Química moderna

INTRODUCCION
Estos apuntes se pretende proporcionar a los estudiantes conocimientos suficientes de química moderna para
sus estudios. Se quiere mostrar que la química es fundamental para comprender muchos aspectos de lo que
sucede en nuestro mundo y también que es una ciencia vital en constante desarrollo. Se trata de mantener los
apuntes actualizados en cuanto a conceptos y aplicaciones nuevos.
En los primeros capitulos se introducen conceptos básicos, como nomenclatura y estequiometría que
proporcionan los antecedentes necesarios para muchos de los experimentos de laboratorio que suelen
efectuarse en química general.
Los capitulos siguientes del (6 al 8) se ocupan de la estructura electrónica y los enlaces.
La secuencia de capítulos corresponde a la organización de acuerdo a la carta descriptiva y el programa de
estudios.
Capitulo 1.
Clasificación de la materia
¿Cómo nuestros cuerpos usan los alimentos para mantener la vida?
La química proporciona respuestas a estas preguntas y aun sin número similares. La química es la ciencia que
estudia las propiedades de los materiales y los cambios que sufren éstos.
Uno de los atractivos de aprender química es ver como los principios químicos operan en todos los aspectos
de nuestra vida, desde actividades cotidianas como encender un fósforo hasta cuestiones más trascendentes
como el desarrollo de fármacos para curar el cáncer.
La química implica estudiar las propiedades y el comportamiento de la materia.
Dos de los principales métodos de clasificación de la materia se basan en su estado físico.
Estados de la materia.
Una muestra de materia puede ser un gas, líquido o un sólido.
Los estados de la materia difieren en algunas de sus propiedades observables.
Un gas (vapor) 1. − No tiene volumen ni forma fijos
2. − Se ajusta al volumen y la forma de su recipiente.
3. − Podemos comprar un gas de modo que ocupe un lugar más pequeño, o expandirlo para ocupar uno
,mayor.
Un líquido 1. − Tiene volumen definido independiente de su recipiente pero no tiene forma específica.
2. − Toma la forma de la porción del recipiente que ocupa.
1
Un sólido 1. − Tiene forma y volumen definidos.
2. − Es rígido.
3. − Ni los líquidos ni los sólidos pueden comprimirse de forma apreciable.
Las propiedades de los estados pueden entenderse en el nivel molecular.
En un gas, las moléculas están muy separadas y se mueven a alta velocidad, chocando repetidamente entre si y
con las paredes del recipiente.
En un líquido las moléculas están empacadas más cerca unas de otras, pero aún se mueven rápidamente, y
pueden deslizarse unas sobre otras; por ello los líquidos fluyen fácilmente.
En un sólido las moléculas están firmemente sujetas unas a otras, por lo regular en patrones definidos dentro
de los que las moléculas apenas pueden moverse un poco en sus posiciones, por lo demás fijas, por ello , los
sólidos tienen forma rígida.
Sustancias puras y mezclas.
La mayor parte de las formas de materia con las que nos topamos, por ejemplo, el aire que respiramos (gas), la
gasolina para autos (líquido) y el acera por la que caminamos (sólido) no son químicamente puras. Pero las
podemos separar o descomponer, estas clases de materia en diferentes sustancias puras.
Sustancia pura.− Materia que tiene una composición física y propiedades características, por ejemplo, el agua
y la sal de mesa (NaCl).
Podemos clasificar las sustancias como elementos o compuestos.
Elemento.− Son sustancias que no pueden descomponerse en sustancias más simples. Cada elemento se
compone de un solo tipo de átomo.
Compuestos.− se componen de dos o más elementos y por tanto tienen dos o más clases de átomos.
La mayor parte de la materia que vemos a diario consiste en mezclas de diferentes sustancias.
Mezclas.− son combinaciones de dos o más sustancias en las que cada sustancia conserva su propia identidad
química y por ende sus propiedades.
Nota: en tanto las sustancias puras tienen composiciones fijas, las composiciones de las mezclas pueden
variar.
Ejemplo: una taza de café puede contener poca o mucha azúcar. Las sustancias que componen una mezcla
(azúcar y agua) se denominan componentes de la mezcla.
Algunas mezclas, como la arena, las rocas y la madera, no tienen la misma composición, propiedades y
aspecto en todos los puntos, tales mezclas son heterogéneas. Las mezclas que son uniformes en todos sus
puntos son homogéneas. El aire es una mezcla homogénea de las sustancias gaseosas N2, O2 y cantidades
más pequeñas de otras sustancias. Las mezclas homogéneas también se llaman soluciones.
Soluciones
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• Aire (gaseosa)
• Gasolina (líquida)
• Latón (sólida)
Resumen de la clasificación de la materia en mezclas, compuestos y elementos.
Elementos
En la actualidad se conocen 112 elementos, los cuales varían ampliamente en abundancia.
90% de la corteza terrestre son : oxígeno, silicio, aluminio, hierro y calcio.
Compuestos
Casi todos los elementos pueden interactuar con otros elementos para formar compuestos.
Propiedades de la materia
• Propiedades intensivas
• Propiedades extensivas
• Propiedades físicas
• Propiedades químicas
Muchas de las propiedades de la materia son cuantitativas, están asociadas a cifras. Cuando una cantidad es
medida, las unidades deben estar especificadas.
Las unidades utilizadas para las mediciones son las del sistema métrico.
En 1960 se aprobó un acuerdo internacional que especifica las unidades métricas básicas que deben utilizar
los científicos, conocidas como unidades SI . Sistema Internacional de unidades.
Longitud y Masa
• La unidad fundamental de la longitud es el metro.
• La masa es una medida de la cantidad de material que hay en un objeto. La unidad SI fundamental es el Kg.
Temperatura
• Medida de la calidez o frialdad de un objeto.
• Determina la dirección de flujo de calor.
• Fluye espontáneamente de una sustancia que está a una temperatura más alta hacia una que está a una
temperatura más baja.
K = oC + 273.15 oC = of − 32 of = 1.8oC + 32
1.8
Unidades SI derivadas
Las unidades fundamentales sirven para derivar otras unidades, por ejemplo, la velocidad definida como el
cociente de la distancia y el tiempo transcurridos. Por lo tanto la unidad SI para la velocidad es m/s. otros
ejemplos son fuerza, presión y energía.
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Examinaremos dos unidades derivadas simples pero importantes: las de volumen y densidad.
Volumen
La unidad fundamental del volumen es el m3, dm3 conocido como litro (L) y un litro tiene 1000 mL o
1000cm3.
Densidad
Se utiliza para caracterizar las sustancias, se define como la cantidad de masa en una unidad de volumen de la
sustancia:
Densidad = masa , expresada en g/cm3
Volumen
A veces se confunden los términos densidad y peso, ejemplo, el hierro tiene una densidad mayor que la del
aire, 1 Kg de aire tiene la misma masa que 1 Kg de hierro, pero el hierro ocupa un volumen más pequeño lo
que confiere una densidad mayor.
Incertidumbre al medir
Números exactos.− son aquellos que tienen valores por definición o son enteros que resultan de contar
objetos, ejemplo, 12 huevos, 1000Kg, 2.54cm en una pulgada.
Los números que se obtienen midiendo siempre son inexactos, causa de ello son: errores del equipo,
diferencias al medir de cada persona (errores humanos) y la calibración. Siempre hay incertidumbre en las
cantidades medidas.
Precisión y exactitud
Precisión.− es una medida de la concordancia de mediciones individuales entre sí.
Exactitud.− se refiere a que tanto las mediciones individuales se acercan al valor correcto o verdadero.
Cifras significativas
Todos los dígitos incluido el incierto se denominan cifras significativas. Ejemplo: 2.2405 tiene 5 cifras
significativas. La cantidad de cifras significativas indican la exactitud en una medición.
Análisis dimensional
A lo largo del curso usaremos esta estrategia como ayuda para resolver los problemas. En el análisis
dimensional llevamos las unidades en todos los cálculos. Las unidades se multiplican unas por otras, se
dividen unas entre otras o se cancelan.
El análisis dimensional ayuda a asegurar que las soluciones a los problemas tengan las unidades correctas.
Además ofrece una forma sistemática de resolver muchos problemas numéricos y de revisar las soluciones
para detectar posibles errores.
La clave para usar el análisis dimensional es el empleo correcto de factores de conversión para transformar
una unidad en otra.
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Un factor de conversión es una fracción cuyo numerador y denominador son la misma cantidad expresada en
diferentes unidades.
2.54cm = 1 pulgada factores de conversión 2.54 cm y 1 pulgada
1pulgada 2.54 cm
convertir 8.50pulgadas a cm.
Número de centímetros = (8.50pulgadas) 2.54cm = 21.6 cm
1pulgada
Si una mujer tiene una masa de 115lb, ¿qué masa tiene en gramos?
453.6g = 1lb R= 52200g
Ejercicios de práctica.
1.− Usando un factor de conversión del interior de la contraportada, determine la longitud en kilómetros de
una carrera de automóviles en 500 mi.
1Km = 0.62137mi R= 804.7Km
2.− Nos interesa conocer la longitud en pulgadas de una varilla de 8.00m.
Número de pulgadas = 8.00m(100cm)(1pulgada) = 315pulgadas
1m 2.54cm
Resumen de análisis dimensional
Al usar análisis dimensional para resolver problemas, siempre nos hacemos tres preguntas:
1.− ¿Qué datos nos da el problema?
2.− ¿Qué cantidad queremos obtener en el problema?
3.− ¿Con qué factores de conversión contamos para llevarnos de la cantidad dada a la cantidad deseada?
Ejercicios.
