Introducción a la química

La química, es una ciencia relativamente reciente. En épocas muy antiguas se

desarrollaban ciertos procesos químicos sin tener plena conciencia de lo que se

hacía.

Para citar solo algunos casos, podemos citar al fuego que fue utilizado por primera

vez por el hombre prehistórico para cocinar sus alimentos y para desinfectar

heridas. En un principio, fue necesario utilizar armas para cazar las cuales estaban

elaboradas con materiales, tal como el hierro, que son poco resistentes a ciertas

reacciones químicas (como la oxidación), por lo que se dañaban con mucha

rapidez. La química logró mejorar enormemente este material gracias a otro

proceso químico en el cual se utilizó una mezcla que incluían al hierro y al carbón

para conformar una aleación mucho más resistente: el acero.

Más adelante, se aprovecharon los procesos y las reacciones químicas para

producir materiales como vidrio, jabón, medicamentos, perfumes, cosméticos

tintes, vinos, y muchos otros. Entre los pensadores que dieron algún aporte que

permitieron el surgimiento de la química como una ciencia podemos contar a

Aristóteles, Tales de Mileto, Heráclito, Leucipo, Demócrito, y muchos otros. Estos

lograron que la química diera un paso adelante hacia su consolidación como

ciencia.

Actualmente, se considera como padre de la química moderna a Antoine Lavosier,

quien sostuvo la rigurosidad del método cuantitativo, destruyó la antigua teoría del

flogisto (la cual trataba de explicar porque ardían los materiales) y propuso la Ley

de Conservación de la Materia.

La edad de oro de la química se presentó en el siglo veinte. La química se amplió

en ese siglo de tal manera que fue preciso dividirla en varias ramas.

Hoy en día se conceptualiza la química como una ciencia experimental que

estudia la estructura de la materia, sus propiedades y sus transformaciones, así

como que investiga y enuncia las leyes que rigen sus cambios.

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Unidad I.- Teoría cuántica y estructura atómica

1.1.- El átomo y sus partículas subatómicas.

¿Que son las partículas subatómicas?

Es una partícula más pequeña que el átomo, y se le denomina partícula a un cuerpo dotado de masa, y del que se hace abstracción del tamaño y de la forma,  puede ser elemental o compuesta.

Electrón

El electrón (Del griego ελεκτρον, ámbar), comúnmente representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica o partícula elemental de tipo fermiónico. En un átomo los electrones rodean el núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones.

La existencia del electrón fue postulada por G. Johnstone Stoney, como una unidad de carga en el campo de la electroquímica. El electrón fue descubierto por Joseph John Thomson en 1897 en el Laboratorio Cavendish de la Universidad de Cambridge, mientras estudiaba el comportamiento de los rayos catódicos.

En un átomo los electrones rodean el núcleo, los electrones tienen una masa pequeña respecto al protón, y su movimiento genera corriente eléctrica

Estas partículas desempeñan un papel primordial en la química ya que definen las atracciones con otros átomos.     

 

Estructura física del átomo.

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Protón

Eugen Goldstein (1850-1931), al estudiar los rayos catódicos, observó en 1886, que empleando un tubo de rayos catódicos modificado, con el cátodo perforado, pasaban unos rayos catódicos y podían ser estudiados en su avance hacia una pantalla, situada detrás del cátodo, y en la cual producían una fluorescencia característica. Los denominó rayos canales.

Estas partículas positivas sufrían desviaciones hacia la placa negativa de un campo eléctrico externo al que podían ser sometidos. A estos rayos J.J. Thomson les dio, en 1907, el nombre de rayos positivos.

Los rayos canales o positivos están pues constituidos por iones positivos y dependen del gas encerrado en el tubo. Si el gas es hidrógeno, la relación carga/masa es la mayor de todas las encontradas para los rayos positivos, lo cual sugirió que el ion positivo del átomo de hidrógeno era otra partícula subatómica: el protón, denominado asé por Ernest Rutherford en 1914. La masa del protón es 1836 veces mayor que la del electrón, siendo su carga igual pero de signo contrario.   Imagen 12.

Es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental positiva algunas teorías predicen que el protón puede desintegrarse

•        El protón y el neutrón, en conjunto, se conocen como nucleones, ya que conforman el núcleo de los átomos. Límite inferior en su vida media de unos 1035 años.

Neutrón

La existencia de las partículas subatómicas denominadas neutrones ya había sido predicha y aceptada con anterioridad, pero el hecho de que no tuvieran carga eléctrica hacía bastante difícil su detección efectiva.

•        Es una partícula sin carga eléctrica. 

 Fuera del núcleo atómico es inestable y tiene una vida media de unos 15 minutos El neutrones necesario para la estabilidad de casi todos los núcleos atómicos la única excepción es el hidrógeno.  

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Partículas subatómicas:

1.1.1 Rayos Catódicos y Rayos anódicos

Rayos catódicos

Los rayos catódicos, son corrientes de electrones que se pueden apreciar en tubos al vacío de cristal con electrodos (un cátodo, el negativo, y un ánodo, el positivo), aplicando un voltaje. 

Representación de experimento en tubo al vacío.

Al cubrir la capa interna del tubo de vacío correspondiente al ánodo con algún material fosforescente, esta brilla producto del impacto de los electrones.

Experimento de los rayos canales

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El nombre de estos rayos fue propuesto por Eugen Goldstein

Fue un físico alemán, pero solo J.J. Thompson, un físico británico, fue quien determinó que estos rayos estaban compuestos de una partícula cargada negativamente, la que se nombró como "electrón".

Aplicaciones

Las principales aplicaciones de este descubrimiento o fenómeno, las ves en los tubos de rayos catódicos primeramente desarrollados por Ferdinand Braun en 1897, lo que llevó a la creación de pantallas fluorescentes capaces de desplegar imágenes, y asea de TV (Imagen 16)  o monitores Imagen 17 (los primeros monitores eran CRT, nombre para este tubo de rayos), radares u osciloscopios.

Tv a color                                 Radar

Rayos anódicos

El físico E. Goldstein(Imagen 18) para estudiar el fenómeno del tubo de descarga uso un cátodo perforado e introdujo H2 gas enrarecido. Esto produjo una radiación que se reflejaba detrás del cátodo lo indicaba que procedían del ánodo. A estas radiaciones las llamó rayos canales o rayos anódicos.

E. Goldstein

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Experimento de E. Goldstein

Rayos catódicos

Este experimento demostró la existencia de los rayos canales, y que tienen una naturaleza positiva ya que salen del ánodo.

 Si se introduce en un campo magnético un ánodo, todo ello dentro de un tubo hermético donde se introduce un gas enrarecido, la luz de los rayos catódicos se dirigía hacia la placa negativa del campo magnético, por lo que se comprobó que se comportaban como una corriente eléctrica de carga positiva.

Las partículas de los rayos anódicos debían de ser otras partículas constituyentes fundamentales de toda la materia, y esa partícula distinta del electrón coincidía con el núcleo del H2 que era el gas que se encontraba dentro del tubo de descarga, esa partícula es el protón.

Protón Carga positiva Masa 1840 veces mayor que la del electrón, su masa es de 1 u.m.a

1.1.2 Radiactividad

Radiactividad:

Es un fenómeno químico-físico por el cual los núcleos de algunos elementos químicos, llamados radiactivos, emiten radiaciones que tienen la propiedad de impresionar placas radiográficas, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, entre otros.

Debido a esa capacidad, se les suele denominar radiaciones ionizantes.

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Las radiaciones emitidas pueden ser electromagnéticas, en forma de rayos X o rayos gamma, como pueden ser núcleos de helio, electrones, protones u otras. 

Fenómeno que ocurre en los núcleos de ciertos elementos, inestables, que son capaces de transformarse, o decaer, espontáneamente, en núcleos atómicos de otros elementos más estables.

La radiactividad ioniza el medio que atraviesa. Una excepción lo constituye el neutrón, que no posee carga, pero ioniza la materia en forma indirecta. En las desintegraciones radiactivas se tienen varios tipos de radiación: alfa, beta, gamma y neutrones.  Imagen 20.

Radiaciones alfa, beta y gamma.

Radiactividad natural

En 1896 Henri Becquerel (imagen 21) descubrió que ciertas sales de uranio emiten radiaciones espontáneamente, al observar que velaban las placas fotográficas envueltas en papel negro. 

Henri Becquerel

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Hizo ensayos con el mineral en caliente, en frío, pulverizado, disuelto en ácidos y la intensidad de la misteriosa radiación era siempre la misma.

Por tanto, esta nueva propiedad de la materia, que recibió el nombre de radiactividad, no dependía de la forma física o química en la que se encontraban los átomos del cuerpo radiactivo, sino que era una propiedad que radicaba en el interior mismo del átomo, un ejemplo de radiactividad natural es la luz del sol.

Radiactividad natural.

Radiactividad artificial

Se produce cuando se bombardean ciertos núcleos estables con partículas apropiadas.

Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado, penetran el núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, se desintegra después radiactivamente.

Radiactividad artificial.

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Clases y componentes de la radiación

Se comprobó que la radiación puede ser de tres clases diferentes, conocidas como partículas, desintegraciones y radiación:

Partícula alfa: Son flujos de partículas cargadas positivamente compuestas por dos neutrones y dos protones (núcleos de helio). Son desviadas por campos eléctricos y magnéticos. Son poco penetrantes, aunque muy ionizantes. Son muy energéticas.

Fueron descubiertas por Rutherford, quien hizo pasar partículas alfa a través de un fino cristal y las atrapó en un tubo de descarga. Este tipo de radiación la emiten núcleos de elementos pesados.

Desintegración beta: Son flujos de electrones (beta negativa) o positrones (beta positivas) resultantes de la desintegración de los neutrones o protones del núcleo cuando éste se encuentra en un estado excitado es desviada por campos magnéticos. 

Es más penetrante, aunque su poder de ionización no es tan elevado como el de las partículas alfa. Por lo tanto, cuando un átomo expulsa una partícula beta, su número atómico aumenta o disminuye una unidad (debido al protón ganado o perdido).

Radiación gamma: Se trata de ondas electromagnéticas. Es el tipo más penetrante de radiación. Al ser ondas electromagnéticas de longitud de onda corta, tienen mayor penetración y se necesitan capas muy gruesas de plomo u hormigón para detenerlas.

 Tipos de  radiaciones.

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1.2 Base experimental de la teoría cuántica

¿Teoría cuántica?

 Es una teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. 

Las bases de la teoría fueron  por el físico alemán Max Planck (Imagen 27), que en 1900 postulo que la materia solo  puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.

La teoría cuántica básicamente nos dice que la luz no llega de una manera continua, sino que está compuesta por pequeños paquetes de energía, a los que llamamos cuantos. Estos cuantos de energía se llaman fotones. Los fotones son las partículas “fundamentales” de la luz, así como los electrones son las partículas fundamentales de la materia, esta analogía es la que sirvió para realizar el descubrimiento del carácter cuántico de la luz.

Por esta misma analogía, años después, Broglie desarrollo la teoría que formula que la materia también tiene un carácter ondulatorio.

La carga eléctrica y la energía tiene una estructura granular (está formada por cuantos), al igual que la materia.

Energía emitida en cuantos.

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Aplicaciones

La teoría cuántica ha servido para demostrar los fenómenos que no se pudieron explicar con la teoría ondulatoria de la luz, pero hay fenómenos que no pueden ser explicados con la teoría cuántica, y además hay ciertos fenómenos que pueden ser explicados por ambas teorías.

1.2.1 Teoría ondulatoria de la luz

Huygens en el año 1678, describe y explica lo que hoy se considera como leyes de reflexión y refracción.

 Define a la luz como un movimiento ondulatorio semejante al que se produce con el sonido.

Young demostró experimentalmente el hecho paradójico que se daba en la teoría corpuscular de que la suma de dos fuentes luminosas pueden producir menos luminosidad que por separado.

 En una pantalla negra practica dos minúsculos agujeros muy próximos entre sí: al acercar la pantalla al ojo, la luz de un pequeño y distante foco aparece en forma de anillos alternativamente brillantes y oscuros.

Para poder describir una onda electromagnética podemos utilizar los parámetros habituales de cualquier onda:

•        Amplitud (A): Es la longitud máxima respecto a la posición de equilibrio que alcanza la onda en su desplazamiento.

•        Periodo (T): Es el tiempo necesario para el paso de dos máximos o mínimos sucesivos por un punto fijo en el espacio.

•        Frecuencia (v): Número de oscilaciones del campo por unidad de tiempo. Es una cantidad inversa al periodo.

•        Longitud de onda (λ' '): Es la distancia lineal entre dos puntos equivalentes de ondas sucesivas.

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•        Velocidad de propagación (V): Es la distancia que recorre la onda en una unidad de tiempo. En el caso de la velocidad de propagación de la luz en el vacío, se representa con la letra c.

Algunos de los fenómenos más importantes de la luz se comprenden fácilmente si se considera que tiene un comportamiento ondulatorio.

Un fenómeno de la luz identificable con su naturaleza ondulatoria es la polarización.

La luz no polarizada está compuesta por ondas que vibran en todos los ángulos, al llegar a un medio polarizador, sólo las ondas que vibran en un ángulo determinado consiguen atravesar el medio, al poner otro polarizador a continuación, si el ángulo que deja pasar el medio coincide con el ángulo de vibración de la onda, la luz pasará íntegra, sino sólo una parte pasará hasta llegar a un ángulo de 90º entre los dos polarizadores, donde no pasará nada de luz.

1.2.2 Radiación del cuerpo negro y teoría de Planck

¿Qué es un cuerpo negro?

Un cuerpo negro hace referencia a un objeto opaco que emite radiación térmica. Un cuerpo negro perfecto es aquel que absorbe toda la luz incidente y no refleja nada.

 A temperatura ambiente, un objeto de este tipo debería ser perfectamente negro (de ahí procede el término cuerpo negro).

 Sin embargo, si se calienta a una temperatura alta, un cuerpo negro comenzará a brillar produciendo radiación térmica.

Todos los objetos emiten radiación térmica (siempre que su temperatura esté por encima del cero absoluto, o -273,15 grados Celsius), pero ningún objeto es en realidad un emisor perfecto, en realidad emiten o absorben mejor unas longitudes de onda de luz que otras.

