Integrantes:
_Castillo Quevedo. (trabajo)
_Chunga Campos.(trabajo)
_Cristian Argardoña Namuche.(trabajo)
_Parra Calle.(No trabajo)
_Navarro Novoa.(No trabajo)
Enlaces Químicos:
Subtitulos de Enlaces Químicos
Clases de Enlaces Químicos:
*Covalente Metálico: La unión es completa; la situación electrónica en los metales es imaginar al cristal como una serie de iones iguales sumergidos en un mar de electrones; siendo la causa para la cohesión de los metales.
*Covalente Químico:Unión química entre dos átomos enlazados, considerando las interacciones entre los electrones de valencia de enlazamiento químico.
Los compuestos están formados por agrupaciones de átomos, moléculas o iones(con carga positiva o negativa) manifestándose en todos ellos una fuerza de unión, fenómeno llamado enlace químico.
La configuración electrónica cumple un rol muy importante; al configurar el nivel más externo de los átomos, llamados nivel de valencia, donde se encuentran electrones de valencia que tiende a alcanzar mayor estabilidad adoptando la configuración de un gas noble.
*Covalente Polar:Los Enlaces Iónicos y Covalentes representan extremos en los tipos de enlaces de los compuestos; la propiedades físicas y químicas determinan que los enlaces que hay entre ellos no son iónicos ni covalentes, si no, son covalentes polares.
Los compuestos que tienen enlace covalente polar se llaman compuestos polares.
Ejm:
* Covalente Electrovalente:Existe entre dos átomos cuando uno de ellos (X) pierde un electrón quedando cargado positivamente (X+), y el otro (Y) gana un electrón resultando ser cargado negativamente (Y-); éstos átomos se atraen por fuerzas electrostáticas y forman compuestos iónicos (X+;Y-).
Esto es debido a las atracciones electrostáticas entre partículas químicas iónicas:
Cationes(+) : Partículas químicas cargados electropositivamente.
Aniones(-) : Partículas }químicas cargadas electronegativamente.
Ejemplo:
Mediante los enlaces iónicos se forman compuestos químicos, conocidos como iónicos; por ejemplo, el fluoruro de litio se forma cuando un átomo de litio le cede al flúor el único electrón que tiene en su último nivel, lográndose así que los átomos de litio y flúor se estabilicen y se transformen en íones; el litio, por haber perdido un electrón, se convierte en un anión.
Ejm:
Molécula Iónica del Cloruro de Sodio
*Covalentes Multiples: Son las que participan con más de un par de electrones entre cada dos átomos; si participan dos se le denomina enlace doble; si son tres enlace triple, etc.
*Covalente Coordinado: Es la unión de especies que se forman cuando un par de electrones del átomo de una especie se une con el orbital incompleto del otro átomo de la otra especie. Ejm. En este enlace también se combinan los orbitales de las capas de valencia de ambos átomos para formar uno solo que contiene a los 2 electrones; la diferencia con el anterior es que sólo uno de los átomos aporta los 2 electrones y queda con carga positiva. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones: N->H
Diagrama de Lewis
Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, aspas o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento.
La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia.
Ejm:
Los símbolos de puntos de Lewis muestran los electrones de valencia que tiene un átomo de un elemento dado.
Regla del Octeto
Es una forma de afirmar la estabilidad de valencia, pueden alcanzar esta constitución ganando electrones hasta completar el octeto, formando un ion negativo. Mientras los que tienen pocos electrones tienden a perder sus electrones formando un ion positivo.
Ejm.
¿Qué es el Enlace Covalente?
El modelo de enlace entre iones no se puede utilizar para explicar la unión entre cualquier pareja de átomos. Si dos átomos son iguales, no existe ninguna razón que justifique que uno de estos átomos se transforme en ión. Para justificar estas situaciones se utiliza otro modelo de enlace. Cuando los átomos que forman un enlace comparten sus electrones con la finalidad de cumplir con la regla de los ocho, se forma un enlace. El tipo de enlace que se observa en la molécula de hidrógeno y en otras moléculas en que los electrones son compartidos por los dos núcleos se llama enlace covalente. En la molécula de H2 los electrones residen principalmente en el espacio entre los núcleos en donde son atraídos de manera simultánea por ambos protones. El aumento de fuerzas de atracción en esta zona provoca la formación de la molécula de H2 a partir de dos átomos de hidrógeno separados. La formación de un enlace entre los átomos de hidrógeno implica que la molécula H2 es más estable por determinada cantidad de energía, que dos átomos separados (energía de enlace).