3.− Identifique cada una de las siguientes sustancias como gas, líquido o sólido en condiciones ordinarias de
temperatura y presión:
Oxígeno (g) helio (g)
Cloruro de sodio (s) cobre (s)
Mercurio (l) alcohol isopropílico (l)
Dióxido de carbono (g) bicarbonato de sodio (s)
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4.− Clasifique cada una de las siguientes como sustancia pura o mezcla; si es una mezcla, indique si es
homogénea o heterogénea:
Agua de mar mezcla homogénea
Magnesio sustancia pura
Gasolina mezcla homogénea
Concreto (hormigón) mezcla heterogénea
Aire mezcla homogénea
Nitrógeno sustancia pura
Cristales de yodo sustancia pura
Aderezo de queso azul para ensaladas mezcla heterogénea
5.− Dé el símbolo químico para cada elemento.
Aluminio (Al), sodio (Na), hierro (Fe), Potasio (K), fósforo (P), Bromo (Br), nitrógeno (N), Carbono (C),
cadmio (Cd), cromo (Cr), zinc (Zn), yodo (I), oxígeno (O), neón (Ne).
6.− De el nombre del símbolo de cada elemento.
H − hidrógeno, Mg − magnesio, Pb − plomo, Si − silicio, F − flúor, Sn − estaño, Ag − plata, Ni − niquel, Ti −
titanio.
• Ejercicios adicionales:
7.− a) m = 39.75g, v = 25.0mL D = 39.75g = 1.59g/mL
25.0mL
b) D del platino = 23.4g/cm3 m = X , v = 75.0cm3
m = D(volumen) = 23.4g/cm3 (75.0cm3) = 1755g
c) D del magnesio = 1.74g/cm3 , v= X , masa = 275g
volumen = 275g = 158cm3
1.74g/cm3
8.− densidad calculada = 0.86g/mL, probablemente tolueno densidad = 0.866g/mL
9.− a) 1.5cm lado del cubo, D=X, v= (1.5)3 =3.375cm3
masa = 1.9g D = 1.9g = 0.5629g, si flotara es menos denso que el . 3.375cm3 agua.
b) D del Br = 3.12 g/mL, masa = X, v= 0.250L(1000mL) = 250mL
6
1L
c) D de la madera = 1.20 g/cm3, v = X, masa = 5.74 Kg
masa = 5.74Kg(1000g) = 5740g volumen = 5740g = 4783.3 cm3
1 Kg 1.20g/cm3
10.− En un intento por caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones: la sustancia
es un metal lustroso color blanco plateado que se funde a 640oC y hierve a 1105oC, su densidad a 20oC es de
1.738g/cm3. La sustancia arde en aire, produciendo una luz blanca intensa, y reacciona con cloro para
producir un sólido blanco quebradizo. La sustancia se puede golpear hasta convertirla en láminas delgadas o
estirarse para formar alambres, y es buena conductora de la electricidad. ¿Cuáles de estas características son
propiedades físicas y cuáles químicas?
Propiedades físicas
Blanco plateado
Lustroso
Punto de fusión = 649oC
Punto de ebullición = 1105oC
Densidad = 1.738g/cm3
Se convierte en láminas delgadas
Se estira para formar alambres
Buena conductora
Propiedades químicas
Arde en el aire
Reacciona con Cl2
11.− Bromo (Br).
Propiedades físicas
Líquido
Marrón rojizo
Propiedades químicas
Corroe metales fácilmente
Reacciona rápidamente con aluminio para formar
bromuro de aluminio
Punto de ebullición = 58.9 oC
Punto de congelación = 7.2 oC
Densidad = 3.12g/cm3
12.−
Corrosión de aluminio metálico
Fundir hielo
Pulverizar una aspirina
Digerir una golosina
Explosión de nitroglicerina
Proceso químico
Proceso físico
Proceso físico
Proceso químico
Proceso químico
13.−
El fósforo arde
El metal se calienta
Cambio químico
Cambio físico
7
Se condensa agua en el metal
Se deposita hollín(carbono) en el metal
Cambio físico
Cambio químico
14.−
D
F
M
N
P
1 X 10−1
1 X 10−15
1 X 10−6
1 X 10−9
1 X 10−12
c
K
m
1 X 10−2
1 X 10−6
1 X 10 3
1 X 10−3
tiempo
longitud
temperatura
temperatura
area
densidad
longitud
3.2Kg/L
540Km2
2mm3
mL
mm3
ps
K
Densidad
Area
Volumen
Volumen
volumen
Tiempo
temperatura
15.−
5ns
0.88pm
173K
23oC
Cm2
mg/L
Nm
16.− Area = 12in (15.5in) = 186in2 v = 5.175g = 192cm3 [1in3 ] = 0.1168in3
2.70g/cm3 16.4cm3
Espesor = v/area = 0.1168in3 = 0.000628in
186in2
0.000628in [1cm ] [10mm] = 0.01595mm = 0.016mm
0.3937in 1cm
17.− volumen = 1g = 0.05175cm3
19.32g/cm3
0.05175cm3[1 ] [1 ] [1ft2 ] [ 1in2 ] = 1.39 X 10−6cm
8ft 5ft (12in)2 (2.54cm)2
18.− a) 17oC b) 1.9 of c)240K d) 108of e) 1644K
Capitulo 2.
Átomos, moléculas e iones.
Si examinamos los materiales que nos rodean, encontraremos una inmensa variedad que incluye diferentes
colores, texturas, dureza, solubilidad y durabilidad. Los materiales ofrecen marcadas y al parecer infinitas
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diferencias y a pesar de ello solo existen un poco más de 100 elementos y por lo tanto un poco más de 100
átomos que dan lugar a esta variedad.
Los átomos son como el alfabeto que se unen las letras entre si para formar diferentes palabras.
Examinaremos la estructura básica del átomo y consideraremos la formación de moléculas y iones.
Estudiaremos los procedimientos sistemáticos que se emplean para dar nombre a los compuestos.
Teoría atómica de la materia.
Los filósofos griegos Platón y Aristóteles creían que la materia era infinitamente divisible. Una persona que
no estaba de acuerdo con ese punto era Demócrito, quien argumentaba que la materia se compone de
pequeñas partículas indivisibles a las que llamó átomos, que significa indivisible. John Dalton (inglés) publicó
la teoría atómica congruente.
La esencia de la teoría atómica de la materia de Dalton se resume en los siguientes postulados:
• Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos
• Todos los átomos de un elemento dado son idénticos; los átomos de elementos diferentes son
diferentes y tienen propiedades distintas(incluida la masa).
• Los átomos de un elemento no se transforman en tipos de átomos diferentes mediante reacciones
químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.
• Se forman compuestos cuando se combinan átomos de más de un elemento; un compuesto dado
siempre tiene el mismo número relativo y clase de átomos.
Según la teoría atómica de Dalton, los átomos son bloques de construcción básicos de la materia; son las
partículas más pequeñas de un elemento que conservan la identidad química del elemento.
La teoría de Dalton explica leyes sencillas respecto a la combinación química. Una de ellas fue la ley de la
composición constante: en un compuesto dado los números relativos y las clases de los átomos son constantes
(base del postulado 4).
Ley de la conservación de la masa. (ley de la conservación de la materia): la masa total de los materiales
presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. (base del
postulado 3).
Ley de las proporciones múltiples: si dos elementos A y B se combinan para formar más de un compuesto,
las masas de B que se pueden combinar con una masa dada de A están en proporciones de números enteros
pequeños.
El descubrimiento de la estructura atómica.
Los científicos actuales cuentan con un gran arsenal de equipo avanzado para medir las propiedades de
átomos individuales con gran detalle. No obstante, hacia 1850 los científicos habían comenzado a acumular
datos que sugerían que el átomo se compone de piezas todavía más pequeñas llamadas partículas subatómicas
(como los protones, neutrones y electrones, que son más pequeños que un átomo).
Antes de resumir el modelo actual de la estructura atómica, consideramos algunos de los experimentos más
importantes.
Lo que los primeros científicos descubrieron: que la estructura del átomo está relacionada de alguna manera
con la carga eléctrica, sólo hay dos tipos de cargas eléctricas, positivas (+) y negativas (−). Sin olvidar la regla
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que rige estas cargas: cargas iguales se repelen; cargas distintas se atraen.
Rayos catódicos y electrones.
Tubo − se le extrae el aire − se le aplica alto voltaje − produce radiación dentro del tubo − llamada rayos
catódicos.
Porque se origina en el electrodo negativo o cátodo. Aunque los rayos en sí son invisibles, su movimiento
puede detectarse porque hacen que ciertos materiales, incluido el vidrio, despidan rayos de luz fluorescente.
(los cinescopios de los televisores son rayos catódicos; una imagen de televisión es el resultado de la
fluorescencia de la pantalla).
Los rayos catódicos viajan en linea recta pero los campos magnéticos y eléctricos doblan los rayos, los
desvían tal como se esperaría que lo hicieran partículas con carga negativa. Por ello los científicos sugirieron
que la radiación consiste en una corriente de partículas con carga negativa, que ahora llamamos electrones.
Se descubrió que los rayos catódicos emitidos por diferentes materiales eran iguales y se concluyo que los
electrones son un componente fundamental de la materia.
Experimento de la gota de aceite de Millikan.
En 1909 Robert Millikan calculó la masa del electrón usando su valor para la carga 1.60 X 10−19C
(C−coulombs) y la relación carga−masa de Thomson, 1.76 X 108C/g.
Masa = 1.60 X 10−19C = 9.10 X 10−28g
1.76 X 108C/g
masa del electrón 9.10 X 10−28g, esta es unas 2000 veces más pequeña que la del hidrógeno, el átomo más
pequeño.
Se permitió que gotas de aceite, que habían capturado uno o más electrones, cayeran entre dos placas cargadas
eléctricamente. Millikan observo las gotitas, midiendo cómo el voltaje de las placas afectaba su rapidez de
caída.
A partir de estos datos, él cálculo las cargas de las gotas. Su experimento demostró que las cargas siempre
eran múltiplos enteros de 1.60 X 10−19C, cantidad que, según dedujo él, era la carga de un solo electrón.