Estas pequeñas variaciones dificultan el estudio de la interacción de la luz, el calor y la materia utilizando objetos normales.

Afortunadamente, es posible construir un cuerpo negro prácticamente perfecto. Se construye una caja con algún material que sea conductor térmico, como el metal.

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 La caja debe estar completamente cerrada por todas sus caras, de forma que el interior forme una cavidad que no reciba luz del exterior. Entonces se hace un pequeño agujero en algún punto de la caja.

 La luz que salga de ese agujero tendrá un parecido casi exacto a la luz de un cuerpo negro ideal, a la temperatura del aire del interior de la caja.

A principios del siglo XX, los científicos Lord Rayleigh, y Max Planck (entre otros) estudiaron la radiación de cuerpo negro utilizando un dispositivo similar. Tras un largo estudio, Planck fue capaz de describir perfectamente la intensidad de la luz emitida por un cuerpo negro en función de la longitud de onda.

Fue incluso capaz de describir cómo variaría el espectro al cambiar la temperatura.

El trabajo de Planck sobre la radiación de los cuerpos negros es una de las áreas de la física que llevaron a la fundación de la maravillosa ciencia de la mecánica cuántica.

Lo que Planck descubrió era que a medida que se incrementaba la temperatura de un cuerpo negro, la cantidad total de luz emitida por segundo también aumentaba, y la longitud de onda del máximo de intensidad del espectro se desplazaba hacia los colores azulados.

Teoría de Max Planck

En 1889, Max Planck (Imagen 43) descubrió una constante fundamental, la denominada constante de Planck, usada para calcular la energía de un fotón.

Esto significa que la radiación no puede ser emitida ni absorbida de forma continua, sino solo en determinados momentos y pequeñas cantidades denominadas cuantos o fotones.

La energía de un cuanto o fotón depende de la frecuencia de la radiación:

Donde h es la constante de Planck y su valor es 6,62 por 10 elevado a -34 julios por segundo o también 4,13 por 10 elevado a -15 electronvoltios por segundo.

Un año después descubrió la ley de la radiación electromagnética emitida por un cuerpo a una temperatura dada, denominada Ley de Planck, que explica el espectro de emisión de un cuerpo negro.

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Esta ley se convirtió en una de las bases de la mecánica cuántica, que emergió unos años más tarde con la colaboración de Albert Einstein y Niels Bohr, entre otros. 

1.2.3 Efecto fotoeléctrico

Este efecto, se trata de otro fenómeno que, al igual que la radiación de cuerpo negro, también involucra la interacción entre la radiación y la materia. Pero esta vez se trata de absorción de radiación de metales.

Heinrich Hertz (1857-1894), científico alemán, fue el primero en observar el efecto fotoeléctrico, en 1887, mientras trabajaba en la generación de ondas de radio. Informó esta observación pero no se dedicó a explicarla.

Al incidir luz ultravioleta sobre el cátodo metálico (fotocátodo) se detecta el paso de una corriente eléctrica.

Se trata de electrones que abandonan el cátodo (colector) y se dirigen al ánodo a través del vacío dentro del tubo.

Los electrodos se hallan conectados a una diferencia de potencial de sólo unos pocos voltios.

La teoría electromagnética clásica considera que la radiación de mayor intensidad (o brillo, si es visible), que corresponde a ondas de mayor amplitud, transporta mayor energía.

Esta energía se halla distribuida uniformemente a lo largo del frente de onda. La intensidad es igual a la energía que incide, cada unidad de tiempo, en una unidad de superficie.

Con radiación ultravioleta de diferentes intensidades, los electrones salen del metal con la misma velocidad.

La radiación más intensa arranca mayor número de electrones. Esta observación también resultaba inexplicable.

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1.2.4 Espectros de emisión y series espectrales

Espectros

Cuando hacemos pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto llamado dispersión que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente. 

La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran. 

Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometido a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden onda.

Espectros de Absorción

Cuando la luz del sol pasó por una pequeña hendidura y luego a través del prisma, formó un espectro con los colores del arco iris, tal como Fraunhofer   esperaba, pero para su sorpresa, el espectro contenía una serie de líneas oscuras.

Eso es lo que ocurre cuando un elemento es calentado. En términos del modelo de Bohr, el calentar los átomos les da una cierta energía extra, así que algunos electrones pueden saltar a niveles superiores de energía. Entonces, cuando uno de estos electrones vuelve al nivel inferior, emite un fotón en una de las frecuencias especiales de ese elemento y a eso es lo que se llama espectro de emisión.

Existen formas de que un elemento pueda producir un espectro.

En este caso en lugar de una muestra calentada de un elemento, se tiene ese mismo elemento en la forma de un gas relativamente frío. Una fuente de luz blanca contiene todas las longitudes de onda visibles se es dirigida al gas. Cuando los fotones de la luz blanca pasan a través del gas, algunos de ellos pueden interactuar con los átomos siempre que tengan la frecuencia apropiada para empujar un electrón de ese elemento hasta un nivel superior de energía.

Es correcto. El espectro con estas frecuencias faltantes se llama espectro de absorción. (Note que las líneas oscuras en un espectro de absorción aparecen en las mismas exactas frecuencias de las líneas brillantes en el correspondiente espectro de emisión.)

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Para llegar a la tierra, la luz del sol necesita pasar a través de la atmósfera del sol, que está mucho más fría que la parte del sol en que la luz es emitida.

1.3 Teoría atómica de Bohr

El modelo de Bohr está basado en los siguientes postulados, que son válidos para átomos con un solo electrón como el hidrógeno y permitió explicar sus espectros de emisión y absorción.

Átomo

Postulados:1. Primer Postulado: Estabilidad del Electrón

Un electrón en un átomo se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo bajo la influencia de la atracción entre el electrón y el núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica.

Las únicas fuerzas que actúan sobre el electrón son las fuerzas de atracción eléctrica (Fa) y la fuerza centrípeta (Fc), que es exactamente igual a la fuerza centrífuga.

2. Segundo Postulado: Orbitas o niveles permitidos

En lugar de la infinidad de órbitas posibles en la mecánica clásica, para un electrón solo es posible moverse en una órbita para la cual el momento angular L es un múltiplo entero de la constante de Planck h.

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3. Tercer Postulado: Niveles Estacionarios de Energía

Un electrón que se mueva en una de esas órbitas permitidas no irradia energía electromagnética, aunque está siendo acelerado constantemente por las fuerzas atractivas al núcleo. Por ello, su energía total permanece constante.

4. Cuarto Postulado: Emisión y Absorción de Energía

Si un electrón que inicialmente se mueve en una órbita de energía Ei cambia discontinuamente su movimiento de forma que pasa a otra órbita de energía Ef se emite o absorbe energía electromagnética para compensar el cambio de la energía total. La frecuencia ν de la radiación es igual a la cantidad (Ei – Ef) dividida por la constante de Planck h.

1.3.1 Teoría atómica de Bohr-Sommerfeld

En 1916, el físico alemán Arnold Sommerfeld modificó el modelo de Bohr en el sentido que las órbitas permitidas para los electrones debían ser elípticas más que circulares.

El modelo de Bohr - Sommerfeld es un buen ejemplo de un tipo de evolución de las teorías científicas: un modelo antiguo es modificado para incorporar y explicar datos nuevos.

El modelo mecánico cuántico. La teoría de Bohr - Sommerfeld fue una pieza maestra de simplicidad, que explicó satisfactoriamente el espectro del hidrógeno. Sin embargo, tenía una contradicción fatal: funcionaba sólo con átomos de hidrógeno e iones que contenían sólo un electrón.

El átomo contiene órbitas circulares y elípticas.

Bohr hizo una contribución, significativa para la comprensión de los átomos y su sugerencia que la energía de un electrón en un átomo está cuan tizada

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permanece inalterada. Pero su teoría no proporciona una descripción completa del comportamiento electrónico en los átomos.

Cuando los científicos se dieron cuenta de esto, empezaron a buscar una ecuación fundamental que pudiera describir el comportamiento y la energía de partículas submicroscópicas, la ecuación de Schrödinger.

Es importante destacar que esta ecuación incorpora ambos comportamientos, en términos de masa m, y ondulatorio, en términos de una función de onda Ψ (psi) que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo).

1.4 Teoría cuántica

La teoría cuántica, es una teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación.

 Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.

Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

Relación entre la teoría cuántica de Planck y la física cuántica

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Introducción del cuanto de Planck

A principios del siglo XX, los físicos aún no reconocían claramente que éstas y otras dificultades de la física estaban relacionadas entre sí.

 El primer avance que llevó a la solución de aquellas dificultades fue la introducción por parte de Planck del concepto de cuanto, como resultado de los estudios de la radiación del cuerpo negro realizados por los físicos en los últimos años del siglo XIX (el término "cuerpo negro" se refiere a un cuerpo o superficie ideal que absorbe toda la energía radiante sin reflejar ninguna).

Un cuerpo a temperatura alta (al rojo vivo) emite la mayor parte de su radiación en las zonas de baja frecuencia (rojo e infrarrojo); un cuerpo a temperatura más alta (al rojo blanco) emite proporcionalmente más radiación en frecuencias más altas (amarillo, verde o azul).

Durante la década de 1890, los físicos llevaron a cabo estudios cuantitativos detallados de esos fenómenos y expresaron sus resultados en una serie de curvas o gráficas. La teoría clásica, predecía un conjunto de curvas radicalmente diferentes de las observadas.

Lo que hizo Planck fue diseñar una fórmula matemática que describiera las curvas reales con exactitud; después dedujo una hipótesis física que pudiera explicar la fórmula.

Su hipótesis fue que la energía sólo es radiada en cuantos cuya energía es h·n , donde n es la frecuencia de la radiación y h es el ‘cuanto de acción’, ahora conocido como constante de Planck.

La energía es discontinua y depende de la frecuencia de la radiación:

Ecuación de Planck:  E=h·n = h·c/l

1.4.1 Principio de dualidad. Postulado de De Broglie

 Louis de Broglie, era un aristócrata francés que ganó el premio Nobel de Física de 1929 por una tesis que elucidaba las propiedades ondulatorias de los orbitantes electrones. Se trató de un trabajo que ayudó a resolver una antigua paradoja al mostrar que los electrones pueden ser descritos ya sea como partículas o como ondas, según las circunstancias.

El punto de partida que tuvo Broglie para desarrollar su tesis fue la inquietante

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dualidad en el comportamiento de la luz, que en ciertos fenómenos se manifiesta como onda, en otros como partícula.

El principio de la dualidad descansa sobre el efecto fotoeléctrico, el cual plantea que la luz puede comportarse de dos maneras según las circunstancias:

1.- Luz como una Onda: esta es usada en la física clásica, sobre todo en óptica, donde los lentes y los espectros visibles requieres de su estudio a través de las propiedades de las ondas.  

2.- Luz como Partícula: Usada sobre todo en física cuántica, según los estudios de Planck sobre la radiación del cuerpo negro, la materia absorbe energía electromagnética y luego la libera en forma de pequeños paquetes llamados fotones, estos cuantos de luz, tienen de igual manera una frecuencia, pero gracias a éstos, se pueden estudiar las propiedades del átomo.

Planck realizó varios experimentos para probar su teoría, con los cuales logro estableces que la energía de estos cuantos o fotones es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación que los emite, estableciendo así la fórmula que decía que la energía (E) es igual a la constante de Planck (h) por la frecuencia de la radiación(f).

E = h . f

Por último, dio el valor para dicha constante que quedo establecido con el siguiente valor:

h = 6.63 x 10−34 J.s

La dualidad onda-partícula tiene consecuencias importantes a nivel subatómico, pero también sirve para explicar ciertos comportamientos experimentales de la luz y otras radiaciones, como la difracción y los fenómenos de interferencia.

La teoría de los “cuantos” fue revolucionaria para su época. Incluso el mismo Planck no creyó en la existencia real de los fotones en un principio y su aplicación al análisis de la radiación del cuerpo negro fue casi un juego mental.

Experimentos en los que la luz y los electrones se comportaban como partículas condujeron al francés Louis De Broglie en 1924 a enunciar su famosa hipótesis de

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La dualidad onda corpúsculo, también llamada onda partícula, resolvió una aparente paradoja, demostrando que la luz y la materia pueden, a la vez, poseer propiedades de partícula y propiedades ondulatorias.

Una partícula ocupa un lugar en el espacio y tiene masa mientras que una onda se extiende en el espacio caracterizándose por tener una velocidad definida y masa nula. Actualmente se considera que la dualidad onda.

La onda se extiende en el espacio.

La longitud de onda de la onda λ asociada a una partícula de masa m que se mueve con velocidad v se calcula, según De Broglie, mediante la expresión:

Toda la materia presenta características tanto ondulatorias como corpusculares comportándose de uno u otro modo dependiendo del experimento específico.

Para postular esta propiedad de la materia De Broglie se basó en la explicación del efecto fotoeléctrico, que poco antes había dado Alberto Einstein sugiriendo la naturaleza cuántica de la luz. Para Einstein, la energía transportada por las ondas luminosas estaba cuan tizada, distribuida en pequeños paquetes energía o cuantos de luz, que más tarde serían denominados fotones, y cuya energía dependía de la frecuencia de la luz.

1.4.2 Principio de incertidumbre de Heisenberg

Principio enunciado en 1927 por el alemán Werner Heisenberg según el cual no puede ser conocida con exactitud y simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de un electrón.

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El físico alemán Werner K. Heisenberg es conocido sobre todo por formular el principio de incertidumbre, una contribución fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula. Heisenberg fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1932. El principio de incertidumbre ejerció una profunda influencia en la física y en la filosofía del siglo XX.

El principio de incertidumbre desempeñó un importante papel en el desarrollo de la mecánica cuántica y en el progreso del pensamiento filosófico moderno.

En mecánica cuántica, la relación de indeterminación de Heisenberg o relación de incertidumbre de Heisenberg afirma que no se puede determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, ciertos pares de variables físicas, como son, por ejemplo, la posición y el momento lineal (cantidad de movimiento) de un objeto dado. En otras palabras, cuanta mayor certeza se busca en determinar la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal. Este principio fue enunciado por Werner Heisenberg en 1927.