¿Cómo se forma un enlace covalente coordinado?
Cuando el par de electrones compartidos pertenece solo a uno de los átomos se presenta un enlace covalente coordinado o dativo. El átomo que aporta el par de electrones se llama donador y el que los recibe receptor o aceptor.
Energía de ionización
Es la mínima energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido. Podemos expresarlo así:
Siendo A (g) un átomo neutro en estado gaseoso; EI, la energía de ionización y
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 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 kilojulios por mol (kJ/mol).
1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J
Preguntas sobre la Tabla Periódica
Elementos descubiertos
Hasta el momento se van descubriendo 118 elementos, de los cuales los primeros 92 son naturales y los demás son creados en laboratorios.
Asignar nombre a elementos
a) El nombre de científicos
Rutherfordio:Rf, Einstenio: Es, etc.
b) El nombre de países, ciudades, continentes,etc:
Californio:Cf, Europio:Eu
c) El nombre de astros:
Plutonio:Pu, Uranio:U
d) El nombre en latín de algunos elememtos:
Plata: Argentum: Ag, Calcium: Calcio: Ca
El símbolo
El símbolo representa la forma abreviada de un elemento quimico
El padre de los símbolos
La símbología químico fue propuesta por Jacobo Berze Lius en el año 1814.
Escritura de los símbolos
Lo que se tiene que tener en cuenta al escribir los símbolos de los elementos químicos, primeramente se ha convenido escribir la primera letra del símbolo con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula , abreviados para identificar estos elementos en lugar de sus nombres completos.
Ejemplo:
En vez de carbono se utiliza la letra C; En vez de oxígeno se utiliza la letra O.
Aportes de Berzelius y Dobereiner
La clasificación de Berzelius en 1892:
Así clasificaba a los elementos como electropositivos o electronegativos. Si un elemento ganaba electrones, era electronegativo; y si los perdía, era electropositivo.
La clasificación de Dobereiner en 1892:
Döbereiner ordeno los elementos de tres en tres.
Se baso en que el peso atómico del elemento central es el promedio de la suma de los elementos de los costados
Aporte de Newland
Ley de las octavas de Newlands:
Newlands los clasificó en grupos de 8 elementos cada uno; en donde el primer elemento tenía propiedades similares con el último.Aportes de Mendeleyev
Clasificó los elementos en orden creciente a pesos atómicos pero de tal forma que los elementos con propiedades similares estén en un mismo grupo.
Mendelev notó que para ordenar en grupos , era necesario dejar espacio o casillero cacios para nuevos elementos aun no descubiertos por entonces ,pudo predecir las propiedades de dichos elementos.
Ley periódica de Mendeleyev.
“Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos”
Ventajas y desventajas de la tabla periodica de mendeleiev
1. Corrigió los pesos atómicos y las valencias de algunos elementos por no tener sitio en su tabla de la forma en que eran considerado hasta entonces.
2. Señaló las propiedades de algunos elementos desconocidos, entre ellos, tres a los que llamó eka-boro, eka-aluminio, y eka-silicio.
3. En 1894 Ramsy descubrió un gas el que denominó argón. Es monoatómico, no presenta reacciones químicas y carecía de un lugar en la tabla. Inmediatamente supuso que debían existir otros gases de propiedades similares y que todos juntos formarían un grupo. En efecto, poco después se descubrieron los otros gases nobles y se les asignó el grupo cero.
4. Todos los huecos que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los elementos correspondientes. Estos presentaban propiedades similares a las asignadas por Mendeleiev.
Desventajas:
1. No tiene un lugar fijo para el hidrógeno.
2. Destaca una sola valencia.
3. El conjunto de elementos con el nombre de tierras raras o escasas (lantánidos) no tiene ubicación en la tabla o es necesario ponerlos todos juntos en un mismo lugar, como si fueran un solo elemento, lo cual no es cierto.
Descubrió que los elementos químicos son función de sus números atómicos, los ordenó crecientemente con respecto a sus número atómico, agrupandolos en grupos y periódos.