El átomo nuclear modelo de pudín de ciruela. Experimento de Rutherford
De la dispersión de las partículas alfa
Rutherford postuló que la mayor parte de la masa del átomo, y toda su carga positiva, residía en una región
muy pequeña, extremadamente densa, a la que llamo núcleo. La mayor parte del volumen total del átomo era
espacio vacío en el que los electrones se movían alrededor del núcleo.
La mayor parte de las partículas alfa atraviesan directamente la laminilla porque no se topan con el núcleo,
ocasionalmente una partícula alfa se acerca mucho a un núcleo de oro. La repulsión entre el núcleo altamente
cargado y la partícula alfa es lo bastante fuerte para desviar la partícula alfa, que tiene menos masa.
Experimentos subsecuentes condujeron al descubrimiento de partículas tanto positivas (protones) como nutras
(neutrones).
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La visión moderna de la estructura atómica.
Solo tres partículas subatómicas afectan el comportamiento químico: el protón, el neutrón y el electrón.
La carga de un electrón es −1.602 X 10−19C, y la de un protón es +1.602 X 10−19C. la cantidad 1.602 X
10−19C se denomina carga electrónica.
La carga del electrón es 1− y el protón 1+. Los neutrones no están cargados; es decir son eléctricamente
neutros( de ahí su nombre). Dado que los átomos tienen números iguales de protones y neutrones, no tienen
carga eléctrica.
Los protones y neutrones residen juntos en el núcleo del átomo, que es extremadamente pequeño.
Prácticamente todo el volumen de un átomo es el espacio en el que residen los electrones. Los electrones son
atraídos hacia los protones del núcleo por la fuerza que existe entre partículas con carga eléctrica opuesta.
Se utiliza en masa la unidad de masa atómica (uma). 1uma = 1.66054 X 10−24g.
Una unidad que se emplea para expresar dimensiones atómicas aun si ser del SI es el angstrom (Å). 1Å =
10−10m por lo tanto los átomos tienen diámetros del orden de 1 − 5Å. Ejemplo el diámetro del Cl = 200pm ó
2.0Å.
Ejercicios.
1.− El diámetro de una moneda de un centavo de dólar es de 19mm. El diámetro de un átomo de cobre, en
cambio, es de sólo 2.6Å. ¿Cuántos átomos de cobre podrían estar dispuestos lado a lado en una línea recta
sobre el diámetro de un centavo?
1átomo de Cu = 2.6Å
[19mm][10−3m] [1Å ] [1 átomo de Cu] = 73076923.08 átomos de cobre
1mm 10−10m 2.6Å
2.− El diámetro de un átomo de carbono es de 1.5Å. (a) Exprese este diámetro en picómetros. (b) ¿Cuántos
átomos de carbono podrían alinearse a lo ancho de una línea a lápiz que tiene 0.10mm de anchura?
0.10mm[ 1m ] [ 1Å ] [1 átomo de Cu] = 6.67 X 105 átomos de Cu.
1000mm 10−10m 1.5Å
Isótopos, números atómicos y números de masa.
¿ Qué hace que un átomo de un elemento sea diferente de un átomo de otro elemento? La respuesta se centra
en el número de protones que hay en el núcleo del átomo: todos los átomos de un elemento tienen el mismo
número de protones en el núcleo. El número específico de protones es diferente para los distintos elementos.
Un átomo no tiene carga eléctrica por lo tanto el número de electrones es igual al número de protones.
Ejemplo: el átomo de carbono tiene 6 protones y 6 electrones. La mayor parte de los átomos de carbono
también tienen 6 neutrones, aunque algunos tienen más y otros tienen menos.
Los átomos de un elemento dado difieren en el número de neutrones y por tanto en su masa, se llaman
isótopos. Ejemplo, 126C carbono doce, representa un átomo de carbono que tiene seis protones y seis
11
neutrones. El número de protones, que se denomina número atómico, se indica con el subíndice. El
superíndice indica el número de masa, y el número total de protones más neutrones en el átomo.
Ejemplo. 14C − carbono catorce el cual tienen 6 protones y ocho neutrones.
Usaremos subíndices y superíndices cuando nos estemos refiriendo a un isótopo en particular de un elemento.
Un átomo de un isótopo específico es un núclido.
Ejercicios.
3.− ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en un átomo de 197Au?
Número de masa = 197 = protones + neutrones
79 protones (obtenido de la tabla periódica) y 79 electrones
197 − 79 = 118 neutrones.
4.− ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en un átomo de 39K?
19 electrones, 19 protones y 39 − 19 = 20 neutrones.
5.− El hidrógeno tiene tres isótopos, con números de masa 1, 2 y 3. Escriba el símbolo químico completo para
cada uno.
11H, 21H, 31H.
6.−. Escriba el símbolo químico completo para el núclido que contiene 18 protones, 18 electrones y 22
neutrones.
4018Ar.
7.− El diámetro del átomo de cromo (Cr) es de aproximadamente 2.4Å (a) exprese esta distancia en
nanómetros (nm) y en picómetros (pm). (b) ¿Cuántos átomos de cromo tendrían que alinearse para abarcar
1.0cm?
• 2.4Å [ 10−10m] [ 1nm ] = 0.24nm
1Å 1 X 10−9m
2.4Å[ 10−10m] [ 1pm ] = 240pm
1Å 1 X 10−12m
b) 1.0cm [ 1m ] [ 1Å ] [1átomo de cromo] = 4.2 X 107 átomos de cromo
100cm 10−10m 2.4Å
8.− Si 1.0 X 1011 átomos de bario pudieran acomodarse en fila, formarían una línea recta de 44m de longitud.
Calcule el tamaño del átomo de bario en pm y en Å.
12
[1 átomo de Ba] [ 1Å ] [ 44m ] = 1 X 1011
XÅ 10−10
[ 44m ] [ 1Å ] = 4.4Å
1 X 1011átomos 10−10m
4.4Å [10−10m ] [ 1pm ] = 440pm
1Å 1 X 10−12m
9.− ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los siguientes átomos? (a) 40Ar; b)55Mn; c)65Zn; d)
79Se; e) 184W; f) 235U.
• 18 protones, 22 neutrones y 18 electrones
• 25 protones, 30 neutrones y 25 electrones
• 30 protones, 35 neutrones y 30 electrones
• 34 protones, 45 neutrones y 34 electrones
• 74 protones, 110 neutrones y 74 electrones
• 92 protones, 143 neutrones y 92 electrones
10.−. Llene los huecos de la siguiente tabla, suponiendo que cada columna representa un átomo neutro:
símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
Número de masa
39K
19
20
19
39
55Mn
25
30
25
55
112Cd
48
64
48
112
137Ba
56
81
56
137
207Pb
82
125
82
207
11.−
Símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
Número de masa
Número atómico
70Ga
31
39
31
70
31
51V
23
28
23
51
23
69Se
34
35
34
69
34
197Au
79
118
79
197
79
222Rn
86
136
86
222
86
12.− Escriba el símbolo correcto, con subíndice y superíndice, de cada uno de los siguientes: a) el isótopo de
sodio con masa 23; b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutrones; c) una partícula alfa; d) el isótopo de
cloro que tiene masa 37; e) el núclido de magnesio que tiene el mismo número de protones y de neutrones.
a) 2311Na, b) 5123V, c) 42He, d) 3717Cl.
13.− El isótopo de uranio que se emplea para generar energía tiene 143 neutrones en su núcleo. El isótopo más
común de uranio tiene 146 neutrones en su núcleo. Escriba símbolos químicos, con subíndice y superíndice,
de estos isótopos del uranio.
235 92U, 23892U.
13
La tabla periódica.
La teoría atómica de Dalton preparó el camino para un crecimiento vigoroso de la experimentación química.
Al crecer el volumen de observaciones químicas y expandirse la lista de elementos conocidos, se hicieron
intentos por detectar regularidades en el comportamiento químico. Estas labores culminaron con la tabla
periódica.
Si disponemos los elementos en orden de numero atómico creciente, vemos que sus propiedades químicas y
físicas exhiben un patrón repetitivo, o periódico. Por ejemplo cada uno de los metales blandos y reactivos −
litio, sodio y potasio viene inmediatamente después de uno de los gases no reactivos− helio, neón y argón.
La disposición de los elementos en orden de numero atómico creciente, colocando en columnas verticales los
elementos que tienen propiedades similares, se conoce como tabla periódica.
Los elementos de una columna de la tabla periódica se conocen como grupo. La designación es arbitraria,
existen 3 diferentes esquemas de designación de uso común. ( 1A, IA y 1; 2A, 2 y IIA).
Todos los elementos del lado izquierdo y la parte media de la tabla son elementos metálicos.
Los metales están separados de los elementos no metálicos por una línea diagonal escalonada que va del boro
al astato.
El hidrógeno a pesar de estar del lado izquierdo es un no metal.
Muchos elementos que están junto a la línea que separa los metales de los no metales, como el antimonio,
tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales. Solemos llamarlos metaloides.
Ejercicios.
14.− Para cada uno de los siguientes elementos de el símbolo químico y localícelo en la tabla periodica e
indique si es metal, metaloide o un no metal.
plata
helio
fósforo
cadmio
calcio
bromo
arsénico
Ag
He
P
Cd
Ca
Br
As
Metal
No metal
No metal
Metal
Metal
No metal
Metaloide
Moleculas y compuestos moleculares.
La muestra más pequeña representativa de un elemento es el átomo. Sin embargo solo los gases nobles
normalmente se encuentran en la naturaleza como átomos aislados.
La mayor parte de la materia se compone de moléculas o iones, que se forman a partir de átomos.
Una molécula es un conjunto de dos o más átomos estrechamente unidos. El paquete de átomos resultante se
comporta en muchos sentidos como un solo objetivo distinto.
Moléculas y fórmulas químicas.