Si se preparan varias copias idénticas de un sistema en un estado determinado las medidas de la posición y el momento variarán de acuerdo con una cierta distribución de probabilidad característica del estado cuántico del sistema. Las medidas del objeto observable sufrirá desviación estándar Δx de la posición y el momento Δp verifican entonces el principio de incertidumbre que se expresa matemáticamente como:

Dónde: h es la constante de Planck (para simplificar, (delta) suele escribirse como ḣ)

Explicación cualitativa de la relación de incertidumbre

Podemos entender mejor este principio si pensamos en lo que sería la medida de la posición y velocidad de un electrón: para realizar la medida (para poder "ver" de algún modo el electrón) es necesario que un fotón de luz choque con el electrón, con lo cual está modificando su posición y velocidad; es decir, por el mismo hecho de realizar la medida, el experimentador modifica los datos de algún modo, introduciendo un error que es imposible de reducir a cero, por muy perfectos que sean nuestros instrumentos.

No obstante hay que recordar que el principio de incertidumbre es una limitación sobre el tipo de experimentos realizables, no se refiere a la sensibilidad del

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instrumento de medida. No debe perderse de vista que la explicación "divulgativa" del párrafo anterior no se puede tomar como explicación del principio de incertidumbre.

Consecuencias de la relación de incertidumbre

Este Principio supone un cambio básico en nuestra forma de estudiar la Naturaleza, ya que se pasa de un conocimiento teóricamente exacto (o al menos, que en teoría podría llegar a ser exacto con el tiempo) a un conocimiento basado sólo en probabilidades y en la imposibilidad teórica de superar nunca un cierto nivel de error.

El principio de indeterminación es un resultado teórico entre magnitudes conjugadas (posición - momento, energía-tiempo, etcétera). Un error muy común es decir que el principio de incertidumbre impide conocer con infinita precisión la posición de una partícula o su cantidad de movimiento. Esto es falso. El principio de incertidumbre nos dice que no podemos medir simultáneamente y con infinita precisión un par de magnitudes conjugadas.

Es decir, nada impide que midamos con precisión infinita la posición de una partícula, pero al hacerlo tenemos infinita incertidumbre sobre su momento.

1.4.3 Ecuación de onda de Schrödinger

En1926 Erwin Schrödinger formula la ecuación de onda de Schrödinger, que describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función análoga a las leyes de Newton para los sólidos macroscópicos que incorpora tanto el carácter de partícula (en función de la masa) como el carácter de onda en términos de una función de onda Ψ ( psi).

1.4.3.2 Números cuánticos y orbitales atómicos

Números cuánticos. Las expresiones matemáticas de la mecánica ondulatoria indican que el estado de energía de un electrón en un átomo se puede describir por medio de un set de cuatro números, llamados números cuánticos. Estos números describen el orbital espacial en el que el electrón se mueve en términos de (1) su posición con respecto al núcleo, (2) su forma, (3) su orientación espacial y (4) la dirección del spin (giro alrededor del propio eje) del electrón en el orbital.

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El número cuántico principal, simbolizado por n, indica la distancia promedio del electrón desde el núcleo. Es una integral positiva, con valores 1, 2, 3, 4,...... y es la designación del nivel de energía principal de un orbital. El primer nivel de energía es más cercano al núcleo y los otros se encuentran a distancias crecientes. Los electrones del primer nivel de energía tienen las energías más bajas, mientras que los de los niveles más altos tienen niveles de energía crecientes.

 En algunos textos, los niveles de energía se designan por las letras K, L, M, N, etc.

El número cuántico principal, n, determina el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4.

Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico principal, y de hecho lo tienen, agrupándose en capas. Los orbitales que tienen el mismo número cuántico principal forman una capa electrónica.

Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor será el tamaño del orbital y, a la vez, más lejos del núcleo estará situado.

El número cuántico orbital, indica la forma del orbital en el que se mueve el electrón. El número de posibles formas es igual al valor del número cuántico principal n. En el enésimo nivel de energía hay orbitales de n formas posibles. En el primer nivel es posible un orbital de una sola forma, en el segundo son posibles de dos formas, en el tercero de tres, etc. Como ya se indicó las designaciones de los cuatro primeros números cuánticos orbitales es s, p, d, y f. Están escritos en orden de energía creciente. Así, para un nivel de energía particular, el orbital s tiene menor energía que el p, el p menor que el d y el d menor que el f. .

El número cuántico magnético:

Indica la orientación del orbital, cuya forma está dada por el número cuántico orbital, en relación a los tres ejes del espacio, en un campo magnético. Hay sólo

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una orientación para un orbital s, mientras que hay tres para el orbital p, cinco para el orbital d y siete para el f.

El número cuántico magnético, m, determina la orientación del orbital. Los valores que puede tomar depende del valor del número cuántico azimutal, m, variando desde - l hasta + l.

El número cuántico de spin:

Indica la dirección de giro sobre su eje del electrón. El electrón gira sobre su eje como lo hace la tierra. Hay dos posibilidades de spin, en la dirección de giro de los punteros del reloj o en contra.

Así, cada uno de los orbitales orientados en el espacio, descritos por los tres primeros números cuánticos puede ser ocupado sólo por dos electrones, y éstos deben tener spin opuesto.

Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones con los mismos números cuánticos. Esto se correlaciona con la observación que no existen dos electrones con exactamente la misma energía en un átomo. Consideramos el electrón como una pequeña esfera, lo que no es estrictamente cierto, puede girar en torno a sí misma, como la Tierra gira ocasionando la noche y el día. Son posibles dos sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la derecha.

Este giro del electrón sobre sí mismo está indicado por el número cuántico de espín, que se indica con la letra s. Como puede tener dos sentidos de giro, el número de espín puede tener dos valores: ½ y - ½.

Podemos resumir indicando que la corteza electrónica se organiza en capas, indicadas por el número cuántico principal, n, que indica su lejanía al núcleo.

Dentro de las capas hay distintos orbitales, especificados por el número cuántico azimutal, l, y que indica la forma del orbital. El número de orbitales de cada tipo está dado por el número cuántico magnético, m, que nos señala la orientación del orbital. Además hay otro número cuántico, de espín, s, que sólo puede tomar dos valores e indica el giro del electrón sobre sí mismo.

1.5 Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos

La ecuación de onda de Schrodinger no tiene solución exacta. Hay que introducir soluciones aproximadas: Los orbitales atómicos son semejantes a los del hidrógeno.

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También se pueden emplear los mismos números cuánticos (n, l, m l) para describir los orbitales

Sistemas con más de 1 electrón, hay que tener en cuenta:

Cuarto número cuántico (ms)

Limitar nº electrones por orbital (P. Exclusión Pauli)

Conjunto de niveles de energía más complejo

La configuración electrónica de un átomo es la distribución de los electrones en los subniveles de energía del átomo. La configuración electrónica de un átomo se obtiene escribiendo en orden ascendente de energía los símbolos de los subniveles ocupados indicando el número de electrones que contiene.

 El número de electrones que ocupan los subniveles de un átomo neutral debe ser igual al número atómico del elemento. 

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario observar el principio de Aufbau, el cual establece que los electrones del átomo se van añadiendo a los subniveles en orden ascendente de energía. Es decir, cada electrón entra en el subnivel de menor energía disponible hasta que este nivel esté lleno, entonces el próximo electrón entra en el subnivel que le sigue en energía. El arreglo así obtenido corresponde al estado de más baja energía posible del átomo y se conoce como el estado raso. Cualquier otro arreglo de los electrones produce un estado de mayor energía y se le llama, en este caso, estado excitado. La secuencia correcta de los subniveles en orden ascendente de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Regla de las diagonales

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1.5.1 Principio de Aufbau o de construcción

El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo. El modelo, formulado por el físico Niels Bohr, recibió el nombre de Aufbau (del alemán Aufbauprinzip: principio de construcción) en vez del nombre del científico. También se conoce popularmente con el nombre de regla del serrucho.

Los orbitales se 'llenan' respetando la regla de Hund, que dice que ningún orbital puede tener dos orientaciones del giro del electrón sin antes de que los restantes números cuánticos magnéticos de la misma subcapa tengan al menos uno. Se comienza con el orbital de menor energía.

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones), esto de acuerdo con el número l.

Seguido se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía denominados, según su posición tridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. De nuevo, de acuerdo con la regla de Hund, deben tener todos por lo menos un electrón antes de que alguno llegue a tener dos.

Y así, sucesivamente:

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

El principio de exclusión de Pauli nos advierte, además, que ningún electrón en un átomo puede tener la misma combinación de números cuánticos como descripción de su estado energético con macromoléculas de hidrógeno, sin embargo se planteó que el átomo era una partícula que no existió.

Regla de las diagonales

Para llenar los orbitales correctamente, siga la dirección de la flecha tal como se muestra en la gráfica. Primero 1s, luego 2s, después sube a 2p y baja 3s, 3p y baja a 4s. En este punto, el siguiente nivel de energía más bajo no es 4p, sino que sube a 3d para luego bajar a 4p y 5s. Y así, sucesivamente.

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Se le llama la regla del serrucho, debido a la acción de subir y bajar del modo descrito: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f.

Regla de las diagonales. en los números de la izquierda nos dice en no. de electrones que tiene como máximo tener en esa orbita.

1.5.2 Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Paulien1925 que establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual). Hoy en día no tiene el estatus de principio, ya que es derivable de supuestos más generales (de hecho es una consecuencia del Teorema de la estadística del spin).

Regla de exclusión de Pauli

Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón.

De aquí salen los valores del espín o  giro  de  los  electrones que  es 1/2 y  con proyecciones.

También que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el número de electrones se ha acabado por lo cual el orden que debe de seguir este ordenamiento encada nivel es primero los de espín positivo (+1/2) y luego los negativos.

Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

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En la representación de la cuarta columna nos dice que siempre se deben de llenar los niveles positivos 8flecha hacia arriba) y después los negativos (flecha hacia abajo).

1.5.3 Principio de máxima multiplicidad de Hund

La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedich Hund en el estudio de los aspectos atómicos que enuncia lo siguiente:

Al llenar por lámpara orbitales de igual energía.

Los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus opiniones paralelas, es decir, que no se cruzan. La partícula mini atómica es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados, que cuando esos electrones están apareados.

También se denomina así a la regla de máxima multiplicidad de Hund:

Cuando varios electrones están descritos por orbitas degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los spines electrónicos están separados.Para entender la regla de hund hay que saber que todas las orbitales en una subcapa deben estar ocupadas por lo menos por un electrón antes de que se asigne un segundo.

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Casos donde se presenta la estabilidad en un átomo.

1.5.4 Configuración electrónica de los elementos y su ubicación en la clasificación periódica

La configuración electrónica (o periódica)  estamos es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando la regla de las diagonales.

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s. Imagen 66.

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Aplicando la regla de las diagonales, la configuración electrónica para cualquier átomo, quedara como la siguiente representación dependiendo del elemento y su número atómico.

1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A, Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Los diferentes modelos atómicos en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo.

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Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:

K =1, L = 2, M = 3, 

N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuántos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).

Como encontrar la configuración electrónica de los elementos:

  Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).

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 Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo: Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones (Imagen 68), los pasos son muy sencillos: debemos seguir la regla de las diagonales. 

En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2.

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2   2s2   2p6 3s1

La configuración electrónica (o periódica)  estamos es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica.

Unidad II.- Elementos químicos y su clasificación

2.1 Características de la clasificación periódica moderna de los elementos

La primera clasificación sistemática de los elementos tuvo su origen en los estudios sobre electroquímica realizados por Berzeliuz, quien los dividió en metales y no metales.

En 1817, J.W. Dobereiner presento una clasificación basada en las propiedades químicas y físicas de los elementos. Encontró la existencia de triadas de elementos, al observar el comportamiento semejante entre tres elementos, y hallo

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que el elemento central posees un peso atómico muy aproximado al promedio de los pesos de los otros dos, por ejemplo la triada de cloro, bromo y yodo.

En 1862, el geólogo francés Beguyer de Chancurtois hizo una distribución de los elementos ordenándolos, por sus pesos atómicos, en una línea enrollada helicoidalmente conocida como tornillo telúrico, los elementos que tienen propiedades semejantes quedan alineados horizontalmente.

En 1864, el químico ingles J. Newlands observo que al agregar los elementos en orden creciente a sus masas atómicas, el octavo elemento tenia propiedades semejantes al primero.

Dicha ley se le conoce como ley de las octavas.

La tabla que Mendeleiev publicaba en 1869 en su libro "Los principios de la Química" proponía una ordenación de similar aspecto a la que los químicos emplean en la actualidad. Clasificó los 60 elementos conocidos hasta entonces, predijo la existencia de otros 10 aún desconocidos, y llegó a pronosticar algunas características de los elementos aún pendientes de descubrir. Nadie prestó especial atención a su tabla hasta que empezaron a descubrirse elementos predichos por él. Con la aparición del espectroscopio se descubrieron el galio, por Lecoq De Boisbandren, el escandio, por Cleve, y el germanio, por Winkler.

El trabajo de Moseley ofrecía un método para determinar exactamente cuántos puestos vacantes quedaban en la Tabla Periódica. Una vez descubierto, los químicos pasaron a usar el número atómico, en lugar del peso atómico, como principio básico de ordenación de la Tabla.

El cambio eliminó muchos de los problemas pendientes en la disposición de los elementos.

La tabla periódica representa una de las ideas más extraordinarias de la ciencia moderna, ya que dio un orden a la Química y durante casi 200 años de vida, ha sabido adaptarse y madurar sin apenas variaciones.

Tabla periódica

La tabla periódica es una clasificación de los 109 elementos químicos, de los cuales los últimos cuatro aún no han sido caracterizados completamente, debido a que son obtenidos artificialmente y a que tienen un tiempo de vida media muy corto (menos de dos segundos).

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Clases de elementos

Cuando los elementos se clasifican de acuerdo a sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales. Además, existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides o semimetales.

Metales

Los metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductilidad y la maleabilidad.

En los metales del mismo periodo es más reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio y al aluminio, que se encuentran en el periodo dos, el sodio es más reactivo porque tiene un electrón de Valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o más.

Na   1s2,2s2,2p6,3s1 ------------->    Capa externa 1 electrón de Valencia

Al    1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 ------------>   Capa externa 3 electrones de Valencia

Como se observa en la tabla anterior, casi el 80% de los elementos se clasifican como metales.

No metales.

Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa (capa de Valencia) con ocho y, así, lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su última orbita es menor y, por lo tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. Así, en el grupo de los halógenos el más reactivo es el flúor, con numero atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con numero atómico 53; ya que aunque los dos tienen siete electro-nes en su capa de Valencia (ns2, np5), los del flúor son atraídos con mayor fuerza, por estar más cerca del núcleo (nivel 2), que los del yodo, que está en el nivel 5.

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Metaloides

Los elementos boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te) y polonio (Po), que se encuentran abajo y arriba de la Iínea en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.  

Periodo

En la tabla periódica, los elementos se encuentran ordenados en líneas horizontales. Son siete en total y hay cortos y largos.  Cada periodo comienza con un metal activo y termina con un gas noble, haciendo el recorrido de izquierda a derecha. Cabe señalar que en un periodo el número atómico aumenta en sentido del recorrido. 

Símbolo de los elementos

Se llama elemento a la sustancia que no puede descomponer en otra más sencilla por métodos químicos. Cada elemento está representado en la tabla periódica mediante un símbolo.

Berzelius fue el primero en utilizar la simbología moderna, propuso que a todos los elementos se les diera un símbolo tomando la primera letra de su nombre. Cuando había dos o más elementos cuyo nombre comenzaba  la misma letra , se añadía una segunda letra del nombre , en otros casos se utilizaba la raíz latina del elemento. En la escritura de los símbolos la primera letra siempre es mayúscula y la segunda es minúscula. 

Construcción de tabla periódica con base en la configuración electrónica.

Los elementos están ordenados en la tabla periódica conforme su número atómico y el tipo de subnivel en el que se encuentra colocado su ultimo electrón (electrón diferencial).

Los números atómicos de los elementos conocidos hasta ahora solo permiten ocupar orbítales de los subniveles s, p, d, y f., debido a esto, la tabla periódica de los elementos se divide en cuatro bloques: bloque s, bloques p, bloques d y bloques f.

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Los elementos que forman los bloques s y p se llaman representativos, y conforme las familias de los subgrupos A. Los elementos de la familia IA y IIA tienen su electrón diferencial en el orbital de un subnivel s y de la familia IIIA , hasta VIIIA , en el subnivel p.

 El conjunto de los elementos con electrón diferencial situado en el subnivel d, forma los grupos o familias B y se denomina de transición.

Los elementos del bloque f que forman la serie del actinio y lantano tienen sus electrón diferencial colocado en un orbital de subnivel f y reciben el nombre de tierras raras o de transición interna.

Grupos o familias

Son conjuntos de elementos que tienen propiedades químicas muy similares. Están colocados en 18 columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del IA al VIIA, se les llama elementos representativos, y a los de los grupos B, elementos de transición. Imagen 94.

Nombres de las Familias o Grupos Representativos

Grupo I                Metales Alcalinos

Grupo II                Metales Alcalinotérreos

Grupo III               Familia del boro

Grupo IV              Familia del carbono

Grupo V               Familia del nitrógeno

Grupo VI              Familia del oxígeno o calcógenos

Grupo VII             Familia de los halógenos

GrupoVIII             Gases nobles o inertes

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Grupo IA

Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son suaves y brillantes (exceptuando al hidrogeno, que es un no metal muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como por ejemplo aceites o éter de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA, formando compuestos iónicos.

Su configuración electrónica exterior es (ns1); tienden a perder este electrón y a quedar con numero de oxidación de +1. Estos metales son los más electropositivos. El francio, que es el último elemento de este grupo, es radiactivo.

En la tabla periódica se coloca al hidrogeno en este grupo debido al único electrón que posee; es un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales alcalinos. 

Grupo IIA

Estos elementos presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos y se les conoce como metales alcalinotérreos. Con el oxígeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.

 Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2) y tienden a perder estos electrones tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello, su número de oxidación es de +2.

 La reactividad de estos metales aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxígeno formando óxidos solo a temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radiactivo.

Grupo IIIA

Este grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual, al combinarse con el oxígeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción

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posterior; por ello, este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales.  Imagen 96.

 La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np1). Estos elementos forman también compuestos moleculares, que son característicos de los no metales; esto se explica por la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos representativos empieza a perderse gradualmente.      

Grupo IVA

El carbono es un no metal y es el elemento que encabeza este grupo, al que también se le conoce como la familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son metaloides; estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales.

La configuración electrónica externa de los elementos de este grupo es (ns2np2). La tendencia que presentan en la disminución de sus puntos de fusión y ebullición, del silicio hasta el plomo, indica que el carácter metálico de los elementos de este grupo va en aumento.

Sin duda, el mas importante de este grupo es el carbono, que da origen a todos los compuestos orgánicos; es decir, la química de la vida. El silicio es un elemento muy abundante en la corteza terrestre y es utilizado con frecuencia en la fabricación de "chips" de microcomputadoras. El germanio, por ser un semiconductor de la corriente eléctrica, es empleado en la manufactura de transistores; y los dos últimos, el plomo y el estaño, tienen usos típicos de los metales.

Grupo VA

Este grupo se conoce como familia del nitrógeno. Está compuesto por el nitrógeno y el fósforo, que son no metales; el arsénico y el antimonio, que son metaloides; y por el bismuto, que es un metal. Por lo mismo, este grupo presenta una variación muy notoria en las propiedades físicas y químicas de sus elementos.

La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np3). 

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El nitrógeno, que existe en forma de gas diatónica, es un no metal, importante como compuesto principal de la atmósfera terrestre (alrededor del 78%), y es vital para las plantas y los animales. El fósforo es un no metal sólido de importancia biológica que al reaccionar con el oxígeno del aire arde violentamente con desprendimiento de grandes cantidades de calor.

Grupo VIA

Forma la familia del oxígeno y está constituido por oxígeno, azufre y selenio, que son no metales; así como telurio y polonio, que son metaloides.

La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np4). Tienen la tendencia a aceptar dos electrones para completar su última capa y formar compuestos iónicos con muchos metales.

Los elementos de este grupo reaccionan con los no metales de otros grupos, formando compuestos moleculares, especialmente el oxígeno, que se encuentra en el aire en forma de molécula diatónica (O2) y de ozono (O3). Además, es muy reactivo, ya que forma compuestos con casi todos los elementos. Es necesario para la combustión y esencial para la vida.

Grupo VIIA

Así como los metales alcalinos, los elementos del grupo VIIA o halógenos muestran gran similitud química entre ellos. Los elementos de este grupo son no metales y existen como moléculas diatónicas en su estado elemental. Los halógenos son elementos muy reactivos a temperatura ambiente; el bromo es líquido y el yodo sólido. Sin embargo, el astatine es un elemento radiactivo y se conoce poco acerca de sus propiedades.

 La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np5) y tienden a ganar un electrón para completar su última capa. Por su alta reactividad no se encuentran en estado puro en la naturaleza; a los aniones que forman al ganar un electrón se les conoce como halogenuros o haluros. Forman compuestos iónicos con los metales alcalinos o alcalinotérreos, y compuestos moleculares entre ellos o con los otros no metales. 

Grupo VIIIA o grupo cero

En este grupo se encuentran los gases nobles: helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Tienen su última capa electo6nica completa (ns2np6), excepto el helio,

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cuya única capa es (1s2), que también está completa; por ello, su tendencia a combinarse entre ellos o con otros elementos es poca o casi nula. Las energías de ionización de estos elementos están entre las más altas y no presentan tendencia a ganar electrones; debido a esto, durante muchos años se les llamo gases inertes, pues se pensaba que no reaccionaban. En la actualidad, se han logrado sintetizar algunos compuestos, pero comúnmente se emplean como gases puros.

El helio es el más ligero. Comparado con el aire, tiene la séptima parte de su peso; por lo tanto, tiene un poder de elevación considerable. Otro gas de este grupo, el argón, es un excelente conductor del calor, y se utiliza en bulbos de luz y soldadura de magnesio para evitar la oxidación.

Grupos B

 A los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica, se les conoce como elementos de transición; un elemento de transición es aquel que tiene parcial-mente ocupado su orbital d o f. Se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7; los ubicados en el periodo 6 comprenden a la serie de los lantánidos, y los del periodo 7, a la de los actínidos; a estas dos series se les conoce como metales de transición interna. 

Metales de transición

Los metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra "b" en muchas tablas. No hay que olvidar, sin embargo, que ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos, en el que los primeros grupos de metales de transición están marcados como grupos "a" y los dos últimos grupos de metales de transición se identifican como grupos "b". Otras tablas no emplean la designación de "a" o "b" .os metales de transición se localizan en la parte central de la tabla periódica y se les identifica con facilidad mediante un número romano seguido de la letra "b" en muchas tablas. No hay que olvidar, sin embargo, que ciertas tablas periódicas emplean un sistema distinto de rótulos, en el que los primeros grupos de metales de transición están marcados como grupos "a" y los dos últimos grupos de metales de transición se identifican como grupos "b". Otras tablas no emplean la designación de "a" o "b".

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2.1.1 Tabla periódica larga y Tabla cuántica

Después de conocer diferentes clasificaciones que existen sobre las distintas sustancias, resulta de gran interés y de singular importancia para una buena nomenclatura de los compuestos, el conocer ciertas características de los elementos de acuerdo al acomodo que guardan en la tabla periódica.

 El ordenamiento de los elementos en la tabla periódica no fue hecho al azar, sino es el fruto de un gran número de intentos por agruparlos en función de sus propiedades y el orden seguido es en base a un número atómico que viene siendo la cantidad de protones existentes en el núcleo del átomo. Tal vez la tabla periódica que resulte más común, en esta podemos apreciar 7 renglones horizontales llamados periodos, además de 18 columnas verticales llamadas grupos. El nombre de tabla periódica la recibe precisamente porque cada cierto número de elementos las propiedades químicas se repiten; quedando colocados uno bajo los otros todos aquellos elementos que presentan propiedades con similitud para formarse así un grupo.

Tabla periódica larga

La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica moderna, de Alfred Werner, actualmente conocida como tabla periódica larga. Esta tabla está integrada por todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente (sintéticos) en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodó progresivo de los electrones de Valencia en los niveles de energía (periodos). Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos. Podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, pesados, grupos o familias y bloques.

2.2 Propiedades atómicas y su variación periódica

1. Radio Atómico (R.A.):

Según el modelo atómico moderno, es muy difícil definir el radio atómico, porque según la mecánica ondulatoria, la densidad electrónica en torno al núcleo disminuye progresivamente sin un límite definido, por lo que no podemos definir estrictamente el nivel o capa externa, por lo tanto es erróneo definir el radio

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atómico como la distancia del núcleo hasta el nivel externo; sin embargo el radio atómico es muy importante para explicar muchas propiedades de los elementos como por ejemplo la densidad, temperatura de fusión, temperatura de ebullición, etc..

En los metales, los átomos están muy juntos, entonces es adecuado definir el radio atómico como la mitad de la distancia internuclear de dos átomos idénticos unidos mediante un enlace químico.

En caso de elementos no metales diatónicos (H2, Cl2, I2, Br2, etc.), el radio atómico se llama radio covalente, que es la mitad de la distancia internuclear (longitud de enlace) de átomos unidos mediante enlace covalente simple.

En general, el radio atómico nos proporciona el tamaño relativo del átomo. 

2. Radio Iónico (R.I.):

Se define en forma análoga al radio atómico, pero en átomos ionizados; por lo tanto nos proporciona el tamaño relativo de los iones. Para determinar el radio iónico se considera posiciones adecuadas en la estructura cristalina de un sólido iónico.

El tamaño real del átomo o ion depende de su interacción con los átomos o iones circundantes que forman un cuerpo material. Además es imposible aislar solo un átomo o ion y medir su radio; por lo tanto se requiere de un método indirecto como es la técnica de difracción de rayos X. 

2.2.1 Carga nuclear efectiva

La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores experimenten la carga nuclear completa. 

Es posible determinar la fuerza de la carga nuclear observando el número de oxidación del átomo.

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En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo positivo. En este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley de Coulomb.

Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son, simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de este tipo de átomo está dada por la siguiente ecuación:

Donde Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total de electrones de un átomo.

S es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga nuclear. No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero sí el resto de los vecinos del mismo nivel.

S puede determinarse mediante la aplicación sistemática de varios conjuntos de reglas, el método más simple es conocido como las reglas de Slater (en honor a John C. Slater).

Nota: Zeff también suele ser representado como "Z* ". La idea de la carga nuclear efectiva es muy útil para entender cómo se modifican a lo largo de la T.P. los alcances de los orbitales atómicos, las variaciones de las energías de ionización, afinidades electrónicas y la electronegatividad, en general, para entender las propiedades periódicas.

2.2.2 Radio atómico, radio covalente, radio iónico

En general, en un periodo, el radio atómico y radio iónico aumenta de derecha hacia la izquierda, es decir conforme disminuye el numero atómico.

En el primer periodo se presenta una anomalía porque:

RA (H) < RA (He)

Respecto a todos los elementos:

H: presenta el menor radio atómico

Fr: Presenta mayor radio atómico

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3. Energía de Ionización (E.I.) o Potencial de Ionización:

Es la mínima energía para quitar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso y transformarse a cationes.

Para un átomo “X”:

El proceso es endotérmico, porque gana o absorbe energía.

La energía de ionización generalmente se expresa en Kj/mol, esto es la cantidad de energía de KJ que se necesita para quitar un mol de electrones de un mol de átomos en estado gaseoso.

Para átomo polielectrónico, se consideran la primera energía de ionización (EI1), segunda energía de ionización (EI2), tercera energía de ionización (EI3), etc. para quitar un primer, segundo, tercer electrón, etc. respectivamente.

Afinidad Electrónica (A.E.):

Es la energía emitida (generalmente) o energía absorbida (casos especiales) cuando una especie química gana un electrón en estado gaseoso. Esta energía está relacionada directamente con la capacidad del átomo para aceptar uno o más electrones.

Electronegatividad (E.N.):

Es la fuerza relativa de un átomo para atraer electrones de enlace hacia su núcleo al unirse químicamente con otro átomo; en otros términos es la capacidad del átomo para atraer electrones de enlace.

La E.N. de los elementos se expresa en unidad de energía según la escala de Linus Pauling, quien desmosto que esta propiedad de los átomos depende en forma directa de la energía de enlace, esta a su vez depende de la E.I. y la A.E., por lo tanto podemos afirmar:

Los elementos que tienen grandes E.I. y grandes A.E. presentan valores altos de electronegatividad, por lo tanto son de alto carácter no metálico.