Aportes de Moseley
En 1913 descubrió su ley de los números atómicos, según la cual la raíz cuadrada de la frecuencia de los rayos X producidos cuando un elemento se bombardea con rayos catódicos es proporcional al número atómico del elemento, con la cual comrovó que las propiedades de los elementos dependen de su numero atómico.
Tabla periódica Actual
En la tabla periódica, los elementos se distribuyen en filas, o períodos, y en columnas, o grupos.
La estructura básica de la tabla periódica es el apoyo mas firme del modelo mecánico-cuántico, utilizado para predecir las configuraciones electrónicas.
Los átomos de los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma configuración electrónica externa.
Por el contrario, al analizar la configuración electrónica de los átomos de los elementos situados en el mismo período, se comprueba que tienen el mismo número de niveles de energía (n).
Según esta estructura en grupos y períodos, la tabla queda dividida en cuatro bloques fundamentales: s, p, d y f.
Los bloques s y p corresponden a los elementos representativos y comprenden a los metales y los no metales.
Los elementos del bloque d se denominan elementos de transición y son todos metálicos.
Actualmente la tabla periódica cuenta con 112 elementos ordenados según la “Ley periódica actual, de los cuales los primeros 92 son naturales (Hidrógenos: H hasta el Uranio: U), los que continúan son elementos creados en laboratorios (Neptuno: Np hasta el Ununbio: Uub)
Elementos actuales
Se conocen hasta ahora más de 118 elementos.
Grupos y periodos
Sus grupos:
A las columnas verticales de la Tabla Periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón su último orbital) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los Gases Nobles, los cuales tienen su último orbital lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente no-reactivos.
Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son:
Grupo 1 (IA): los metales alcalinos.
Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos .
Grupo 3 al Grupo 12: los metales de transición y metales nobles.
Grupo 13 (IIIA): Terreos.
Grupo 14 (IVA): Carbonoideos.
Grupo 15 (VA): Nitrogenoideos.
Grupo 16 (VIA): Los calcógenos o anfigenos.
Grupo 17 (VIIA): Los halogenos.
Grupo 18 (Grupo VIII): Los gases nobles.
Sus periodos:
La tabla periódica consta de siete períodos:
Primer Periodo: Un elemento del periodo 1 es aquel elemento químico en la primera fila (o periodo) de la tabla periódica.
Segundo Periodo: Un elemento del periodo 2 es aquel elemento químico en la segunda fila (o periodo) de la tabla periódica.
Tercer Periodo: Un elemento del periodo 3 es aquel elemento químico en la tercera fila (o periodo) de la tabla periódica.
Cuarto periodo: Un elemento del periodo 4 es aquel elemento químico en la cuarta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Quinto periodo: Un elemento del periodo 5 es aquel elemento químico en la quinta fila (o periodo) de la tabla periódica.
Sexto periodo: Un elemento del periodo 6 es aquel elemento químico en la sexta fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los lantánidos.
Sétimo Periodo: Un elemento del periodo 7 es aquel elemento químico en la séptima fila (o periodo) de la tabla periódica, incluidos los actínidos. La mayoría de los elementos pertenecientes a este período son muy inestables, muchos de ellos radiactivos.
Propiedades de los elementos de la tabla periódica
Esta tabla periódica de los elementos químicos ordenados en grupos o familias contiene información general acerca de cada uno de los elementos (valencia, propiedades químicas, características, historia, inventor...), así como sus efectos sobre la salud y el medio ambiente. Esta tabla es una versión actual, interactiva e imprimible de la tabla de elementos de Mendeleiev (creador de la tabla periódica, su concepto y definición).
La Configuración de los Electrones y la TablaLa naturaleza 'periódica' de los elementos se debe a su configuración de los electrones. Dicho en otras palabras, la manera en la cual los átomos de los electrones se organizan alrededor de su núcleo, afecta las propiedades del átomo.
El acido sulfúrico
El ácido sulfúrico es un compuesto químico muy corrosivo cuya fórmula es H2SO4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los paises.
Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica.
Generalmente se obtiene a partir de dióxido de azufre, por oxidación con óxidos de nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.