14
Muchos elementos se encuentran en la naturaleza en forma molecular, es decir, dos o más átomos del mismo
tipo enlazados entre sí. Por ejemplo, el oxígeno que normalmente está presente en el aire consiste en
moléculas que contienen dos átomos de oxígeno.
Representamos esta forma molecular del oxígeno con la fórmula química O2 (léase o dos). El subíndice indica
2 átomos de oxígeno.
Una molécula formada por dos átomos se denomina molécula diátomica. El oxígeno también existe en otra
forma molecular llamado ozono (O3). Aunque se compongan únicamente de átomos de oxígeno tienen
propiedades químicas y físicas diferentes.
• O2 − indispensable en la vida
• O3 − tóxico
• O2 − inodoro
• O3 − tiene olor fuerte (acre)
Elementos que normalmente ocurren como moléculas diatómicas son, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y los
halógenos. O2, N2, F2, Cl2, Br2, o I2.
Los compuestos que están formados por moléculas se denominan compuestos moleculares, y contienen más
de un tipo de átomo.
• H2O − molécula de agua. Compuesta por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.
• H2O2 − peróxido de hidrógeno
Las propiedades de los compuestos anteriores son distintas.
Fórmulas moleculares y empíricas.
Las fórmulas químicas que indican los tipos de átomos y el número real de cada uno en una molécula se
denominan fórmulas moleculares.
Las fórmulas que solo indican el número relativo de átomos de cada tipo en una molécula se llaman fórmulas
empíricas.
Los subíndices de una fórmula empírica siempre son proporciones enteras más pequeñas.
H2O2 − HO
Fórmula molecular fórmula empírica
C2H4 − CH2
H2O − H2O
Para muchas sustancias las fórmulas son idénticas.
Ciertos métodos comunes de analizar sustancias sólo conducen a la fórmula empírica. sin embargo, una vez
que se conoce la fórmula empírica, experimentos adicionales pueden proporcionar la información necesaria
para convertir la fórmula empírica en la molecular.
Ejercicios.
15
15.−Escriba las fórmulas empíricas de las moléculas siguientes.
(a) Glucosa C6H12O6 − CH2O
(b) óxido nitroso (anestésico) N2O − N2O
16.−Escriba la fórmula empírica de la sustancia cuya fórmula molecular es Si2H6.
SiH3
17.−¿Cuáles de los siguientes elementos esperaría usted que exhibieran la mayor similitud en sus propiedades
químicas y físicas : Li, Be, F, S Cl?
Los elementos F y Cl deberán ser más parecidos porque están en el mismo grupo (7A, halógenos).
18.−Localice el fósforo y el potasio en la tabla periódica. De el número atómico de cada uno e indique si se
trata de un metal, metaloide o no metal.
fósforo
potasio
15
19
No metal
Un metal
Iones y compuestos iónicos.
El núcleo de un átomo no cambia en los procesos químicos ordinarios, pero los átomos pueden adquirir o
perder electrones fácilmente. Si aun átomo neutro le quitamos o le agregamos electrones, se forma una
partícula cargada llamada ion.
Un ion con carga positiva se denomina catión; un ion con carga negativa es un anión.
Ejemplo:
11
11e− − 10e− = 1+
En general, los átomos metálicos tienden a perder electrones; los átomos no metálicos tienden a ganar
electrones.
Ejercicios.
19.−Escriba los símbolos químicos completos para los iones siguientes: a) el ion con 26 protones, 30
neutrones y 24 electrones; b) el ion fósforo con 16 neutrones y 18 electrones.
• Fierro con número atómico 26
Número de masa del isótopo es 26 + 30 = 56
Dado que el ion tiene dos protones más que electrones tiene carga neta de 2+ , por lo tanto el símbolo
completo es: 5626Fe2+.
• Z = 15 número de masa = 16 + 18 = 34
16
Carga del ion 15 − 18 = −3, por lo tanto el símbolo completo es: 3415P3−.
20.−¿Cuántos protones y electrones tiene el ion Se2−?
Protones 34 y electrones 36.
21.−Llene los huecos de las tablas siguientes:
símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
Carga neta
31P3−
15
16
18
3−
40Ca2+
20
20
18
2+
51V2+
23
28
21
2+
79Se2−
34
45
36
2−
59Ni2+
28
31
26
2+
símbolo
Protones
Neutrones
Electrones
Carga neta
52Cr3+
24
28
21
3+
130I−
53
77
54
1−
107Ag+
47
60
46
1+
119Sn2+
50
69
48
2+
75As3−
33
42
36
3−
Predicción de las cargas iónicas.
Muchos átomos ganan o pierden electrones con el fin de quedar con el mismo número de electrones que el gas
noble más cercano a ellos en la tabla periódica. Las disposiciones electrónicas de los gases nobles son muy
estables. Los elementos cercanos pueden alcanzar estas mismas disposiciones estables perdiendo o ganando
electrones. Por ejemplo; un átomo de sodio, la perdida de un electrón lo deja con el mismo número de
electrones que el átomo neutro de néon (con un número atómico igual a 10).
Cuando el cloro gana un electrón queda con 18 electrones igual que el argón (con un número atómico igual a
18).
Ejercicios.
22.−Prediga las cargas esperadas para los iones más estables de bario y oxígeno.
56Ba − el xenón gas noble más cercano tiene un número atómico 54.
Ba2+ puede obtener la disposición estable de 54 electrones perdiendo dos de sus electrones y formando el
catión Ba2+.
8O − gas más cercano es el neón con un Z de 10 puede obtener la disposición estable de 10 electrones
ganando dos electrones y formando el anión O2−.
23.−Prediga la carga del ion de aluminio más estable.
El aluminio tiene Z = 13 y el gas más cercano es el neón con Z = 10 el ion más estable es Al3+.
24.−Cada uno de los elementos siguientes puede formar un ion en reacciones químicas. Consultando la tabla
periódica, prediga la carga del ion más estable de cada uno: a) Ca; b) S; c) I; d) Cs.
17
• Ca2+
• S2−
• I−
• Cs+
Compuestos iónicos.
Es un compuesto que contiene iones con carga positiva y iones con carga negativa.
En muchos casos podemos saber si un compuesto es iónico(formado por iones) o molecular (formado por
moléculas) si conocemos su composición. En general los cationes son iones metálicos; los aniones son iones
no metálicos. En consecuencia, los compuestos iónicos generalmente son combinaciones de metales y no
metales como en el NaCl. En cambio, los compuestos moleculares por lo general sólo tienen no metales, como
en el H2O.
Ejercicios.
25.−¿Cuáles de los siguientes compuestos esperaría usted que fueran iónicos: N2O, Na2O, CaCl2, SF4.
Compuestos iónicos
Na2O
CaCl2
Porque constan de un metal combinado con un no
metal.
Compuestos moleculares
N2O
SF4
Formados por no metales
26.−¿Cuáles de los siguientes compuestos son moleculares: Cl4, FeS, P4O6, PbF2?
Cl4 y P4O6.
27.−Complete la siguiente tabla:
compuesto
B2H6
CH3OH
LiNO3
Se2O3
CsBr
NOCl
NF3
Ag2SO4
Indique si es molecular o ionico
Molecular
Molecular
Iónico
Iónico
Iónico
molecular
molecular
iónico
28.−Los compuestos químicos son eléctricamente neutros. Los iones de un compuesto iónico siempre ocurren
en una proporción tal que la carga positiva total es igual a la carga negativa total.
Si las cargas no son iguales, la carga de un ion (sin su signo) se convertirá en el subíndice del otro ion:
Mg2+ N3− Mg3N2
29.−Determine las fórmulas empíricas de los compuestos por a) iones Al3+ y Cl−, b) iones Al3+ y O2−, c)
iones M2+ y NO3−.
18
• AlCl3
• Al2O3
• Mg(NO3)2
30.−Escriba las fórmulas empíricas de los compuestos formados por los siguientes iones; a) Na+ y PO23−, b)
Zn2+ y SO22−, c) Fe3+ y CO22−.
• Na2PO2
• ZnSO2
• Fe2(CO2)2
31.− Complete la siguiente tabla:
iones
Ca2+ y Br−
NH4+ y Cl−
Al3+ y C2H2O2−
K+ y SO22−
Mg2+ y PO23−
Compuesto
CaBr2
NH4Cl
Al(C2H2O2)2
K2SO2
Mg2(PO2)2
Nombre de los compuestos iónicos.
Por lo regular los compuestos iónicos consisten en combinaciones químicas de metales y no metales. Los
metales forman los iones positivos, y los no metales, los negativos.
1.− Iones positivos (cationes).
• Los cationes que se forman a partir de átomos metálicos tienen el mismo nombre que el metal: Na+ ion
sodio, Zn2+ ion zinc, Al3+ ion aluminio. Los iones que se forman a partir de un solo átomo se llaman iones
monoatómicos.
• Si un metal puede formar cationes con diferente carga positiva se indica con un número romano entre
paréntesis después del nombre del metal:
Fe2+ ion fierro (II), Fe3+ ion fierro(III); Cu+ ion cobre(I), Cu2+ ion cobre (II). La mayor parte de los metales
que tiene carga variable son los elementos de el bloque que va de 3B a 2B en la tabla periodica.
Un metodo mas antiguo que todavia se usa mucho para distinguir entre dos iones de un metal con carga
diferente es aplicar la terminación oso o ico. Estas terminaciones representan los iones con carga menor y
mayor, respectivamente, y se agregan a la raíz del nombre del elemento en latín: Fe2+ ion ferroso, Fe3+ ion
ferríco; cu+ ion cuproso, Cu2+ ion cúprico.
• Los cationes formados a partir de átomos no metálicos tienen nombres que terminan en io:
NH4 ion amonio, NH3 ion hidronio.
2.− Iones negativos (aniones).
• Los aniones monoatómicos (de un átomo) tienen nombres que se forman desechando la
Terminación del nombre del elemento agregando la terminación uro; en el caso del oxígeno la terminación
ido. H− ion hidruro, N3− ion nitruro, O2− ion óxido, OH− ion hidróxido, O22− ion peróxido, CN− ion
19
cianuro.
• Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno tienen nombres que terminan en ato o ito.
La terminación ato para el oxianión más común y la terminación ito se usa cuando un oxianiónque tiene la
misma carga pero un átomo menos de O: NO3− ion nitrato, NO2− ion nitrito, SO42− ion sulfato, SO32− ion
sulfito.
Se emplean prefijos cuando un elemento se extiende a cuatro miembros, como el caso de los halógenos..
El prefijo per indica un átomo más de oxigeno que el anión que termina en ato. El hipo indica un átomo de O
menos que el oxianión que termina en ito. ClO4− ion perclorato, ClO3− ion clorato, ClO2− ion clorito, ClO−
ion hipoclorito.
• los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxianión se designan agregando como prefijo la
palabra hidrógeno o dihidrógeno. CO32− ion carbonato, HCO3− ion hidrógeno carbonato, PO43−
ion fosfato, H2PO4− ion hidrógeno fosfato.
3.− Compuestos iónicos.
Los nombres de los compuestos iónicos son el nombre del anión seguido de la palabra de y el
Nombre del catión:
BaBr2 bromuro de bario
Al(NO3)2 nitrato de aluminio
Cu(ClO4)2 perclorato de cobre (II) ó perclorato cúprico.
Ejercicios.
32.− Dé nombre a los siguientes compuestos:
K2SO4
Ba(OH)2
FeCl3
NH4Br
Cr2O3
Cu(NO3)2
AlF3
Fe(OH)2
Cu(NO3)2
Ba(ClO4)2
Li3PO4
Hg2S
Ca(C2H3O2)2
Sulfato de potasio
Hidróxido de barrio
Cloruro de fierro (III)
Bromuro de amonio
Óxido de cromo (III)
Nitrato de fierro (III)
Fluoruro de aluminio
Hidróxido de fierro (II) ó ferroso
Nitrato de cobre (II) ó cúprico
Perclorato de bario
Fosfato de litio
Sulfuro de mercurio(I) ó mercuroso
Acetato de calcio
20
Cr2(CO3)3
K2CrO4
(NH4)2SO4
PbS
Al2(SO4)3
Ca(ClO2)2
NiCO3
Co(CN)2
SnBr2
KMnO4
Zn(H2PO4)2
Ag2SO3
(NH4)2Cr2O7
Carbonato de cromo (III) ó crómico
Cromato de potasio
Sulfato de amonio
Sulfuro de plomo (II)
Sulfato de aluminio
Clorito de calcio
Carbonato de niquel (II)
Cianuro de cobalto (II)
Bromuro de estaño
Permanganato de potasio
Hidrógeno fosfato de zinc
Sulfito de plata
Dicromato de amonio
33.− Escriba las fórmulas químicas de los siguientes compuestos:
Sulfuro de potasio
Hidrógeno carbonato de calcio
Perclorato de níquel (II)
Óxido de cobre (I)
Peróxido de potasio
Hidróxido de aluminio
Nitrato de zinc
Bromuro de mercurio (II)
Carbonato de hierro (III)
Hipobromito de sodio
Nitruro de magnesio
Sulfito de hierro (II)
Carbonato de cromo (III)
Hidruro de calcio
Hipoclorito de potasio
Acetato de cobre (II)
K2S
Ca(HCO3)2
Ni(ClO4)2
Cu2O
K2O2
Al(OH)3
Zn(NO3)2
HgBr2
Fe2(CO3)3
NaBrO
MgN2
FeSO3
Cr2(CO3)3
CaH2
KClO
Cu(C2H3O2)2
Nombre y fórmulas de ácidos.
Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno y se designa con un método
especial. El ácido es una sustancia cuya moléculas producen iones hidrógeno (H+) cuando se disuelven en
agua.
1.− Ácidos basados en aniones cuyo nombre termina en uro. Los aniones cuyo nombre termina en uro están
asociados a ácidos cuyo nombre comienza con la palabra ácido y termina con hídrico.
Anión
Cl− cloruro
S2− sulfuro
Acido correspondiente
HCl ácido clorhídrico
H2S ácido sulfhídrico
21
2.− Ácidos basados en aniones cuyo nombre termina en ato o ito. Los aniones cuyos nombre terminan en ato
están asociados a ácidos cuya terminación ico, en tanto que los aniones cuyo nombre termina en `ito están
asociados a ácidos cuyo nombre tiene la terminación oso. Los prefijos se conservan en el nombre del ácido.
Anión
ClO− (hipoclorito)
ClO2− (clorito)
ClO3− (clorato)
ClO4− (perclorato)
Ácido correspondiente
HClO acido hipocloroso
HClO2 ácido cloroso
HClO3 ácido clórico
HClO4 ácido perclórico
Ejercicios:
34.− Escribe la fórmula o el nombre según corresponda.
• HCN ácido cianhídrico
• HNO3 ácido nítrico
• H2SO4 ácido sulfúrico
• H2SO3 ácido sulfuroso
• Ácido bromhídrico HBr
• Ácido carbónico H2CO3
• HBrO3 ácido brómico
• HBr ácido bromhídrico
• H3PO4 ácido fosfórico
• Ácido hipocloroso HClO
• Ácido yódico HIO3
• Ácido sulfuroso H2SO3
• Ácido sulfúrico H2SO4
• Ácido nitroso HNO2
• Ácido yodhídrico HI
• H2CO3 ácido carbónico
Nombre y formulas de compuestos moleculares binarios.
1.− Por lo general se escribe primero el nombre del elemento que está más a la derecha en la tabla periódica,
dándole la terminación uro (ido en caso del oxígeno).
2.− Si ambos elementos están en el mismo grupo de la tabla periódica, se nombra primero el que esta más
arriba.
3.− se inserta la partícula de entre los nombres de los dos elementos.
4.− Se usan prefijos griegos para indicar el número de átomos de cada elemento. Nunca se usa el prefijo mono
con el segundo elemento. Si el prefijo termina en a u o y el nombre del anión comienza con vocal (como en
óxido), por lo regular se omite la a u o.
prefijo
Mono
Di
Tri
tetra
significado
1
2
3
4
prefijo
Hexa
Hepta
Octa
Nona
Significado
6
7
8
9
22
Penta
5
deca
10
Los ejemplos siguientes ilustran estas reglas:
• Cl2O monóxido de dicloro
• N2O4 tetróxido de dinitrógeno
• NF3 trifluoruro de nitrógeno
• P4S10 decasulfuro de tetrafósforo
• SO2 dióxido de azufre
• PCl5 pentacloruro de fósforo
• N2O3 trióxido de dinitrógeno
• Tetrabromuro de silicio SiBr4
• Dicloruro de diazufre S2Cl2
• SF6 hexafluoruro de azufre
• IF5 pentafluoruro de yodo
• XeO3 trióxido de xenón
• Tetróxido de dinitrógeno N2O4
• Cianuro de hidrógeno HCN
• Hexasulfuro de tetrafósforo P4S6
• ICl3 tricloruro de yodo
• SiBr4 tetrabromuro de silicio
• N2O5 pentóxido de dinitrógeno
• Disulfuro de carbono CS2
• Teluriuro de hidrógeno HTe
• Heptóxido de dicloro Cl2O7
Capitulo 6
Estructura electrónica de los átomos.
La disposición de los electrones en un átomo se denomina la estructura electrónica de ese átomo. Dicha
estructura no solo se refiere al número de electrones que posee un átomo, sino también a su distribución
alrededor del átomo y a sus energías.
En este capitulo describiremos el desarrollo de la teoría cuántica y cómo dio origen a una descripción
coherente de las estructuras electrónicas de los elementos.
La naturaleza ondulatoria de la luz.
Gran parte de lo que ahora conocemos sobre la estructura electrónica de los átomos proviene del análisis de la
luz emitida o absorbida por las sustancias. Por lo tanto, si queremos entender los fundamentos de nuestro
modelo actual de la estructura electrónica, primero debemos aprender más acerca de la luz. La luz que vemos
con nuestros ojos, la luz visible, es un tipo de radiación electromagnética.
La radiación electromagnética transporta energía a través del espacio y por ello se le conoce también como
energía radiante.
Hay muchos tipos de energía además de la luz visible.
• Ondas de radio que llevan música a nuestros oídos (receptores).
• La radiación infrarroja (calor) de una fogata.
• Rayos X empleados por los dentistas.
23
Al parecer muy distintas, pero comparten ciertas características fundamentales.
Todos los tipos de radiación electromagnética se mueven a través del vacío a una velocidad de 3.00 X 108
m/s. la velocidad de la luz. Además, todas tienen características ondulatorias similares a las de las ondas u
olas que avanzan en el agua.
Las ondas que se forman en el agua son el resultado de la impartición de energía al líquido, tal vez dejando
caer una piedra o por el movimiento de una lancha en la superficie. Esta energía se expresa con los
movimientos ascendentes y descendentes del agua.
Un corte transversal de una ola en el agua muestra que es periódica; el patrón de crestas y valles se repite a
intervalos regulares. La distancia entre crestas ( o valles) sucesivas se denomina longitud de onda. El número
de longitudes completas, o ciclos, que pasan por un punto dado en 1 segundo es la frecuencia de onda.
Podemos determinar la frecuencia de una ola en el agua si contamos el número de veces por segundo que un
corcho flotando en ella realiza un ciclo completo de movimiento ascendente y descendente.
Dado que toda radiación electromagnética se mueve a la velocidad de la luz, existe una relación entre la
longitud de onda y la frecuencia.
Si la longitud de onda es larga, pasarán menos ciclos de la onda por un punto dado cada segundo; por tanto la
frecuencia será baja. Por otro lado para que una onda tenga una frecuencia alta, la distancia entre las crestas de
la onda deberá ser pequeña (longitud de onda corta).
