -2 (excepto con el flúor que actúa con +2) y el no metal con el número de oxidación +. Se nombran: Óxido del No Metal correspondiente. Si tienen mas de un número de oxidación se deben emplear las mismas reglas de nomenclatura de los óxidos básicos. Para los elementos que tienen 4 numeros de oxidación, como el Cl, se agregan los prefijos Hipo y Per para determinar el menor y el mayor respectivamente. Cl2O

Oxido HIPOclorOSO

Cl2O3

Óxido clorOSO

Cl2O5

Óxido clórICO

Cl2O7

Óxido PERclórICO

*Se mantienen también las nomenclaturas por Atomicidad y Numeral de Stock