La molécula presenta una estructura pirámidal, con el átomo de azufre en el centro y los cuatro átomos de oxígeno en los vértices. Los dos átomos de hidrógeno están unidos a los átomos de oxígeno no unidos por enlace doble al azufre. Dependiendo de la disolución, estos hidrógenos se pueden disociar. En agua se comporta como un ácido fuerte en su primera disociación, dando el anión monohidrogenosulfato, y como un ácido débil en la segunda, dando el anión sulfato.
configuración, triadas y octavas
Configuración:
Triadas: Clasificación de la tabla periódica dada por Dobereyner , la cual consiste en agrupar los elementos de tres en tres, donde el peso atómico del elemento intermedio es el promedio de la suma de los pesos atómicos de los elementos de los costados.
Octabas: Clasificación de la tabla periodica dada por Newland; la cual consiste en ordenar los elementos en grupos de 8 elementos, en los cuales, el primer elemento tenga propiedades similares al último.
Ecología
La ecología es el estudio de la relación entre los seres vivos y su medio ambiente o de la distribución y abundancia de los seres vivos, y cómo esas propiedades son afectadas por la interacción entre los organismos y su medio ambiente.
Elementos quimicos dañinos para el medio ambiente
Entre la decada de los 70 y 80, los científicos descubrieron que la capa de ozono comenzaba a destruirse debido al frecuente uso de los aerosoles, insecticidas, entre otras, por parte de los humanos.
Otra de las principales causas por la cual la capa de ozono se esta desintegrando es por la acumulacion de gases tóxicos, como el CO2, que existen en la atmosfera debido a que en la tierra hay zonas donde lo único que hay es basura.
Un ejemplo de esto lo podemos encontrar en Piura; al salir de la ciudad de Piura rumbo a Sullana, hay tramos de la carretera donde solo hay basura.
Otro caso es la minería artesanal(Piura), donde se quieren extraer elementos químicos como el cianuro; lo cual provocaría que se de una contaminacion en los rios de nuestra localidad y por consiguiente que las zonas dedicadas a la agricultura se contamiene, lo cual conlleva a que los productos que consumimos no sean de buen estado.
Funciones químicas inorgánicos
Óxidos: Se obtienen combinando un elemento cualquiera con oxígeno. Este se divide en 2 grupos:
a) Oxido base: Cuando el elemento que se combina es un metal.
b) Oxido ácido: Cuando el elemento que se combina es un no metal.
Nomenclaturas:
Se aceptan 3 tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:
*Nomenclatura sistemática: para nombrar de este modo se usan prefijos numéricos excepto para indicar que el primer elemento de la fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber confusión posible debido a que tenga una única valencia.
*Nomenclatura stock: En este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia atómica, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (compuestos binarios).
*Nomenclatura tradicional: Aquí se indica la valencia del elemento que forma el compuesto con una serie de prefijos y sufijos.
Nomenclaturas de los óxidos base:
Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. Fórmula:M2Ox si la valencia del metal es par se simplifica. La nomenclatura stock es la más frecuente. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno.
| Ejemplo | Nomenc. sistem. | Nomenc. stock | Nomenc. tradic. |
|---|---|---|---|
| K2O | monóxido de dipotasio | óxido de potasio | óxido potásico |
| Fe2O3 | trióxido de dihierro | óxido de hierro(III) | óxido férrico |
| FeO | monóxido de hierro | óxido hierro(II) | óxido ferroso |
| SnO2 | dióxido de estaño | óxido de estaño (IV) | óxido estánnico |
Óxidos ácidos o anhídridos
Son aquellos formados por la combinación del óxigeno con un no metal. Fórmula general:N2Ox (N es el no metal) si se puede se simplifica. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido a excepción de un par de óxidos de nitrógeno como se muestran más adelante. La nomenclatura sistemática es la más frecuente. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos en orden de menor a mayor valencia del no metal
| Ejemplo | Nomenc. sistem. | Nomenc. stock | Nomenc. tradicional |
|---|---|---|---|
| F2O | monóxido de diflúor | óxido de flúor | anhídrido hipofluoroso (excepción de la norma general de la nomenclatura tradicional) |
| SO3 | trióxido de azufre | óxido de azufre(VI) | anhídrido sulfúrico |
| Cl2O7 | heptóxido de dicloro | óxido de cloro(VII) | anhídrido perclórico |
2.- Formulación y nomenclatura de hidruros: metálicos y no metálicos.
Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles.
¿Cómo se formulan?
Hidruros Metálicos
Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del metal. Fórmula: XHn
Ácidos Hidrácidos
Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del Hidrógeno (H), a continuacion la valencia del no metal y por últimos el símbolo del Azufre, Selenio, Teluro, Fluor, Cloro, Bromo o Yodo. Fórmula: XnH
Hidruros Volatiles
Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitorgeno, fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio, a continuacion el símbolo del Hidrógeno (H) y despùes la valencia del no metal correspondiente.Fórmula: XHn
¿Cómo se nombran?
Hidruros Metálicos
Provienen de la combinación entre el Hidrógeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras Hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En las demás nomenclaturas que igual que en los óxidos, lo único que en vez de óxido se pone hidruro.
Ejemplos: Tradicional / Stock / Sistemática.
CaH2-------------------------------------Hidruro de Calcio / Hidruro de Calcio / Dihidruro de Calcio.
NaH---------------------------------------Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio /
Hidruro de Sodio.
Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actúa con la valencia menor y en ico cuando actúa con la valencia mayor y se le quita el prefijo de.
Ejemplos:
FeH3-------------------------------------Hidruro ferrico.
FeH2-------------------------------------Hidruro ferroso.
Ácidos Hidrácidos
Son las combinaciones binarias entre el Hidrógeno y los siguientes no metales:
Elemento | Valencia | Elemento | Valencia |
Azufre | 2 | Flúor | 1 |
Cloro | |||
Selenio | Bromo | ||
Teluro | Iodo |
Los Ácidos Hidrácidos solo se nombran en las nomenclaturas Tradicional y Sistemática, y no en
Tradicional
Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del no metal terminado en hídrico.
Ejemplos:
HCl-------------------------------------Ácido Clorhídrico.
H2S-------------------------------------Ácido Sulfhídrico.
Sistemática
Se nombran primero poniendo el nombre del no metal acabado en uro. y sigue con las palabras de hidrógeno.
Ejemplos:
HCl-------------------------------------Cloruro de hidrógeno.
H2S-------------------------------------Sulfuro de hidrógeno.
Hidruros Volatiles
Son las combinaciones del hidrógeno con los siguientes elementos químicos, y que contienen las siguientes valencias:
Elemento | Símbolo | Valencia |
Nitrógeno | N | 3 |
Fósforo | P | |
Arsénico | As | |
Antimonio | Sb | |
Boro | B | |
Carbono | C | 4 |
Silicio | Si |
Los Hidruros Volátiles se nombran en la sistemática, en vez de la tradicional tienen un nombre especial cada uno de ellos, y se indican en este cuadro:
Formula | Nombre Común | Sistemática |
NH3 | Amoniaco | Trihidruro de Nitrógeno |
PH3 | Fosfina | Trihidruro de fósforo |
AsH3 | Arsina | Trihidruro de arsénico |
SbH3 | Estibina | Trihidruro de antimonio |
BH3 | Borano | Trihidruro de boro |
CH4 | Metano | Tetrahidruro de carbono |
SiH4 | Silano | Tetrahidruro de silicio |
Los Hidruros Volátiles no se nombran en la Stock.
3.- Formulación y nomenclatura de hidróxidos.
Son compuestos ternarios que contienen un elemento metálico y tantas agrupaciones OH (hidróxido) como el número de oxidación que manifieste el metal. Con más propiedad se podrían definir como combinaciones entre cationes metálicos y aniones OH-.
Según la nomenclatura de Stock se nombran con las palabras “hidróxido de” seguido del nombre del metal y entre paréntesis el número de oxidación, en números romanos, en el caso de que tenga más de uno.
Hidróxido de METAL(N)
En la fórmula: el número de oxidación del metal es igual al número de iones OH-.
En el nombre: El número de oxidación del metal si no es fijo nos lo tienen que dar entre paréntesis, luego la fórmula tendrá tantos OH como indica el número de oxidación del metal.
LiOH
Hidróxido de litio
Ba(OH)2
Hidróxido de bario
Fe(OH)3
Hidróxido de hierro(III)
Cr(OH)3
Hidróxido de cromo(III)
Al(OH)3
Hidróxido de aluminio