Esta relación inversa entre la frecuencia y la longitud de onda de la radiación electromagnética puede
expresarse como una ecuación sencilla:
El producto de la frecuencia de la radiación, (un), y su longitud de onda, (lambda), es igual a la velocidad
de la luz , c:
=c
Ejercicios.
1.− Un láser empleado para soldar retinas desprendidas produce radiación con una frecuencia de 4.69 X 1014
s−1. calcule la longitud de onda de esta radiación.
c = 3.00 X 108 m/s, = 4.69 X 10 14 s−1, = c
= 3.00 X 10 8 m/s = 6.4 X 10 −7 m
4.69 X 1014 s−1
6.4 X 10−7 m[ 1nm ] = 640 nm
1 X 10−9 m
Energía cuantizada y fotones.
Cuando los sólidos se calientan, emiten radiación, que observamos como el brillo rojo de los quemadores de
una estufa eléctrica o la luz blanca brillante de una bombilla de tungsteno. La distribución de longitudes de
onda de la radiación depende de la temperatura; un objeto al rojo vivo es menos caliente que uno al rojo
24
blanco. A fines del siglo XIX varios físicos estaban estudiando este fenómeno, tratando de entender la
relación entre la temperatura y la intensidad y longitud de onda de la radiación emitida.
Max Planck propuso que la energía solo puede ser liberada (o absorbida) por los átomos en paquetes.
Planck dio el nombre de cuanto (que significa cantidad fija) a la cantidad más pequeña de energía que se
puede emitir o absorber como radiación electromagnética.
El propuso que la energía, E, de un solo cuanto es igual a una constante multiplicada por su frecuencia:
E=h
La constante de h llamada constante de Planck tiene un valor de 6.63 X 10−34 joule−segundos (J−s).
Ejercicios.
2.− Calcule el menor incremento de energía (esto es el cuanto de energía) que un objeto puede absorber de luz
amarilla cuya longitud de onda es 589 nm.
= 3.00 X 10 8 m/s = 5.09 X 1014 s−1
5.89 X 10−7 m
E = [6.63 X 10−34 J−s] [5.09 X 1014 s−1 ] = 3.37 X 10−19 J
En 1905 Albert Einstein usó la teoría cuántica de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico.
Se ha observado experimentalmente que la incidencia de luz sobre una superficie metálica limpia hace que la
superficie emita electrones. Para cada metal hay una frecuencia mínima de luz.
Efecto fotoeléctrico.
Cuando fotones con energía lo bastante alta chocan con una superficie metálica, el metal emite electrones,
como en el efecto fotoeléctrico es el fundamento de la foto celda que se muestra en los electrones emitidos
son atraídos hacia la terminal positiva. En consecuencia , fluye una corriente en el circuito. Las foto celdas se
emplean en los medidores de luz para fotografía y en muchos otros dispositivos electrónicos.
Para explicar el efecto fotoeléctrico, Einstein supuso que la energía radiante que incidía sobre la superficie
metálica es una corriente de diminutos paquetes de energía. Cada paquete de energía se comporta como una
pequeñísima partícula de luz y se denomina fotón.
Einstein dedujo que cada fotón debía tener una energía proporcional a la frecuencia de la luz, E = h, Así, la
energía radiante misma está cuantizada. Si un fotón tiene más que la energía mínima necesaria para liberar un
electrón, el exceso aparece como energía cinética del electrón emitido.
Modelo de Bohr del átomo de hidrógeno.
Espectro de lineas.
Una fuente de energía radiante puede emitir una sola longitud de onda, como la luz de un láser, sin embargo,
la mayor parte de las fuentes de radiación que contiene muchas longitudes de onda distintas. Si separamos en
sus diversas componentes de longitud de onda la radiación de tales fuentes, obtenemos un espectro.
25
El espectro producido consiste en una variedad continua de colores. El arco iris de colores, que contiene lus de
todas las longitudes de onda, es un espectro continuo (más conocido como arcoiris). Se produce cuando gotas
de lluvia o neblina dispersan la luz solar.
No todos producen espectro continuo. Los gases al aplicarles un voltaje elevado emiten luz de diferentes
colores. El gas neón es el brillo rojo−naranja tan familiar de muchas luces de neón; el vapor de sodio emite la
luz amarilla característica de muchas luces del alumbrado público moderno.
Un espectro que contiene radiación de longitudes de onda específicas se llama espectro lineal.
El modelo de Bohr del átomo de hidrógeno propuso que las absorciones o las emisiones en este espectro
corresponden a las transiciones del electrón de una orbita a otra.
El modelo de Bohr tuvo gran importancia debido a que introdujo la idea de los estados de energía cuantizados
para los electrones de los átomos. El modelo era adecuado para explicar los átomos y los iones con un
electrón, H, He+ ó L12+. En consecuencia fue reemplazado por un nuevo modelo de átomos basado en la
mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.
Orbitales y números cuánticos.
Orbitales.− funciones de onda, describe cada orbital una distribución específica de la densidad electrónica en
el espacio.
Un orbital tiene tanto una energía característica, como una forma especifica.
El modelo de la mecánica cuántica utiliza cuatro números cuánticos, n , l, ml, ms, para describir el orbital.
1.− Número cuántico principal , n, debe tener valores enteros de 1, 2, 3, etc., a medida que aumenta n, el
orbital se hace mayor y el electrón se encuentra más tiempo lejos del núcleo.
2.− Número cuántico azimutal , l, puede tener valores enteros desde 0 hasta n−1 para cada valor de n. Este
número cuántico define la forma del orbital. El valor de l para un orbital en particular se designa generalmente
por las letras s, p, d, y f que corresponden a valores de l de 0, 1, 2, y 3, respectivamente.
Valor de l
Letra utilizada
0
s
1
p
2
d
3
f
3.− Número cuántico magnético, ml, puede tener valores enteros de l y −l incluyendo cero. Este número
cuántico describe la orientación del orbital en el espacio.
4.− Número cuántico magnético de spin, ms, se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo
magnético que éste produce. Cada orbital puede contener sólo dos electrones. Sus valores son ms = +1/2 y ms
= = −1/2.
El grupo de orbitales con el mismo valor de n se denomina capa electrónica. Por ejemplo, todos los orbitales
con n=3 se dice que están en la tercera capa. Uno o más orbitales con el mismo conjunto de valores para n y l
se llaman subcapa. Cada subcapa se designa por un número (n) u una letra (s, p, d, f), (valor de l).
Ejemplo. n=3 y l=1 es el orbital 3p y se dice que están en ;a subcapa 3p .
Relación entre los valores n, l y ml para n=4
26
N
l
subcapa
ml
1
2
0
0
1
0
1
2
0
1
2
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
3
4f
0
0
1, 0, −1
0
1, 0, −1
2, 1, 0, −1, −2
0
1, 0, −1
2, 1, 0, −1, −2
3, 2, 1, 0, −1, −2,
−3
3
4
# de orbitales en la
subcapa.
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
Cada capa está dividida en un número de subcapas igual al número cuántico principal n. Cada subcapa
corresponde a un valor permitido distinto de l desde 0 hasta n−1. Por tanto la primera capa consta de una
subcapa, la segunda de dos (2s y 2p), y la tercera de tres subcapas, 3s, 3p, y 3d, etcetera. Cada subcapa consta
de un número específico de orbitales. Cada orbital corresponde a un valor permitido de ml distinto. Para un
valor dado de l, hay 2l + 1 valores permitidos de ml, que van desde −l hasta l. así, cada subcapa s (l=0)
consiste en tres orbitales, etcetera. El número total de orbitales que hay en una capa es n2, donde n es el
número resultante de orbitales para las capas 1, 4, 9, 16 tiene un significado especial en lo que respecta a la
tabla periódica: vemos que el número de elementos en las filas de la tabla periódica 2, 8, 18, 32.
Densidad electrónica.− Probabilidad de encontrar un electrón en un punto particular cualquiera de un átomo;
esta probabilidad es igual a , el cuadrado de la función de onda.
Los orbitales s. El orbital de más baja energía, el 1s, es esférico, como se aprecia en la figura .
Las figuras de este tipo, muestran la densidad electrónica entre más alejado del núcleo o menos probabilidad
hay de encontrar un electrón.
Los orbitales p.− La distribución de la densidad electrónica de un orbital 2p. Como se aprecia la densidad
electrónica no se distribuye de forma esférica como en un orbital s. En vez de ello se concentra en dos lados
del núcleo, separada por un nodo en el núcleo, solemos decir que el orbital tiene dos lóbulos.
Al igual que en los orbitales s, el tamaño de los orbitales aumenta al pasar de 2p a 3p a 4p, etc.
Orbitales d y f.− Si n=3 o más encontramos los orbitales d. (l=2) hay cinco orbitales 4d, etc. tiene 4 orbitales
d, tiene la forma semejante a un trébol de cuatro hojas, y que cada uno yace primordialmente en un plano, los
orbitales dxy, dxz y dyz (orientados entre los ejes). Los lóbulos del orbital dx2 − y2 (sobre los ejes) y el
último dz2 tiene un aspecto distinto, posee la misma energía que los otros cuatro orbitales d. Las
representaciones tiene dos lóbulos sobre el eje z y una dona en el plano xy.
Los orbitales f.− las formas son aún más complicadas que las de los orbitales d.
Ejercicios.
3.−
• Para n=4, ¿Qué valores puede tener l?
27
• Para l=2 ¿Qué valores puede tener ml?
• n=4, l= 3, 2, 1, 0.
• l=1, ml = −2, −1, 0, 1, 2.
4.− Cite los valores de n, l y ml para (a) cada orbital de la subcapa 2p; (b) cada orbital de la subcapa 5d.
• orbitales: n=2, l=1, ml=1; n=2, l=1, ml=0; n=2, l=1, ml=−1.