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Los elementos que tienen pequeñas de energía de ionización y pequeñas afinidades electrónicas presentan valores bajos de electronegatividad, por lo tanto son de alto carácter metálico o electropositivos.

La E.N. tiene mucha utilidad para describir cualitativa mente el tipo de enlace químico entre los átomos.

En 1934, Robert S. Mulliken sugirió sobre bases teóricas que la E.N. de un átomo esta dado como la semidiferencia de su E.I. y la A.E.

2.2.3 Energía de ionización

La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo o de una molécula. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

Siendo  los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; la energía de ionización y un electrón.

Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, Julios o en kilo Julios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10–19 C × 1 V = 1,6 × 10–19 J

En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con

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los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.

2.2.4 Afinidad electrónica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía absorbida por un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ión con una carga eléctrica de -1. Si la energía no es absorbida, sino liberada en el proceso, la afinidad electrónica tendrá, en consecuencia, valor negativo tal y como sucede para la mayoría de los elementos químicos; en la medida en que la tendencia a adquirir electrones adicionales sea mayor, tanto más negativa será la afinidad electrónica. De este modo, el flúor es el elemento que con mayor facilidad adquiere un electrón adicional, mientras que el mercurio es el que menos.

Aunque la afinidad electrónica parece variar de forma caótica y desordenada a lo largo de la tabla periódica, se pueden apreciar patrones. Los no metales tienen afinidades electrónicas más bajas que los metales, exceptuando los gases nobles que presentan valores positivos por su estabilidad química, ya que la afinidad electrónica está influida por la regla del octeto.

Los elementos del grupo 1, tienden a ganar un electrón y formar aniones -1, completando el subnivel s, mientras que los elementos del grupo 2, que ya lo tienen completo, no presentan esa tendencia. Análogamente sucede en el bloque p, donde las afinidades electrónicas se van haciendo más negativas a medida que nos acercamos a los gases nobles.

2.2.5 Número de oxidación

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. 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.

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Existen números de oxidación ½?

Algunos autores consideran también la existencia de estados de oxidación fraccionarios. sin embargo, este concepto adolece de inconsistencias: si se le asigna un estado de oxidación a un átomo de +1/2, ¿está cediendo medio electrón, partículas no susceptibles de dividirse.

2.2.6 Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente.

La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad.

La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. 

Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido.

Es una medida de la tendencia de un átomo (o una molécula) para atraer electrones. 

En la tabla, disminuye de arriba hacia abajo y aumenta de izquierda a derecha. El menos electronegativo es el Cesio y el más electronegativo es el Flúor. Según las electronegatividades relativas de los átomos que participan de un enlace serán las características de éste.

2.3 Aplicación: Impacto económico o ambiental de algunos elementos

Hoy en día muchas aplicaciones se sirven de una cantidad muy considerable de la mezcla de tierras raras tal como se obtienen del mineral, aunque algunas veces esta mezcla se complementa con la adición de cerio o se eliminan algunas de sus fracciones de lantano o cerio. 

Estos elementos presentan espectros muy complejos, y los óxidos mezclados, cuando se calientan, dan una luz blanca intensa parecida a la luz solar, propiedad

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que encuentra su aplicación en arcos con núcleo de carbón, como los que se emplean en la industria del cine.

Los metales de las tierras raras tienen gran afinidad por los elementos no metálicos; por ejemplo, hidrógeno, carbono, nitrógeno, oxígeno, azufre, fósforo y halogenuros. Cantidades considerables de las mezclas de metales raros se reducen a metales, como el "misch metal", y estas aleaciones se utilizan en la industria metalúrgica. Las aleaciones de cerio y las mezclas de tierras raras se emplean en la manufactura de piedras de encendedor.

Las tierras raras se utilizan también en la industria del petróleo como catalizador. Granates de itrio y aluminio (YAG) se emplean en el comercio de joyería como diamantes artificiales 

2.3.1 Abundancia de los elementos en la naturaleza

El número de elementos que existen en la naturaleza es de 92 pero pueden añadirse algunos elementos obtenidos artificialmente, que hacen un total de 118, de los cuales los  metales representan un 75% y el resto no metales, pero que tienen una gran importancia económica.

Los elementos metálicos más comunes son: aluminio, bario, berilio, bismuto, cadmio, calcio, cerio, cromo, cobalto, cobre, oro, iridio, hierro, plomo, litio, magnesio, manganeso, mercurio, molibdeno, níquel, osmio, paladio, platino, potasio, radio, rodio, plata, sodio, tantalio, talio, torio, estaño, titanio, volframio, uranio, vanadio y cinc.

La mayor parte de los elementos son sólidos a temperatura ambiente, dos de ellos (mercurio y bromo) son líquidos y el resto son gases. Pocos elementos se encuentran en la naturaleza en estado libre (no combinados), entre ellos el oxígeno, nitrógeno; los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón); azufre, cobre plata y oro. Los más de los elementos se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos formando compuestos.

Los átomos de un elemento tienen el mismo número atómico, pero no necesariamente el mismo peso atómico. Los átomos con el mismo número atómico, pero diferentes pesos, se llaman isótopos.

Todos los elementos tienen isótopos, aunque en ciertos casos sólo se conocen los isótopos sintéticos. Muchos de los isótopos de los diferentes elementos son inestables, o radiactivos, y por ende se desintegran para forma átomos estables, del mismo elemento o de algún otro.

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Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos de fusión a muy altas temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC o 180 000 000ºF y superiores). La fusión de las partículas nucleares simples (protones y neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y luego a los núcleos más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así sucesivamente). 

Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos ligeros y producen 

Neutrones.

Se han sintetizado varios elementos presentes solamente en trazas o ausentes en la naturaleza. Son el tecnecio, prometió, astatinio, francio y todos los elementos con números atómicos superiores a 92.

Los elementos transuránicos se descubrieron e investigaron como resultado de sus síntesis en reacciones nucleares. Todos son radiactivos, y con excepción del torio y el uranio, incluso en pequeñas cantidades, deben manejarse con precauciones especiales.

El oro, la plata, el cobre y el platino son los más importantes entre los metales, y cada uno de ellos se ha encontrado en ciertas localidades en forma lo suficientemente abundante para que se exploten como si fueran minas. 

2.3.2 Elementos de importancia económica

Hidrogeno (H)

Los principales uso del hidrogeno son:

a) para la producción de amoniaco (N3H) por el proceso (Haber).

b) En la producción del ácido clorhídrico al combinarse con cloro, en la síntesis del alcohol metilito (CH3OH) al combinar con monóxido de carbono.

c) Refinación de petróleo.

d) Hidrogeno de aceite.

Boro (B) Este no metal se utiliza como fertilizante foliar y edáfico.

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Carbono (C) Este metal es importante ya que forma parte de numerosos compuestos y son importantes para la vida cotidiana del ser humano. También forma parte de las estructuras de las grasas o lípidos de la cual la parte estructural está formada por el glicerol y glicerina el cual es un alcohol.

El carbono también forma parte de las estructuras de ácidos nucleicos, vitaminas.    

Nitrógeno (N) La mayor parte del nitrógeno se encuentra en el aire de la atmósfera y se usa para fabricar amoniaco al combinarse con el hidrogeno en su forma líquida, el nitrógeno se utiliza como congelante.

Oxigeno (O) Este elemento también se encuentra en el aire de la atmósfera y es muy importante en la vida del ser humano ya que él depende de su respiración. También se utiliza ampliamente en la industria y también se utiliza en la soldadura autógena o acetilénica.

Flour (F) Los usos de los fluoruros principalmente el fluoruro de sodio se utiliza en la fluoración del agua potable y en las pastas dentales para prevenir las caries.

Cloro (Cl) Se utiliza para la elaboración de plástico disolvente, pesticidas, producto farmacéutico, refrigerante y colorante. También se utiliza en la desinfección y para blaquiar textiles.

Bromo (Br) Los compuestos orgánicos que contienen bromo se utilizan como intermediarios en las síntesis industriales de colorantes. Los bromuros inorgánicos se utilizan como medicina en el blanqueo de tejidos y en fotografías bromuro de plata.

Yodo: Sus compuestos no se usan tan extensamente como las de otros halógenos del grupo 7ª y sus principales  usos: productos farmacéuticos, pinturas, para fotografía en su forma de yoduro de plata y también como desinfectantes.

Elementos de  Importancia Industrial:

Aluminio es resistente a la corrosión, se puede laminar e hilar por los que se emplea en la construcción de vehículos, aviones y utensilios domésticos. Se extrae de la bauxita por reducción electrolítica.

Cobalto se emplea en la elaboración de aceros especiales debido a su alta resistencia al calor, corrosión y fricción. Se emplea en herramienta mecánica de alta velocidad, imanes y motores. En forma de polvo, se emplea como pigmento

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azul para el vidrio. Su isótopo radiactivo se emplea en el Instituto Nacional de Investigación Nuclear (ININ) de México, por que produce radiaciones gamma. 

Mercurio es resistente a la corrosión y un bueno conductor eléctrico. Se usa en la fabricación de instrumentos de presión, baterías, termómetro, barómetro, amalgamas dentales, sosa cáustica, medicamentos e insecticidas.

Antimonio se utiliza, metal de imprenta, baterías y textiles.

Plata se emplea en la acuñación de monedas y manufacturas de vajillas y joyas, en fotografías, aparatos eléctricos, aleaciones y soldaduras.

Cobre usado principalmente como conductor eléctrico, en la elaboración de monedas y aleaciones como el latón y bronce.

Plomo se emplea para la fabricación de barias y acumuladores, de pinturas, soldaduras e investigaciones nucleares.

Hierro se utiliza en la industria, el arte y la medicina. Para fabricar acero, cemento, fundiciones de metales ferrosos, además es un componente importante de la sangre contenido en la hemoglobina.

Oro es el patrón monetario internacional, sus aleaciones se emplean en joyerías, y ornamentos, piezas dentales y equipo científicos de elaboración. En la actualidad se ha reemplazado por iridio y rutenio en la joyera, y en piezas dentales, por platino y paladio.

Elementos de Importancia Ambiental:

Bromo: Sus vapores contamina el aire, además sus compuestos derivados solo lacrimógenos y venenosos.

Azufre sus óxidos (SO2 Y SO3) contaminan el aire y mezclados con agua producen la lluvia ácida. Algunas sustancias como los derivados clorados, sulfatos y ácidos son corrosivos, el gas H2S es sumamente toxico y contamina el aire.

Cadmio contamina el agua y el aire es constituyente de algunos fertilizantes que contaminan el suelo.

Mercurio: Contamina el agua, el aire y causa envenenamiento. Las algas lo absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos lo retienen y como el hombre los ingiere, lo incorpora a sus tejidos. También puede absorberse por la piel.

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Antimonio: El envenenamiento por antimonio se produce por ingestión, inhalación de vapor y principalmente por un gas llamado estibina.

Arsénico: En general, todos sus compuestos y derivados son altamente tóxicos.

Fósforo: Debido a que se emplea en la síntesis de pinturas, plaguicidas y fertilizantes, contaminan el aire, el suelo y el agua.

Plomo contaminan el aire, el agua y el suelo (produce graves daños a la agricultura), y cuando se inhala o se ingiere como alimento, se acumula en el cuerpo y produce una enfermedad conocida como saturnismo. 

Cloro: Sus vapores contaminan el aire y son corrosivo. En forma de clorato, contamina el agua, además de forma mezcla explosiva con compuestos orgánicos que dañan el hígado y el cerebro. Algunos medicamentos que contienen cloro afectan al sistema nervioso.

Cromo: En su forma de cromato soluble contamina el agua. Sus compuestos son perjudiciales para el organismo, pues destruyen todas las células.

Manganeso: Los polvos y humos que contienen manganeso causan envenenamientos y atrofian el cerebro, cuando se inhala, además de contaminar el agua.

2.3.3 Elementos contaminantes

Elementos contaminantes

En la naturaleza existen algunos elementos que debido a su estructura o en combinación con otros en forma de compuestos, son perjudiciales al hombre, ya que son agentes contaminadores del medio ambiente; en especial del aire, agua y suelo, o bien, porque ocasionan daños irreversibles al ser humano, como la muerte.

Antimonio (Sb) y textiles

Se emplea en aleaciones, metal de imprenta, baterías, cerámica. El principal daño que provoca es el envenenamiento por ingestión o inhalación de vapores, principalmente por un gas llamado estibina SbH3.

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Arsénico (As) medicamentos y vidrio.

Se emplea en venenos para hormigas, insecticidas, pinturas, Es uno de los elementos más venenosos que hay, así como todos los compuestos.

Cromo (Cr): El cromo y sus compuestos son perjudiciales al organismo, pues destruyen todas las células. Se le emplea en síntesis orgánicas y en la industria del acero. Cualquier cromato solubles contamina el agua.

Magnesio (Mn): Se emplea en la manufactura de acero y de pilas secas. La inhalación de polvos y humos conteniendo magnesio causa envenenamiento. También contamina el agua y atrofia el cerebro.

Plomo (Pb): El plomo se acumula en el cuerpo conforme se inhala del aire o se ingiere con los alimentos y el agua. La mayor parte del plomo que contamina el aire proviene de las gasolinas para automóviles, pues se le agrega para proporcionarle propiedades antidetonantes. También se le emplea en pinturas, como metal de imprenta, soldaduras y acumuladores. Por su uso el organismo se afecta de saturnismo. Sus sales, como el acetato, son venenosas.

Poliuretano: El poliuretano es materia prima para la confección industrial de componentes plásticos.....entiéndase como: Vasos, Botes, Bolsas, Pajitas, Sillas, Mesas, Etc. se obtiene mediante condensación de polioles combinados con poliisocianatos. Se subdivide en dos grandes grupos, termoestables y termoplásticos. Es un elemento contaminante.

PVC: Entre sus características están su alto contenido en halógenos. Es dúctil y tenaz; presenta estabilidad dimensional y resistencia ambiental. Además, es reciclable por varios métodos. Al utilizar aditivos tales como estabilizantes, plastificantes entre otros, el PVC puede transformarse en un material rígido o flexible, característica que le permite ser usado en un gran número de aplicaciones. Es un elemento contaminante.

