Quimica- Masa Molecular, Carga Nuclear, Configuracion Electrones

Masa molecular 

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Se puede calcular la masa de las moléculas si se conocen las masas atómicas de los átomos que las forman La masa molecular (peso molecular) es la suma de las masas atómicas – en uma- den una molécula

Masa molar de un elemento 





Las UMA son una escala relativa de masas No se puede pesar en una balanza que indique UMAs En la realidad manejamos cantidades que tienen miles de átomos: • Para eso se utiliza una unidad que describa cantidades con muchos átomos.

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Los químicos miden átomos y moléculas en moles

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En el sistema SI: • MOL es la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de carbono-12.

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Este número se llama numero de Avogrado

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El valor del NA aceptado: • 6,022 x 1023



Un mol de átomos de H tiene 6,022 x 1023 átomos de hidrógeno



1 mol de átomos de carbono tiene: 6,022 x 1023 átomos de carbono



Esta cantidad de carbono es la masa molar: • la masa en (g o kg) de 1 mol de unidades (átomos, moléculas) de una sustancia

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Entonces: se puede calcular la masa de las moléculas si se suman las masas atómicas –en uma- de los átomos que las forman La masa molecular = peso molecular

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H20:

2 (masa atómica de H) + masa atómica de O  2(1.008 uma) + 16 uma = 18.02 uma 

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

A partir de la masa molecular (en uma) se determina la masa molar (en gramos) La masa molar de un compuesto es numéricamente igual a su masa molecular (en uma): • Un mol de H2O pesa 18,02 g (y contiene 6,022 x 1023 moléculas)

Cuantas moles de CH4 hay en 6,07 g de CH4 

 



C: 12.01 uma

H: 1.008 uma

1) calcular la masa molar. 2) calcular el número de moles en la cantidad dada: 1mol CH4 x x g CH4 = Masa molar( g CH4)

Configuración electrónica

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Los protones y neutrones están en el núcleo en medio de una nube de electrones Los electrones que se mueven alrededor del núcleo se distribuyen en niveles energéticos

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La mecánica cuántica (ondulatoria) aclara que no se puede saber en qué parte del átomo se localiza un electrón: • Pero define una región en la que puede encontrarse en un momento dado.

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Densidad electrónica: este concepto se refiere a la probabilidad de encontrar un átomo en una región del átomo

Distribución de la densidad electrónica: Cuadrado de la función de onda ψ2

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Según el modelo de Bohr los electrónes se ubicaban en órbitas En la descripción de un átomo con la mecánica cuántica la idea de órbita se sustituye por la de orbital Un orbital atómico tiene energía y distribución características de la densidad electrónica

Los número cuánticos 

Para describir la distribución de electrones, la mecánica cuántica necesita 3 números: • El número • El número angular • El número • El número

cuántico principal cuántico del momento cuántico magnético cuántico de espín

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Los electrones determinan como se comporta un átomo, químicamente Los electrones del nivel energético más alto son los electrones de valencia y son los que determinan la QUIMICA DEL ELEMENTO

N: el número cuántico principal • Indica el número de niveles de energía • Mientras más grande es el valor numérico, mayor es la distancia entre el electrón y el núcleo = orbital más grande y menos estable

L: el número del momento angular  

Indica la forma de los orbitales El valor de l depende del número principal: • Para un valor de n, l tiene todos los valores enteros posibles • desde 0 hasta n-1 N = 1 l = n-1= 0 ( 0) N = 2 l = n-1= 1 (0,1) N = 3 l = n–1= 2 (0,1,2)



0 El valor de l se designa con letras: 1

s

2

d

3

f

4

g

5

h

p

n

l 0 a n-1

1

0

s

Subnivel u orbital

2

0 1

2s 2p

Subnivel Subnivel

3

0 1 2

3s 3p 3d

Subnivel Subnivel subnivel

l

- l, -l+1, 0, + l-1, + l

n

1

Número (cantidada 0 a n-1 Número d)de cuántico magnético2 orbitales l+1 0 0 (1 x s) l

ml

2

0 1

0 -1,0,1

(1xs) (3xp)

3

0 1 2

0

(1xs) (3xp) (5xd)

-1,0,1 -2,-1,0,1,2

Subnivel Subnivel Subnivel

n

l

Número de 0 a n-1 orbitales

Nombre de los orbitales

1

0

1

1s

2

0 1

1 3

2s 2p 2p 2p

0 1 2

1 3 5

3s 3p 3p 3p

3

Subnivel Subnivel Subnivel

3d 3d 3d 3d 3d

En el nivel 2 hay 2 subniveles, el subnivel 2s tiene 1 orbital y el subnivel 2 p tiene 3 orbitales

La energía de los orbitales 

La energía de un electrón depende de su número cuántico de momento angular y de su número cuántico principal.

La energía de un electrón depende no solo de la suma de energía de los orbitales sino de la energía de repulsión



Para entender el comportamiento electrónico de los átomos se debe conocer la configuración: • Como están distribuidos los electrones en los orbitales



Reglas generales para asignar electrones en los orbitales:



Cada nivel o capa n tiene n subniveles • n=2, l=0,1



Cada subnivel del número cuántico l: tiene 2l + 1 orbitales • L=1 l p





?p ?p ?p

Cada orbital (ej:p) tiene 2 electrones Con la fórmula 2n2 se sabe el máximo número de electrones en el nivel



Configuración electrónica • del H: • del Li: • del Be: • del B • del C • del N • del O • del F • del Ne • Número total de electrones que se encuentran en el nivel 3 y en el 4 • Z=19

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

La configuración electrónica externa es semejante en los elementos del mismo grupo y eso hace que tengan un comportamiento químico parecido: GRUPO 1a GRUPO 2A • LI [He]2s1 • Na [Ne]3s1 • K `[Ar]4s1

Be [He]2s2 Mg [Ne]3s2 Ca [Ar]4s2

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

La configuración electrónica del grupo 7A, los halógenos es ns2 np5 En los grupos 3A a 7A no es posible hacer predicciones generales porque dentro de cada grupo hay metales, metaloides y no metales.