• orbitales: n=5, l=2, ml=2; n=5, l=2, ml=1; n=5, l=2, ml=0; n=5, l=2, ml=−1; n=5, l=2, ml=−2
5.− ¿ Cuáles de los siguientes son conjuntos permitidos de números cuánticos para un electrón en un átomo de
hidrógeno: (a) n=2, l=1, ml=1; (b) n=1, l=0, ml=−1; (c) n=4, l=2, ml=−2; (d) n=3, l=3, ml=0? Para las
combinaciones permitidas escriba la designación apropiada de la subcapa a la que pertenece el orbital (es
decir, 1s, etcétera).
• permisible, 2p
• no permisible
• permisible 4d
• no permisible.
6.−
• Para n=5, ¿Qué valores puede tener l?, (b) Para l=3, ¿Qué valores puede tener ml?
(a) n=5, l 0, 1, 2, 3, y 4
(b) l=3, ml 3, 2, 1, 0, −1, −2, −3.
7.−
• ¿ Qué significa decir que la energía esta cuantizada? (b) ¿Porqué no percibimos la cuantización de la
energía en nuestras actividades cotidianas?
• Cuantización significa que la energía sólo se puede absorber o emitir en cantidades específicas o en
múltiplos de estas cantidades. Esta cantidad mínima de energía es igual a una constante multiplicada por la
frecuencia de la radiación emitida o absorbida E = h.
• En las actividades cotidianas, los objetos macroscópicos, como nuestros cuerpos, ganan o pierden
cantidades totales de energía mucho más grandes que un cuanto individual h. La ganancia o perdida de la
cantidad relativamente minúscula no se advierte.
8.−
• Calcule el incremento de energía más pequeño (un cuanto) que puede ser emitido o absorbido a una
longitud de onda de 645nm.
(a) [ 1 X 10−9m] = 6.45 X 10−7m
1nm
E = [6.63 X 10−34 J−s] [4.65 X 1014s−1] = 3.083 X 10−9J
= [ 3 X 10 8m/s ] = 4.65 X 1014s−1
6.45 X 10 −7m
28
• Calcule la energía de un fotón con frecuencia de 2.85 X 1012s−1.
E = [6.63 X 10−34 J−s] [2.85 X 1012 s−1] = 1.889 X 10−21 J.
• Determine la longitud de onda de la radiación cuyos fotones tienen una energía de 8.23 X 10−19J. ¿ En qué
porción del espectro electromagnético se encontraría esta radiación?
♦ = 8.23 X 10−19 J = 1.241 X 1015 s−1
6.63 X 10−34 J−s
= 3.00 X 108m/s = 2.42 X 10−7m [ 1nm ] = 242nm
1.241 X 10 15s−1 1 X 10−9m
9.−
• Calcule y compare la energía de un fotón con longitud de onda de 3.3m y la de uno con longitud de onda
de 0.154nm.
0.154nm [ 1 X 10−9] = 1.54 X 10−10m
1nm
= 3.00 X 108m/s = 1.948 X 1018s−1 E = 1.948 X 1018s−1[6.63 X 10−34 J−s]
1.54 X 10−10m E = 1.291 X 10−15 J
3.3m [1 X 10−6m] = 3.3 X 10−6 m E = 9.09 X 1013s−1 [6.63 X 10−34 J−s]
1m E = 6.02 X 10−20 J
• Utilice la figura 6.4 del libro de texto para identificar la región del espectro electromagnético a la que
pertenece cada uno.
3.3m
0.154nm
E = 6.02 X 10−20 J
E = 1.291 X 10−15 J
Región de infrarrojo
Región de rayos X, es el de mayor energía
10.− Un laser de diodos con longitud de onda de 785nm se enciende durante 1 minuto. Durante ese tiempo, el
láser emite una señal con una energía total de 31J. ¿ Cuántos fotones se emitieron?
= 785nm [ 1 X 10−9 m] = 7.85 X 10−7m = 3.00 X 108m/s = 3.82 X 1014s−1
1nm 7.85 X 10−7m
E = 6.63 X 10−34 J−s [ 3.82 X 10 14 s−1] = 2.53 X 10−19 J/fotón
31 J [ 1 fotón ] = 1.22 X 1020 fotones
2.53 X 10−19J
29
11.− El molibdeno metálico debe absorber radiación con una frecuencia mínima de 1.09 X 1015 s−1 antes de
que pueda emitir un electrón de su superficie por el efecto fotoeléctrico.
• Determine la energía mínima necesaria para producir dicho efecto.
E = 1.09 X 10 15s−1 [ 6.63 X 10−34 J−s] = 7.226 X 10−19J
(b) Determine la longitud de onda de la radiación que proporciona fotones con esta energía.
= 3.00 X 10 m/s = 2.75 X 10 −7m [ 1nm ] = 275nm
1.09 X 1015s−1 1 X 10−9m
• Si irradiamos molibdeno con luz con longitud de onda de 120nm, calcule la energía cinética máxima que
pueden tener los electrones emitidos.
= 120nm [ 1 X 10−9m] = 1.2 X 10−7m
1nm
= 3.00 X 108m/s = 2.5 X 1015s−1
1.2 X 10−7m
E = [6.63 X 10−34 J−s] [2.5 X 1015s−1] = 1.657 X 10−18J
El espín electrónico y el principio de exclusión de Pauli.
El principio de exclusión de Pauli dice que en un átomo no puede haber dos electrones que tengan el mismo
conjunto de cuatro números cuánticos n, l, ml, ms para un orbital dado.
Se concluyo que un orbital puede contener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener espines
opuestos.
Configuraciones electrónicas.
La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo es su configuración
electrónica.
Recuerde que el número de electrones de un átomo neutro es igual al número atómico (Z).
En la configuración electrónica se escribe el símbolo de la subcapa ocupada y se agrega el índice que indica el
número de electrones en la subcapa. Ejemplo Li con Z = 3, 1s22s1
Diagrama de orbitales, cada orbital se representa con un cuadrito y cada electrón con una media flecha. Una
media flecha apunta hacia arriba, representa a un electrón con un número cuántico de espín positivo (ms =
+1/2), y la flecha hacia abajo representa un electrón con un número cuántico de espín negativo (ms = −1/2).
Cuando dos electrones son espines opuestos ocupan el mismo orbital, decimos que están apareados. Un
electrón no apareado no está acompañado por otro de espín opuesto.
Li con Z = 3
30
Apareados No apareado
Regla de Hund.
En el caso de electrones degenerados, se alcanza la menor energía cuando se maximiza el número de
electrones que tienen el mismo espín. Esto implica que los electrones ocuparán orbitales individualmente
hasta donde sea posible, con sus epines paralelos.
C
1s 2s 2p
N
1s 2s 2p
La regla de Hund se basa en que los electrones se repelen mutuamente. Al ocupar diferentes orbitales, los
electrones mantienen la distancia máxima entre sí, y se minimizan las repulsiones electrón − electrón.
Abreviación de la configuración electrónica.
Ejemplo : Na [Ne]3s1.
El símbolo [Ne] representa la configuración electrónica de los diez electrones del neón, 1s22s22p6. Al escribir
la configuración electrónica de esta manera se enfoca la atención en los electrones más externos del átomo,
que son los responsables del comportamiento químico de un elemento. Ejemplo: Li con Z = 3 Li [He]2s1.
Todos los miembros de la familia de los metales alcalinos (1A) tienen un solo electrón después de la
configuración de un gas noble. Los electrones de la capa externa se le llamo electrones de valencia. Los
electrones de las capas internas se llaman electrones internos.
Valencia de un elemento.
Es el número de electrones que debe perder o ganar un átomo para tener su último nivel de energía completo.
Los electrones que se pierden se llaman electrones de valencia. Son iones positivos o cationes. Los iones que
ganaron electrones son llamados aniones.
La valencia se calcula restándole 8 a los electrones de valencia. En los elementos de la serie B y en los del
bloque de las s no se detrmina.
Ejemplo: O con Z= 8 1s22s22p4 tiene 6 electrones de valencia por lo tanto son 6−8 = −2
Tabla periódica.
Grupos ó familias.
Los elementos se han agrupado de acuerdo a la semejanza en sus propiedades químicas.
• Tenemos dos grandes series A y B.
• La serie A corresponde a ocho grupos y tienen una configuración s, p.
• La serie B tiene una configuración d y generalmente se les llama a los elementos metales de
transición.
31
• Al bloque s y al bloque p se les llama elementos representativos.
• Las hileras inferiores se conocen como metales del bloque f o metales de transición interna.
• Después del subnivel 6s empiezan a llenarse el subnivel 4f. Conocidos como tierras raras o
lantánidos.
• Una vez llenado el 7s se empieza a llenar el subnivel 5f.
Capitulo 7
Propiedades periódicas de los elementos.
La tabla periódica surge de los patrones periódicos de las configuraciones electrónicas de los elementos.
Los elementos de la misma columna contienen el mismo número de electrones en sus orbitales de capa
externa, u orbitales de valencia.
O[He]2s224 y S[Ne]2s22p4 miembros del grupo 6ª.
La similitud en la ocupación de sus orbitales s y p de valencia da lugar a similitudes en sus propiedades.
En esta unidad comprenderemos la forma en que las propiedades de los elementos cambian conforme nos
movemos hacia la derecha en una fila o hacia abajo en una columna de la tabla periódica.
En el caso de muchas propiedades, las tendencias dentro de una fila o columna forman patrones que nos
permiten predecir las propiedades químicas y la reactividad de los elementos.
Desarrollo de la tabla periódica.
Ciertos elementos como el oro, aparecen en la naturaleza en forma elemental y por ello se descubrieron hace
miles de años. En cambio, algunos elementos son radiactivos e intrínsecamente inestables. Solo sabemos de
ellos gracias a los avances tecnológicos del siglo XX.
La mayor parte de los elementos conocidos, aunque estables, se encuentran dispersos ampliamente en la
naturaleza y se incorporan en numerosos compuestos.