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Aluminio: Es un metal ligero, es de color blanco brillante, con buenas propiedades ópticas y un alto poder de reflexión de radiaciones luminosas y térmicas. Abundante en la naturaleza.

Es el tercer elemento más común en la corteza terrestre, tras el oxígeno y el silicio. Su producción metalúrgica a partir de minerales es muy costosa y requiere gran cantidad de energía eléctrica. Material fácil y barato de reciclar. Muy maleable, permite la producción de láminas muy delgadas.

Plástico: Los plásticos son sustancias formadas por macromoléculas orgánicas llamadas polímeros. Estos polímeros son grandes agrupaciones de monómeros unidos mediante un proceso químico llamado polimerización.

Los plásticos proporcionan el balance necesario de propiedades que no pueden lograrse con otros materiales por ejemplo: color, poco peso, tacto agradable y resistencia a la degradación ambiental y biológica.

Baterías: Las baterías contienen metales pesados y compuestos químicos, muchos de ellos perjudiciales para el medio ambiente. Es muy importante no tirarlas a la basura (en la mayoría de los países eso no está permitido), y llevarlas a un centro de reciclado. Actualmente, la mayoría de los proveedores y tiendas especializadas también se hacen cargo de las baterías gastadas.

Unidad III.- Enlaces químicos

3.1 Introducción

En el presente trabajo se han desarrollado puntos importantes de la química, en

este caso acerca de los enlaces químicos; primero se debe tomar en cuenta que

enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más átomos que se

han unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, del mismo modo,  como la

fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza,

debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la

configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; y formar

moléculas estables. En este sentido, el trabajo antes descrito, se ha realizado con

el fin de apreciar de una mejor manera el tema en cuestión y servir de apoyo a

trabajos posteriores que tengan relación.

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El enlace químico es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las

moléculas. Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir

una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo

de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener

unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los

enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por

más de un núcleo. es el proceso químico responsable de las interacciones

atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos

químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es

un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la fisicoquímica o en

descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su

propia descripción del enlace químico (ver valencia). En general, el enlace químico

fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los

átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor

parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que

determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico.

Los electrones son compartidos por los átomos, pero se pueden mover atreves del

solido proporcionado conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y

ductilidad.

3.1.1 Concepto de enlace químico

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. 

La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

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Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea está unido por enlaces químicos, que determinan las propiedades físicas y químicas de la materia.

Hay que tener en cuenta que las cargas opuestas se atraen, porque, al estar unidas, adquieren una situación más estable (de menor entalpía) que cuando estaban separados. 

Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles ya que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio.

Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan consigo.

3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos

Todos los enlaces químicos son el resultado de la atracción simultánea de dos o más electrones.

En esta unión de electrones pueden darse los siguientes casos:

Enlace iónico: si hay atracción electrostática. Enlace covalente: si comparten los electrones. Enlace covalente coordinado: cuando el par de electrones es aportado

solamente por uno de ellos. Enlace metálico:  son los electrones de valencia pertenece en común a

todos los átomos

3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto

Esta regla establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden

o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable similar a la

de un gas noble. En general, podemos aceptar esta regla para los átomos

que están a distancia de cuatro o menos números atómicos de un gas raro.

Muchos otros átomos no siguen la regla del octeto y contienen seis, diez o hasta

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catorce electrones. La Regla del octeto, enunciada en1917por Gilbert Newton

Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico

es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8electronesde

forma tal que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es

semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la

tabla periódica. Los gases nobles son elementos electro químicamente estables,

ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil

que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación

de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el

comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades

dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de

las fuerzas intermoleculares

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo

periodo de la tabla periódica. Estos elementos solo tienen subniveles 2s 2p, los

cuales pueden contener un total de ocho electrones. Cuando un átomo de uno de

estos elementos forman un compuesto covalente, pueden obtener la configuración

electrónica de gas noble [Ne] al compartir electrones con otros átomos del mismo

compuesto.

Limitaciones de las reglas de octeto para las fórmulas de Lewis.

Las fórmulas de Lewis normalmente no se escriben para compuestos que

contienen metales de transición d y f. los metales de transición d y f utilizan en el

enlace orbítales s y p.

1.- La mayoría de los compuestos covalentes del berilio, Be. Debido a que Be

contiene solo dos electrones en la capa de valencia, habitualmente forma solo dos

enlaces covalentes cuando se enlaza con otros dos átomos. Por lo tanto se usa

cuatro electrones como el número necesario para Be en la etapa 2, en la etapa 5 y

6 se usa solo dos pares de electrones para Be.

2.- La mayoría de los compuestos covalentes de los elementos del Grupo IIIA,

especialmente boro, B. Estos elementos contienen solo tres electrones en la capa

58

de valencia, así que a menudo forman tres enlaces covalentes cuando se enlazan

a otros tres átomos. Por lo tanto, se usa seis electrones como el número necesario

para los elementos IIIA contiene solo tres electrones en la etapa 2; y en las etapas

5 y 6 se usa solo tres pares de electrones para los elementos IIIA.

3.- Los compuestos o iones que contienen un número impar de electrones

ejemplos son NO, con 11 electrones en la capa de valencia, y NO2, con 17

electrones en la capa de valencia.

4.- Compuestos o iones en los que el elemento central necesita más de ocho

electrones en la capa de valencia para mantener todos los electrones disponibles,

D. cuando uno se encuentra con esto, se añaden las reglas extra a las etapas 4 y

6.

Etapa 4a: si C, el número de electrones compartidos, es menor que el número

necesario para enlazar todos los átomos al átomo central, entonces C se aumenta

el número de electrones necesario.

Etapa 6a: si C debe aumentarse en la etapa 4a, entonces los octetos de todos los

átomos podrían satisfacerse antes de que todos los electrones D hayan sido

añadidos. Colocar los electrones extra sobre el elemento central.

3.2 Enlace Covalente

Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl,...).Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. 

Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.

59

En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. 

El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.

3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances

En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlace covalente: la Teoría del

Enlace de Valencia y la Teoría de Orbitales Moleculares. Es preciso hacer notar

que ninguna de las dos teorías es "mejor" que la otra, y que cada una de ellas

puede ser más adecuada en función del parámetro, del cálculo o de la propiedad

que se esté estudiando. Así, por ejemplo, si se trata de determinar la geometría

molecular o la energía de disociación, propiedades del estado fundamental de la

molécula, es más conveniente emplear la Teoría del Enlace de Valencia. En

cambio, si se trata de explicar las propiedades espectroscópicas, es preferible

emplear la Teoría de Orbitales Moleculares. En realidad ambas teorías son incluso

complementarias, hasta tal punto que no utilizar ambas supondría limitar las

herramientas disponibles para el estudio del enlace.

La teoría del enlace de valencia

La superación del modelo de Bohr y el desarrollo del modelo atómico de la

mecánica cuántica tuvo una clara repercusión en las ideas sobre el enlace químico

en general y sobre el covalente en particular. Uno de los enfoques mecano

cuántico del enlace covalente se conoce como teoría del enlace de valencia y

permite comprender en términos no sólo de energías, sino también de fuerzas, el

fenómeno del enlace entre átomos. La formación del enlace covalente simple tiene

lugar cuando los orbitales correspondientes a dos electrones desapareados de

60

átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región común en

la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de

exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital. Ese par compartido constituye el

elemento de enlace entre los dos átomos. Así, por ejemplo, cuando dos átomos de

H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la cual sus nubes

electrónicas están parcialmente solapadas y para la que la energía potencial del

conjunto es mínima, constituyendo, pues, una situación de enlace. En términos

electrónicos puede afirmarse que el orbital 1s de cada átomo de hidrógeno,

semiocupado por su electrón correspondiente, es completado por el electrón del

otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par,

son atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de

enlace. La existencia de este par común es lo que determina que los núcleos

estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a proximidad, imponen

las fuerzas de repulsión nuclear. La primitiva idea de comparación de electrones

de Lewis sigue, de algún modo, presente en la teoría del enlace de valencia,

aunque se abandona la regla del octete y se sustituye por la condición de que dos

electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital. El número de enlaces

covalentes posible depende, entonces, del número de electrones desapareados

presentes en el átomo correspondiente o en algún estado excitado previo a la

formación de la molécula.

La Teoría de Orbitales Moleculares (T.O.M.) es la segunda aproximación al

estudio del enlace covalente, y la más ampliamente empleada para explicar la

estructura y la geometría de muchos sólidos inorgánicos. El punto de partida

consiste en asumir que si los dos núcleos implicados en el enlace se ubican a la

distancia de equilibrio, los electrones se alojarán no en orbitales atómicos de cada

elemento, sino en orbitales moleculares, que son análogos a los atómicos, y que

presentan características similares, como se verá más adelante. Esta analogía es

de tal grado que al igual que ocurría con los átomos polielectrónicos, no es posible

resolver la ecuación de Schrödinger de forma exacta para la molécula, y de nuevo

hay que recurrir a métodos aproximados para conocer la forma de las funciones

de onda que representen los mencionados orbitales moleculares. Uno de los

61

métodos más empleados es el que hace uso de las Combinaciones Lineales de

Orbitales Atómicos (CLOA). Esta aproximación puede entenderse de forma simple

si se piensa que cuando un electrón esté cerca de uno de los núcleos, es decir,

cuando esté “controlado” por un núcleo, su función de onda será muy similar a la

de un orbital atómico. Los orbitales moleculares de la molécula de H2 se obtienen

de forma aproximada mediante la combinación lineal de los orbitales atómicos 1s

de cada átomo de hidrógeno. Únicamente se pueden escribir dos combinaciones

lineales:

Ψ+ = cAφA +cBφB

Ψ- = cAφA – cBφB

3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia

La superación del modelo de Bohr y el desarrollo del modelo atómico de la mecánica cuántica tuvo una clara repercusión en las ideas sobre el enlace químico en general y sobre el covalente en particular.

Uno de los enfoques mecano cuántico del enlace covalente se conoce como teoría del enlace de valencia y permite comprender en términos no sólo de energías, sino también de fuerzas, el fenómeno del enlace entre átomos.

La formación del enlace covalente simple tiene lugar cuando los orbitales correspondientes a dos electrones desapareados de átomos diferentes se superponen o solapan, dando lugar a una región común en la cual los dos electrones con espines opuestos, tal y como exige el principio de exclusión de Pauli, ocupan un mismo orbital.

 Ese par compartido constituye el elemento de enlace entre los dos átomos.

Así, por ejemplo, cuando dos átomos de H se aproximan suficientemente, existe una disposición en la cual sus nubes electrónicas están parcialmente solapadas y para la que la energía potencial del conjunto es mínima, constituyendo, pues, una

62

situación de enlace. En términos electrónicos puede afirmarse que el orbital 1s de cada átomo de hidrógeno, semiocupado por su electrón correspondiente, es completado por el electrón del otro átomo de hidrógeno. Los dos electrones con espines opuestos de este par, son atraídos entonces por cada uno de los núcleos, constituyendo el par de enlace.

 La existencia de este par común es lo que determina que los núcleos estén ligados entre sí con las limitaciones que, en cuanto a proximidad, imponen las fuerzas de repulsión nuclear.

La primitiva idea de comparación de electrones de Lewis sigue, de algún modo, presente en la teoría del enlace de valencia, aunque se abandona la regla del octete y se sustituye por la condición de que dos electrones desapareados puedan ocupar un mismo orbital.

El número de enlaces covalentes posible depende, entonces, del número de electrones desapareados presentes en el átomo correspondiente o en algún estado excitado previo a la formación de la molécula.

3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular

Moléculas poliatómicas: hibridación de orbitales.

Considérese ahora la molécula de agua. La configuración electrónica del oxígeno

es 2s2 2px2 2py1 2pz1. Los dos electrones de los orbitales 2py y 2pz pueden

aparearse y formar enlaces σ con los orbitales 1s de los hidrógenos. Como estos

orbitales p son perpendiculares entre sí, dichos enlaces σ deberían presentar esa

misma separación. Sin embargo, el ángulo H-O-H es de 104.5º. Algo similar

ocurre con la molécula de amoniaco. Los tres electrones de los orbitales p

formarían sendos enlaces σ con los tres átomos de hidrógeno, y la separación

también tendría que ser de 90º, cuando experimentalmente se conoce que dicho

valor es de 107º. ¿Constituyen estas excepciones errores de la Teoría del Enlace

de Valencia? Esta cuestión se resuelve a continuación.

63

Explicación errónea de la molécula de agua.

Una deficiencia aparente de esta teoría es el no poder explicar la tetravalencia del

carbono, es decir, su habilidad para formar cuatro enlaces. La configuración del

átomo de carbono en su estado fundamental es 1s22s22px12py1, la cual sugiere

que dicho átomo sólo puede formar dos enlaces en lugar de cuatro. Para que el

carbono forme cuatro enlaces debe alcanzar su estado de valencia. El estado de

valencia de un átomo en una molécula es el estado electrónico de ese átomo en el

cual se puede combinar con los otros átomos para formar la molécula sin que sea

necesaria ninguna reorganización electrónica adicional. Así pues, para que el C

forme cuatro enlaces debe tener cuatro electrones en cuatro orbitales de la misma

energía (estado V4), con los espines orientados al azar. Esos orbitales son los

híbridos sp3.

Orbitales híbridos sp3.

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Así pues, para pasar del estado fundamental al estado de valencia es preciso

promocionar un electrón del orbital 2s al 2p, y luego hibridar o mezclar los cuatro

orbitales. La hibridación no es más que una mezcla o combinación lineal de

orbitales atómicos puros (s y p, en este caso). La combinación lineal de un orbital

2s y de los tres orbitales 2p conduce a la formación de cuatro orbitales híbridos

equivalentes:

h1 = s + px + py + pz

h2 = s – px + py – pz

h3 = s – px – py + pz

h4 = s – px – py – pz

Como resultado de esta interferencia entre los orbitales, cada orbital híbrido

consiste en un lóbulo más abultado que el otro y que apunta directamente hacia

un vértice de un tetraedro regular. El ángulo entre los orbitales híbridos

corresponde a los ángulos de un tetraedro y tiene un valor de 109,4°. Como cada

uno de estos orbitales híbridos se ha formado a partir de un orbital s y 3 orbitales p

se denomina orbital híbrido sp3. Ahora resulta más sencillo describir la formación

de la molécula AB4 desde el punto de vista de la Teoría del Enlace de Valencia.