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

Muchos compuestos están formados por aniones y cationes Cómo es la configuración eléctrónica de los iones? • Los que se derivan de elementos representativos: 

Tienen la configuración electrónica externa de un gas noble: • Na [Ne]3s1 • Ca [Ar]4s2 • Al [Ne]3s23p1

Na+ [Ne] Ca++ [Ar] Al +++ [Ne]

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En el caso de los aniones se agrega electrones: • H 1s • F 1s22s22p5 • O 1s22s22p4 • N 1s22s22p3

H- 1s2 o [He] F- 1s22s22p6 o [Ne] O2- 1s22s22p6 o [Ne] N3- 1s22s22p6 o [Ne]

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Al estudiar la configuración electrónica se observa una variación periódica al aumentar el número atómico. Las propiedades físicas también tienen variación periódica. Vamos a analizar algunas propiedades físicas que influyen en el comportamiento químico de los elementos que están en el mismo grupo:

Carga Nuclear Efectiva 

1) Los electrones del primer nivel ejercen un efecto protector: • Reducen la atracción electrostática entre los protones del núcleo y los electrones externos.

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2) Además las fuerzas de repulsión entre los electrones compensan la fuerza de atracción del núcleo





Ejemplo: el átomo de helio: 1s2 cada electrón está “protegido” del núcleo por el otro electrón Al considerar la energía que se necesita para “retirar” los electrones: • Para el primero: 2373 kJ (en un mol de átomos He) • Para el segundo: 5251 kJ (en un mol de iones He+)

Radio atómico 

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El tamaño de un átomo se define como la mitad de la distancia entre 2 núcleos de dos átomos metálicos adyacentes El radio atómico depende de la atracción entre los electrones del nivel externo y el núcleo: • A mayor carga nuclear efectiva = mayor atracción = MENOR radio

Radio atómico aumenta en esa dirección

Radio Iónico  

Es el radio de un catión o anión Cuando el átomo se convierte en ión ocurre un cambio en su tamaño: • ANION gana un electrón: 

Radio aumenta por aumento de repulsión, carga nuclear constante

• CATION pierde un electrón 

Radio disminuye porque disminuye la repulsión, carga nuclear constante

e-

Li

F

Li+ F-

Na y F tienen el mismo número de e- pero Na Z=11 y F Z=9

Energía de ionización 

La configuración electrónica tiene relación con las propiedades químicas: • Las propiedades de los átomos dependerán de la estabilidad de los electrones externos



Esta estabilidad se refleja en la energía de ionización



Esta energía se define como la energía mínima necesaria para quitar un electrón a un átomo en estado gaseoso. • Mediría que tan “fuerte” es la unión del electron con el núcleo



Si se quita más de un electrón, la energía necesaria será mayor para los subsiguientes: • El átomo queda positivo y atrae más





A medida que mayor carga nuclear efectiva tiene el átomo, se necesita una energía de ionización mayor Los metales tienen energías de ionización bajas, si se comparan con los no metales, por eso: • Los metales siempre forman cationes y los no metales aniones

Afinidad electrónica Otra propiedad que influye en el comportamiento químico: la capacidad de aceptar electrones  La tendencia a aceptar electrones aumenta de izquierda a derecha en un período 

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“La energía de ionización y la afinidad electrónica ayudan los químicos a entender los tipos de reacciones en las que participan los elementos” • La energía de ionización se refiere a la atracción de un átomo por sus propios electrones • La afinidad electrónica es la atracción de un átomo por un electrón adicional

ENLACE QUÍMICO 

Lewis propuso que los átomos se combinan para adquirir configuraciones electrónicas más estables • Estabilidad máxima si el átomo es isoelectrónico con un gas noble



En la interacción de dos átomos solo entran en contacto los electrones más externos (de valencia)





Símbolo de puntos de Lewis: es útil para asegurar el cálculo, constan los electrones de valencia del elemento Con excepción del helio: • El número de electrones de valencia es igual al número del grupo

ENLACE IONICO 

Baja energía de ionización: forma cationes • Metales alcalinos y alcalinotérreos



Alta afinidad electrónica: forma aniones • Halógenos y el oxígeno



Muchos compuesto resultan de la combinación de los grupos 1A o 2A y halógeno u oxígeno

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La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se llama enlace iónico.

ENLACE COVALENTE 

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Con la proposición de Lewis, se empezó a comprender cómo y porqué se forman las moléculas. Lewis describió que un enlace químico implica que los átomos compartan electrones = enlace covalente





Un compuesto covalente tiene enlaces covalentes Al representarlos, se utiliza una raya: •H



H

En la formación de enlaces covalentes solo participan los electrones de valencia • De éstos los que no se comparten se llaman pares libres

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Para representarlos se usan las ESTRUCTURAS DE LEWIS: • Los pares compartidos como líneas • Los pares libres como puntos

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Los átomos pueden formar enlaces sencillos: • Unidos por un par de electrones

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Enlaces dobles: • Comparten 2 pares de electrones



Enlaces triples

Comparación entre las propiedades de los compuestos covalentes y los compuestos iónicos