Cada uno de los orbitales híbridos que resultan tras la promoción en el átomo A

contiene 1 electrón desapareado, que se aparea con el electrón que ocupa un

orbital 1s de cada átomo de hidrógeno, originando un enlace σ que apunta hacia

uno de los vértices de un tetraedro. Como cada orbital sp3 presenta la misma

"composición", los cuatro híbridos son idénticos, salvo sus orientaciones en el

espacio.

Existen otros tipos de orbitales híbridos que se emplean para explicar las

geometrías de otras especies químicas mediante la teoría del enlace de valencia.

65

Así, las combinaciones lineales de un orbital s con dos orbitales p conduce a los

híbridos sp2 que sirven para explicar la geometría de las moléculas trigonales

planas, como el BF3. La combinación lineal de un orbital s y uno p conduce a la

formación de dos orbitales híbridos sp de geometría lineal. En la siguiente tabla se

representan distintos tipos de orbitales híbridos y sus geometrías.

Orbitales híbridos y sus geometrías.

Número de

coordinación

Distribución Orbital híbrido

2 Lineal

angular

sp, pd, sd, sd

3 Plana triangular

Pirámide trigonal

sp2, p2d, pd2

4 Tetraedro

Plana cuadrada

sp3, sd3, p2d2, sp2d

5 Bipirámide trigonal

Pirámide

tetragonal

Plana pentagonal

sp3d, spd3,sp2d2, sd4, pd4, p3d2,

p2d3

6 Octaedro p3d2

3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular

Según la teoría del orbital molecular (TOM) los orbitales de los átomos que se enlazan se solapan dando lugar a una serie de orbitales extendidos a toda la molécula (orbitales moleculares). 

El proceso de solapamiento, por tanto, no sólo afecta a la capa de valencia sino a todas las capas de los átomos enlazados.

Al igual que en la teoría del enlace de valencia, la extensión del solapamiento está relacionada con la intensidad del enlace y, además, dependiendo de que se

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produzca frontal o lateralmente, se formarán orbitales moleculares de tipo sigma o pi. 

Cada pareja de orbitales atómicos que se solapen formará una pareja de orbitales moleculares, uno enlazante y otro antienlazante, que pueden contener hasta dos electrones con espines opuestos.

El orden de enlace se obtiene restando el número de electrones en orbitales enlazante y no enlazante y dividiendo por dos.

3.3 Enlace iónico

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).

En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en  iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.

3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos

Los compuestos que contienen enlaces iónicos están formados por iones positivos y negativos dispuestos unos con respecto a los otros en forma regular en un enrejado cristalino, cuando los compuestos son sólidos. 

La atracción entre los iones es de naturaleza electrostática y se extiende igualmente en todas direcciones.

Los compuestos iónicos en solución o en estado fundido pueden conducir la corriente eléctrica en forma importante.

En un cristal iónico, los iones están atrapados en sitios fijos en la red cristalina, estos no pueden migrar y por lo tanto no pueden conducir la corriente eléctrica.

En cuanto a la solubilidad: los compuestos iónicos son generalmente solubles en agua y en disolventes polares, esto es, disolventes con alta constante dieléctrica.

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La fusión de compuestos iónicos implica necesariamente el rompimiento de la red cristalina, esto requiere una considerable energía de tal manera que los puntos de fusión y de ebullición son generalmente altos, y los compuestos son muy duros.

Propiedades de los compuestos iónicos:

Son sólidos cristalinos que exhiben elevados puntos de fusión y ebullición

Son solubles en agua y presentan el fenómeno de disociación

Propiedad NaCl CCl4

Aspecto Sólido blanco Liquido incoloro

Punto de fusión (°C) 801 -23

Calor molar de fusión (kj/mol) 30.2 2.5

Punto de ebullición(°C) 1413 76.5

Calor molar de vaporización(kj/mol) 600 30

Densidad (g/cm ) 2.17 1.59

Solubilidad en agua Alta Baja

Conductividad eléctrica

Sólido Pobre Pobre

Liquido Buena Pobre

En solución y fundidos son capaces de conducir la corriente eléctrica

Comparación de algunas propiedades comunes de un compuesto iónico y un compuesto covalente:

3.3.2 Redes cristalinas.

La red cristalina está formada por iones de signo opuesto, de manera que cada uno crea a su alrededor un campo eléctrico que posibilita que estén rodeados de iones contrarios. 

Los sólidos cristalinos mantienen sus iones prácticamente en contacto mutuo, lo que explica que sean prácticamente incompresibles. Además, estos iones no

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pueden moverse libremente, sino que se hallan dispuestos en posiciones fijas distribuidas desordenadamente en el espacio formando retículos cristalinos o redes espaciales. Los cristalógrafos clasifican los retículos cristalinos en siete tipos de poliedros llama sistemas cristalográficos. En cada uno de ellos los iones pueden ocupar los vértices, los centros de las caras o el centro del cuerpo de dichos poliedros. El más sencillo de éstos recibe el nombre de celdilla unidad.

Uno de los parámetros básicos de todo cristal es el llamado índice de coordinación que podemos definir como el número de iones de un signo que rodean a un ion de signo opuesto. Podrán existir, según los casos, índices diferentes para el catión y para el anión.

El índice de coordinación, así como el tipo de estructura geométrica en que cristalice un compuesto iónico dependen de dos factores:

• Tamaño de los iones. El valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a que éstos se situarán entre sí por simple cuestión de cabida eni espacio de la red.

• Carga de los iones. Se agruparán los iones en la red de forma que se mantenga la electroneutralidad del cristal.

3.3.2.1 Estructura

La estructura cristalina es la forma sólida de cómo se ordenan y empaquetan

los átomos, moléculas, o iones. Estos son empaquetados de manera ordenada y

con patrones de repetición que se extienden en las tres dimensiones del espacio.

La cristalografía es el estudio científico de los cristales y su formación.

Estructura:

El estado cristalino de la materia es el de mayor orden, es decir, donde las

correlaciones internas son mayores. Esto se refleja en sus propiedades antrópicas

y discontinuas. Suelen aparecer como entidades puras, homogéneas y con formas

geométricas definidas (hábito) cuando están bien formados. No obstante, su

morfología externa no es suficiente para evaluar la denominada cristalinidad de un

material.

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Diferencia entre vidrios y cristales:

Si nos fijamos con detenimiento, en estos gráficos existe siempre una fracción de

los mismos que se repite. Asimismo, los cristales, átomos, iones o moléculas se

empaquetan y dan lugar a motivos que se repiten del orden de 1 Ángstrom = 10-

8 cm; a esta repetitividad, en tres dimensiones, la denominamos red cristalina. El

conjunto que se repite, por translación ordenada, genera toda la red (todo el

cristal) y la denominamos unidad elemental o celda unidad.

En ocasiones la repetitividad se rompe o no es exacta, y esto diferencia

los vidrios y los cristales, los vidrios generalmente se denominan materiales

amorfos (desordenados o poco ordenados).

No obstante, la materia no es totalmente ordenada o desordenada (cristalina o no

cristalina) y nos encontramos una gradación continua del orden en que está

organizada esta materia (grados de cristalinidad), en donde los extremos serían

materiales con estructura atómica perfectamente ordenada (cristalinos) y

completamente desordenada (amorfos).

3.3.2.2 Energía reticular

La energía reticular, también conocida como energía de red, es la energía que se necesita para poder separar de manera completa un mol de un compuesto de tipo iónico en sus respectivos iones gaseosos. También se puede decir que la energía reticular es la energía que se consigue a través de la formación de un compuesto de tipo iónico partiendo siempre de sus iones gaseosos.

Este tipo de energía muestra la estabilidad que tiene las redes cristalinas, y viene medida como energía/mol, teniendo las mismas unidades de medida que tiene la entalpía estándar (∆Hº), es decir KJ/mol, aunque de signo opuesto.

La energía reticular es imposible de medir de forma directa, sin embargo, conociendo la estructura y la composición que tenga el compuesto iónico que queramos estudiar, podemos calcular o al menos aproximarnos a ella mediante una ecuación que da el modelo iónico, basado en la Ley de Coulomb, entre otras. También existe la posibilidad de calcular la energía reticular de manera indirecta mediante los ciclos termodinámicos.

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El modelo iónico es aquel que se encuentra formado por cationes y aniones a través de fuerzas electrostáticas, siempre que estemos hablando del estado sólido. Este caso concreto es válido solamente si existe bastante diferencia de electronegatividad entre los elementos que forman el compuesto.

En un sólido iónico, los electrones se encuentran localizados en los correspondientes iones, estando bajo la influencia solamente de sus respectivos núcleos. No hay deslocalización de los electrones como podría ocurrir en el caso de los sólidos de tipo metálicos, ni siquiera hay compartición de electrones como en el caso de los sólidos de tipo covalente. La localización de los electrones tiene como consecuencia la no conducción de la corriente eléctrica para los sólidos iónicos, pero si son aislantes.

La ecuación que viene tras aplicar dicho modelo es:

Uo = -( Na . A . Z^+ . Z^- .q^2 ) / 4πєo . do . ( 1-1/n)

De donde Na es el número de Avogadro y A es la constante de Madelung, la cual varía según la estructura que tenga el compuesto iónico en estudio, Z^+ es decir la carga del catión y en el caso negativo la carga del anión. La carga del electrón viene representada con la letra q, єo es la permisividad del vacío, do la distancia que existe entre el anión y el catión, y por último n, hace referencia a los exponentes de Born.

La energía reticular se puede conocer de manera experimental indirectamente a través de la aplicación de la ley de Hess (caso particular del primer principio de la termodinámica). Cuando se usa este caso se conoce como ciclo de Born-Haber, el cual consiste en examinar un ciclo termodinámico que es resultado de considerar la energía que participa en la formación del compuesto iónico de tipo sólido, así como también se puede explicar cómo la energía a partir de los elementos que forman el compuesto estándar, o aquella que se transfiere en la formación de los compuestos partiendo siempre de los elemento que se encuentran en estado estándar pero siguiendo un camino distinto que está formado por diferentes etapas:

1.     En primer lugar el proceso de formación de los átomos que se encuentran en estado gaseoso partiendo de los elementos siempre en su estado estándar. En este paso por regla general se tiene en cuenta las energías que se encuentran asociadas a la sublimación, y vaporización de los distintos elementos que forman el compuesto, y por lo tanto dependerá del estado de agregación en el que se encuentren cada uno de ellos.

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2.     En la segunda etapa tiene lugar la formación de iones estables, los cuales se encuentran en el retículo iónico del cual parten los elementos que se encuentran en estado gaseoso. En este paso se encuentran implicadas la energía de ionización, así como la afinidad electrónica de los elementos implicados.

3.     En el tercer paso tiene lugar la formación de la red cristalina partiendo de los iones gaseosos y estables. La energía que se desprende cuando se forma un compuesto partiendo de un metal y de un no metal.

Unidad IV.- Reacciones Químicas

4.1 Combinación

Consiste en que dos o más reactantes forman un solo producto. En este tipo de reacciones generalmente se libera calor, es decir que son exotérmicas. Es típica en la formación de un compuesto por combinación directa de sus elementos (síntesis).

La representación de sus elementos:

                                            A+B   ---------------->   AB    

Algunos ejemplos:

Metal + no metal compuesto binario (óxido, sulfuro o haluro)

Para los metales de los grupos IA, IIA y también para el aluminio, zinc y plata, siempre podemos predecir el producto que han de formar. Para otros metales que tienen estado de oxidación variable, el producto final depende de las condiciones de reacción, pero generalmente se necesita más información para predecir el producto. 

Esta reacción es muy exotérmica, es decir que libera bastante energía. En el recipiente se ha agregado arena para absorber el calor y, finalmente, unas gotas de agua para acelerar la reacción química.

No metal + oxígeno óxido de no metal

En general, hay una variedad de productos que pueden formarse en reacciones de este tipo. Por ejemplo cuando el carbono se combina con el oxígeno, si la cantidad de oxígeno presente es limitada, el producto es monóxido de carbono (CO); si hay un exceso de oxígeno, el producto es dióxido de carbono (CO2). 

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Oxido de metal + Agua hidróxido de metal

Por ejemplo, el óxido de calcio (CaO) se combina con el agua para formar hidróxido de calcio.

La fórmula del hidróxido formado está determinada por el conocimiento del número de oxidación del metal y la carga del ion hidroxilo (OH-). Si el metal presenta más de un estado de oxidación el estado de oxidación en el hidróxido es siempre igual al que tenía el óxido. Por ejemplo, el óxido de hierro (III) forma el hidróxido de hierro (III). Debido a la formación del hidróxido del metal o base, a partir del óxido de metal en agua, el óxido del metal es algunas veces llamado óxido básico.

Oxido de metal + agua oxácido

Los óxidos de no metales reaccionan con agua para formar oxácidos. Por esta razón son frecuentemente llamados óxidos ácidos. 

Ejemplo, el dióxido de azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso según la siguiente ecuación:

El dióxido de azufre, SO2 puede ser oxidado en el aire para formar SO3. Cuando éste se combina con el agua, se produce ácido sulfúrico.

Oxido de metal + óxido de no metal sal

Estas reacciones se pueden considerar como reacciones de neutralización. Puesto que el óxido del metal es un anhídrido básico y el óxido de un no metal es un anhídrido ácido, la combinación de éstos para formar la sal es realmente un tipo de reacción ácido-base. Una forma de predecir el producto formado en reacciones de este tipo es considerar cuál base o hidróxido el óxido de metal formaría es estuviera en agua y cuál ácido el óxido del no metal formaría si estuviera en agua. Luego decidiendo cuál sal pueden formar el ácido y la base se determina el producto.  

4.2 Descomposición o análisis

En una reacción de descomposición, una sola sustancia se descompone o se rompe, produciendo dos o más sustancias distintas. A este tipo de reacciones se le puede considerar como el inverso de las reacciones de combinación. El material inicial debe ser un compuesto y los productos pueden ser elementos o

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compuestos. Generalmente se necesita calor para que ocurra la reacción. La forma general de estas ecuaciones es la siguiente:

AB  ------------------->  A+B

4.3 Sustitución (Simple y Doble)

Existen dos tipos de reacciones de desplazamiento:

*Desplazamiento simple o sustitución

 *Desplazamiento doble o intercambio.

En el desplazamiento simple se reemplaza un solo elemento de la reacción por otro elemento en un compuesto. Se le da el nombre de desplazamiento simple porque un solo elemento desplaza a otro elemento en un compuesto.

Su fórmula es:           AB+C  -------------->  AC+B

En el desplazamiento doble se reemplazan dos elementos de la reacción. En una reacción de desplazamiento doble, la parte positiva de un compuesto se une a la parte negativa del otro compuesto.

Su  fórmula es:           AB+CD  ---------->  AD+CB

4.4 Neutralización

Una reacción de neutralización es aquélla en la cual reacciona un ácido (o un óxido ácido) con una base (u óxido básico). En la reacción se forma una sal y en la mayoría de casos se forma agua.

El único caso en el cual no se forma agua es en la combinación de un óxido de un no metal con un óxido de un metal.

4.5 Óxido-Reducción

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Son reacciones químicas importantes que están presentes en nuestro entorno. La mayoría de ellas nos sirven para generar energía.

Todas las reacciones de combustión son de óxido reducción. Este tipo de reacciones se efectúan, cuando se quema la gasolina al accionar el motor de un automóvil, en la incineración de residuos sólidos, farmacéuticos y hospitalarios; así como, en la descomposición de sustancias orgánicas de los tiraderos a cielo abierto, los cuales generan metano que al estar en contacto con el oxígeno de la atmósfera se produce la combustión

Una reacción de óxido reducción se da con la pérdida o ganancia de electrones, lo cual incluye: cualquier reacción inorgánica (oxidación o reducción de metales) u orgánica (combustión de combustible ya sea gasolina, madera, carbón) e incluso en seres vivos, la reacción óxido reducción se manifiesta en el metabolismo que es el consumo y transformación de alimentos en energía.

Oxidación pierde electrones (Aumenta número de oxidación)

------> (-) ----- (+) <----- Ganan electrones (Disminuye número de oxidación)                                                          

Reducción

Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:

• La sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación. Este proceso se llama Reducción.

• La sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso se llama Oxidación.

Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones

4.6 Aplicaciones

En todo ocurren reacciones químicas, inclusive nosotros mismos las producimos, al comer, al respirar etc.

Las reacciones químicas que se producen en la naturaleza son importantes, porque permiten la transformación constante de la materia así cumpliendo con la

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ley de Laivoisier, además de ayudarnos a vivir, las reacciones químicas han ayudado a la mejor calidad de los seres vivos inclusive a la economía mundial.

Algunos ejemplos de ellas: 

Fotosíntesis: Reacción que se produce en las células vegetales. En presencia de la luz, las plantas transforman el dióxido de carbono que toman del aire, y el agua que absorben del suelo, en glucosa, un carbohidrato rico en energía química. La fotosíntesis puede resumirse en la siguiente ecuación:

6 CO2 + 6 h2O -----------------> C6H12O6 + 6 O2

Respiración celular: Este proceso consiste en una serie de reacciones químicas que ocurren al interior de las células de los organismos vivos. Durante la respiración celular, los nutrientes obtenidos a través de la alimentación son procesados para extraer de ellos la energía almacenada en sus enlaces químicos.

C6H12O6 + 6O2 ----------------------------------> 6CO2 + 6H2O + Energía

Combustión: Es una reacción química que se produce cuando un combustible se combina con un comburente el oxígeno, produciéndose dióxido de carbono , vapor de agua y energía en forma de luz y calor.

Los combustibles son sustancias que contienen energía química almacenada, la que proviene de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos que componen el combustible.

Corrosión de metales: La corrosión es la oxidación de los metales en presencia de aire y humedad. Es muy probable que en más de una ocasión hayas visto los efectos de esta reacción química, en el deterioro que sufren los metales cuando quedan a la intemperie, como maquinarias herramientas, automóviles, entre muchos otros.

El fierro es un metal que se oxida fácilmente por acción combinada del aire y de la humedad, formando un óxido de color rojizo llamado herrumbre.

Putrefacción de la materia orgánica: Seguramente has observado un trozo de carne, pan o fruta en esta de descomposición y comprobado que su aspecto y olor son muy desagradables. La putrefacción es una reacción química de degradación de materia orgánica producida por microorganismos, como bacterias y hongos, denominados descomponedores

4.7 Cálculos estequiométricos con reacciones químicas

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Es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química.12 Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.

Los pasos que debes seguir son los siguientes:

Se escribe la reacción química con las fórmulas.

Se ajusta la reacción química.

Se calcula a un lado la masa de un mol de la sustancia que nos dan (dato) y la masa de un mol de la sustancia que nos piden (incógnita).

Se escribe debajo de la sustancia correspondiente el dato que da el problema y debajo de la sustancia correspondiente el símbolo de lo que nos piden (m para masa, n para número de moles)

Una vez escrito todo lo que se puede extraer del enunciado se siguen los siguientes pasos:

En caso de que no nos den el número de moles del dato, se calcularán a partir de la masa en gramos del mismo.

Calcular el número de moles de la sustancia incógnita utilizando la relación estequiometria entre el dato y la incógnita; es decir los coeficientes estequiométricos del dato y de la incógnita. Aquí acaba el problema si lo único que nos piden es el número de moles de la incógnita.

Si nos piden la masa de la incógnita, deberás calcular la masa en gramos de la incógnita a partir del número de moles obtenido en el paso anterior.

4.7.1 Reacción óxido reducción en electroquímica

La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.

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Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa. 

Celdas voltaicas o galvánicas: son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo.

La electrolisis como proceso de Óxido Reducción: Se tiene un recipiente o cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativos hacia el ánodo (aniones).La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo.

4.7.2 Fuerza electromotriz (fem) en una celda electroquímica

La celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea en donde la sustancia oxidante está separada de la reductora de manera que los electrones deben atravesar un alambre de la sustancia reductora hacia la oxidante.

En una celda el agente reductor pierde electrones por tanto se oxida. El electrodo en donde se verifica la oxidación se llama ánodo. En el otro electrodo la sustancia oxidante gana electrones y por tanto se reduce. El electrodo en que se verifica la reducción se llama cátodo.

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial entre los electrodos. La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se mide en forma experimental con un voltímetro, donde la lectura es el voltaje de la celda

Tipos de celdas:

Cuba electrolítica, mostrando los electrodos y la fuente de alimentación que genera la corriente eléctrica.

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La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celda galvánica, pila galvánica o pila voltaica.

La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la celda electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones

4.7.3 Calculo de la fem y potenciales de óxido reducción

La termoquímica dice que una reacción será espontánea cuando la variación de energía libre que la acompaña sea negativa, es decir cuando haya una disminución de la función de estado G

Si G < 0

Por otra parte la energía eléctrica producida por un generador de fem E cuando hace circular una carga eléctrica Q por todo el circuito nos la da la ecuación del trabajo eléctrico:

W = QE

La carga Q es la transportada por los electrones que van de un electrodo a otro, y su valor es donde es el número de moles de electrones y F es la constante de Faraday, que equivale a la carga, en culombios, transportada por cada mol de electrones, es decir, (carga del electrón) x (Número de Avogadro) = 96500 culombios).

Como G representa el máximo de energía de la reacción puede liberar, nos queda:

G= - nFE donde para que G sea negativo, E debe ser positivo.

De esta manera se llega a la condición decisiva para predecir si una reacción redox será espontánea o no: 

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Una reacción será espontánea si la pila formada por sus dos semireacciones tiene una fem positiva.

“A medida que la Fem es más positiva mayor espontaneidad del proceso”

Unidades de la Fem: Voltios

¿Cómo se mide?

Con un circuito potenciométrico Evita la polarización de cargas, la cual ocasionaría un potencial adicional, que se desea evitar.

Partes de la pila

Electrodo de oxidación (Ánodo, pérdida de electrones)

Electrodo de reducción (Cátodo, ganancia de electrones)

Medio para la transferencia de carga

Fem = E reducción - E oxidación

En cada electrodo se realiza un trabajo Potencial de Electrodos

A medida que Eoxidación es más (+) Goxidación es más (-) “Mayor espontaneidad”.A medida que Ereducción es más (+) Greducción es más (-) “Mayor espontaneidad”.

4.7.4 Electro depósito (cálculo de electro depósito)

La electrodeposición, o galvanoplastia, es un proceso electroquímico de chapado donde los cationes metálicos contenidos

En una solución acuosa se depositan en una capa sobre un objeto conductor. El proceso utiliza una corriente eléctrica para reducir sobre la superficie del cátodo los cationes contenidos en una solución acuosa. Al ser reducidos los cationes precipitan sobre la superficie creando un recubrimiento. El espesor dependerá de varios factores.

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La electroposición se utiliza principalmente para conferir una capa con una propiedad deseada (por ejemplo, resistencia a la abrasión y al desgaste, protección frente a la corrosión, la necesidad de lubricación, cualidades estéticas, etc.) a una superficie que de otro modo carece de esa propiedad. Otra aplicación del electro posición es recrecer el espesor de las piezas desgastadas p.e. mediante el cromo duro.

Su funcionamiento es el antagónico al de una celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica.

La pieza que se desea recubrir se sitúa en el cátodo del circuito, mientras que el ánodo es del metal con el que se desea recubrir la pieza. El metal del ánodo se va consumiendo, reponiendo el depositado.1 En otros procesos de electrodeposición donde se emplea un ánodo no consumible, como los de plomo o grafito, los iones del metal que se deposita debe ser periódicamente repuestos en el baño a medida que se extraen de la solución.

4.7.5 Aplicaciones de electroquímica en electrónica

La electroquímica, rama de la química que estudia las interrelaciones entre los procesos químicos y los procesos eléctricos. El flujo de electrones desde un punto a otro se llama corriente eléctrica. Cuando la concentración de electrones se iguala en ambos puntos, cesa la corriente eléctrica.

El material por el cual fluyen los electrones se denomina conductor.Los conductores pueden ser de dos tipos: conductores electrónicos o metálicos, y los conductores electrolíticos. La conducción tiene lugar por la migración directa de los electrones a través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. El punto principal del presente trabajo, será la electroquímica, las aplicaciones que esta posee, cuáles son sus unidades fundamentales. 

Los procesos químicos son de una relativa importancia tanto a nivel industrial como a nivel ecológico y natural.

Con el desarrollo del trabajo presentado pudimos conocer un poco más sobre la electroquímica y su funcionamiento, también la aplicación que esta tiene a nivel industrial y comercial. También sobre los puntos relacionados con la electroquímica.

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Se habló también sobre la electrolisis, los procesos de óxido - reducción y su importancia a nivel industrial.

1. Demostrar que las reacciones químicas producen energía y que esta energía es electricidad.2. Que estas reacciones químicas son reacciones de oxidación y otras de reducción.3. Demostrar con sencillo ejemplo la fabricación de una batería casera.4. Otras fuentes que desarrollan energía.

Aplicaciones de electroquímica en la electrónica

Las baterías o pilas como comúnmente se les conoce, tiene más de 200 años de existencia, desde su primer modelo primitivo hasta lo modernos productos que existen en la actualidad, como pilas alcalinas, pilas recargables, etc.

4.3.6. Nano química propiedades fisicoquímicas no convencionales de polímeros Catenanos y Rotaxanos

Un campo de investigación reciente y muy interesante es el de las máquinas moleculares. Inspirándose en la mecánica biológica, muchos han buscado formar sistemas moleculares en movimiento para generar trabajo que promete tener muchas aplicaciones. De interés especial para estos propósitos son un tipo de moléculas llamadas catenanos y rotaxanos. Los catenanos son estructuras formadas por la interconexión de dos o más macrociclos para formar una especie de cadena, con cada macrociclo tomando el papel de un eslabón. Los rotaxanos son estructuras con una molécula en forma de mancuerna rodeada en el centro por un macrociclo. 

Los primeros catenanos y rotaxanos fueron sintetizados en la década de 1960, pero no fue sino hasta hace unos años que se empezaron a considerar estas estructuras como posibles fuentes de una aplicación importante. Al principio, la síntesis de este tipo de estructuras era muy difícil ya que se utilizaban únicamente fuerzas intermoleculares e interacciones ácido-base para dirigir la reacción. Sin embargo, en la actualidad ya no existen ese tipo de impedimentos ya que se han diseñado métodos de síntesis que incorporan metales de transición para dirigir la reacción. Uno de los metales más empleados para esto es el cobre en estado de oxidación (I). Las estrategias más comunes consisten en formar un complejo con fragmentos coordinantes acíclicos para luego cerrar los fragmentos mediante una reacción de sustitución u otro tipo de reacción. El centro metálico puede ser

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removido posteriormente formando una sal insoluble con otro ligante para obtener el catenano libre.

La idea de producir motores moleculares con este tipo de estructuras proviene del estudio del mecanismo de la contracción muscular. En las células musculares existen arreglos en forma de fibras, con un filamento de miosina rodeado de filamentos de actina. El movimiento ocurre por deslizamiento de los filamentos impulsado por la hidrólisis del ATP. Haciendo una analogía con esta función biológica, se han preparado estructuras moleculares que presenten este tipo de movimiento. Uno de los sistemas más prometedores son los polipirroles que permiten doblar un polímero sólido en una dirección u otra dependiendo de la corriente eléctrica aplicada. Los rotoxanos se basan en el mecanismo de los sarcómeros del músculo, y el ciclo central no permite que la cadena en forma de mancuerna se deslice completamente fuera del sistema. Sin embargo un método químico interesante consiste en el intercambio de centros metálicos en un catenano. Para esto es importante que los ciclos tengan varios átomos donadores.

La promesa de esta tecnología se ha manifestado en la industria de la computación. La naturaleza móvil tanto de los rotaxanos como de los catenanos hace que se comporten como interruptores moleculares, lo cual implica una amplia gama de aplicaciones tecnológicas. Se ha pensado en ocupar estas moléculas para producir chips muy pequeños, donde los rotaxanos actúen como transistores. También se están desarrollando aplicaciones en las que funcionen como sistemas de almacenamiento de información para producir computadoras moleculares. De igual forma pueden ocuparse como sensores moleculares. Este tipo de aplicaciones se han trabajado ampliamente en los últimos años y se ha hecho un gran avance, pero aún es muy temprano para asegurar su efectividad y si serán capaces de cumplir las expectativas que han generado.

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