• 31 elementos conocidos en 1800
• 63 elementos conocidos en 1865
• 1869 Dimitri Mendeleev en Rusia y Meyer en Alemania publicaron esquemas de clasificación casi
idénticos. Ambos señalaron que propiedades químicas y físicas similares ocurren periódicamente si
los elementos se acomodan en orden de peso atómico creciente. Precursores de la moderna tabla
periódica.
• Mendeleev dejo espacios vacíos para elementos aun no conocidos como el Galio y el Germanio.
• En (1887−1915) Henry Moseley desarrolló el concepto de números atómicos. Acomodo las
frecuencias de rayos X en orden asignándoles un número entero singular, llamado número atómico a
cada elemento.
• Frecuencia de rayos X emitidos después de ser bombardeados con electrones de alta energía y vio que
cada elemento produce rayos X con una frecuencia característica y observó que por lo general la
frecuencia aumenta al aumentar la masa atómica.
Capas de electrones y tamaño de los átomos.
A menudo pensamos en los átomos como objetos esféricos duros. Sin embargo, una consecuencia del modelo
32
de la mecánica cuántica es que un átomo no tiene frontera bien definida.
Veremos que es posible definir el tamaño de un átomo en una forma consistente que nos permite observar
tendencias en la tabla periódica.
Capas de electrones en los átomos.
Conforme bajamos por una columna de la tabla periódica, cambiamos el número cuántico principal, n, de los
orbitales de valencia de los átomos.
Con la mecánica cuántica es posible calcular con exactitud la distribución de los electrones en los átomos.
Ejemplo (figura 1a).
El eje horizontal representa distancia desde el núcleo del átomo en agstroms (Å).
La cantidad graficada en el eje vertical se denomina densidad electrónica radial, y es la probabilidad de
encontrar el electrón a una distancia dada del núcleo.
Las densidades electrónicas muestran máximos a ciertas distancias del núcleo, estos representan distancias a
las que hay una probabilidad más alta de encontrar
electrones.
La razón que la capa 1s en el argón esta mucho más cerca del núcleo es porque la carga nuclear del helio es
2+, en tanto que la del argón es 18+.
Al aumentar la carga nuclear los electrones son atraídos más y más cerca al núcleo. Por lo mismo la capa n=2
del Ar esta más cerca del núcleo que la del neón.
Tamaños atómicos.
Las distribuciones de densidad electrónica radial no terminan abruptamente a cierta distancia del núcleo, si no
que disminuyen lentamente al aumentar la distancia respecto al núcleo, por ello, los átomos no tienen
fronteras que fijen su tamaño. Sin embargo los científicos se han valido de diversos medios para estimar el
radio de un átomo, que se denomina radio atómico.
Uno de los métodos más comunes para determinar los radios atómicos es suponer que los átomos son esferas
que se tocan cuando están enlazados. Por ejemplo, la distancia entre átomos de hierro en el hierro metálico es
de 2.48 Å.
Por lo tanto podemos imaginar a cada átomo de hierro en el metal como una esfera con un radio de 1.24 Å.
I −I es la molécula I2 es de 2.66 Å y el radio atómico del yodo es la mitad de la distancia es 1.33 Å y podemos
definir de manera similar los radios de otros elementos.
Muchas propiedades de las moléculas dependen de las distancias entre los átomos de la molécula.
Los radios atómicos nos permiten estimar las longitudes de enlace entre los diferentes elementos en la
moléculas. Por ejemplo las longitudes del enlace C−C en el carbono elemental (diamante) es de 1.54 Å, lo que
implica un radio de 0.77 Å.
33
Cl−Cl en el Cl2 es de 1.99 Å, el radio atómico es 0.99 Å al Cl.
CCl4 C−Cl es de 1.77 Å, muy cercana a la suma (0.77 Å + 0.99 Å) de los radios atómicos del C y el Cl.
Ejercicios.
12.− El gas natural empleado en los hogares para calefacción y para cocinar es inodoro. En vista de que las
fugas de gas natural representan un peligro de explosión o asfixia, se agregan diversas sustancias olorosas al
gas que ayudan a detectar fugas. Una de dichas sustancias es el metil mercaptano (CH3SH).
Prediga las longitudes de los enlaces C−S, C−H y S−H en esta molécula.
Las longitudes de los enlaces = de los radios de los átomos
Longitud de enlace
C−S = 0.77Å + 1.04 Å = 1.81 Å
C−H = 0.77 Å + 0.37 Å = 1.14 Å
S−H = 1.04 Å + 0.37 Å = 1.41 Å
13.− Prediga que será mayor, la longitud del enlace P−Br en PBr3 o la longitud del enlace As−Cl en AsCl3
La longitud del enlace P−Br
AS−Cl = 1.21 Å + 0.99 Å = 2.20 Å
P−Br = 1.10 Å + 1.14 Å = 2.24 Å
Tendencias periódicas en el radio atómico.
• Dentro de cada columna (grupo) el radio atómico tiende a aumentar conforme bajamos por la columna.
• Dentro de cada fila (periodo) el radio atómico tiende a disminuir conforme nos movemos de izquierda a
derecha.
14.− Con referencia a la tabla periódica , acomode los átomos siguientes en orden de su radio atómico
creciente. P, S, As, Se.
S<P<As
S<Se<As
S<P<Se<As
Energía de ionización.
La energía de ionización de un átomo o ion es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón desde el
estado basal del átomo o ion gaseoso aislado.
Estado basal.− estado de más baja energía o estable
34
La energía de la primera ionización (I1). Es la energía requerida para quitar el primer electrón de un átomo
neutro. Na(g) Na+(g) + e−
La segunda energía de ionización (I2). Es la requerida para quitar el segundo electrón, y así para la
eliminación sucesiva de electrones adicionales. Por lo tanto I2 para el átomo de sodio es:
Na+(g) Na2+(g) + e−
Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar un electrón.
I1<I2<I3
Esta tendencia se debe a que la carga nuclear positiva que proporciona la fuerza de atracción permanece
constante, mientras que el número de electrones, que producen interacciones de repulsión, disminuye
constantemente.
Esta observación apoya la idea de que sólo los electrones más exteriores, los que están más allá del centro de
gas noble, intervienen para compartir y transferir electrones que dan origen a los enlaces y reacciones
químicas. Los electrones internos están unidos con demasiada fuerza al núcleo como para perderse del átomo
o siquiera compartirse con otro átomo.
Silicio (Si)
1s22s22p63s23p2, ó [Ne]3s23p2
786 KJ/mol a 4360 KJ/mol para la pérdida de los 4 primeros electrones.
La eliminación del quinto electrón requiere mucha más energía 16100 KJ/mol.
Tendencias periódicas en las energías de ionización.
• En una fila la I1 aumenta al aumentar el número atómico. Los metales alcalinos muestran la energía
de ionización más baja de cada fila, y los gases nobles la más alta.
• En un grupo la energía de ionización disminuye al aumentar el número atómico. Por ejemplo, las
energías de ionización de los gases nobles He>Ne>Ar>Kr>Xe.
• Los elementos representativos muestran una variedad más grande de valores de I1 que los metales de
transición. Las I1 de los elementos de transición aumenta lentamente conforme avanzamos de
izquierda a derecha en un periodo. Los del bloque f (metales) aumentan muy lentamente en los
valores de I1.
I1 creciente
I1 creciente
Ejercicios.
15.− Con referencia a su tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden de energía de primera
ionización creciente: Ne, Na, P, Ar, K.
Na<P<Ar
K<Na<P<Ar<Ne
35
Ne>Ar>P>Na>K
16.− Con base en las tendencias, prediga cuál de los siguientes átomos − B, Al, C, Si − tiene la energía de
primera ionización más baja.
Al.
17.− Escriba ecuaciones que muestren los procesos que describen las energías de primera, segunda, y tercera
ionización de un átomo de telurio.
Te(g) Te+(g) + e−
Te+(g) Te2+(g) + e−
Te2+(g) Te3+(g) + e−
18.− Escriba ecuaciones que muestren el proceso para (a) la energía de segunda ionización del plomo (b) la
energía de cuarta ionización del osmio.
(a) Pb+(s) Pb2+(s) + e− I2
(b) Os3+(s) Os4+(s) + e− I4
19.− ¿Porqué la energía de la segunda ionización del litio es mucho más grande que la del berilio?
Se requiere mucha más energía para liminar un electrón interior 1s cercano al núcleo de Li+ que un electrón
de valencia 2s más alejado del núcleo del berilio.
Li [He] 2s1
Be[He]2s2
20.− Prediga cuál átomo tiene la primera energía de ionización mayor.
a) O, Ne Ne
b) Mg, Sr Mg
c) K, Cr Cr
d) Br, Sb Br
e) Ga, Ge Ge
21.− Para el estroncio ¿Qué diferencia será mayor entre la primera energía de ionización y la segunda o entre
la segunda y la tercera?
La diferencia entre la I2 y la I3 ya que el tercer electrón es interno y se necesitaría mayor energía para
eliminarlo.
22.− ¿Qué tendencias se observan en las I1 conforme desciende por los elementos del grupo 8A?
36
Conforme se desciende por el grupo 8A , la energía de ionización disminuye y el tamaño atómico aumenta.
Metales, no metales y metaloides.
Ningún elemento existe como átomo individual en la naturaleza a excepción de los gases nobles.
Parte izquierda de la tabla periódica (tres cuartas partes de los elementos) son metales.
Los no metales están en la esquina superior derecha y los metaloides están entre metales y no metales.
Carácter metálico creciente en la tabla periódica.
creciente
Creciente
`
Propiedades características de los metales y no metales.
Metales No metales
Tienen lustre brillante; diversos colores pero casi
todos son plateados.
Los sólidos son maleables y dúctiles
Buenos conductores del calor y la electricidad.
Casi todos los óxidos metálicos son sólidos iónicos
básicos.
Tienden a formar cationes en solución acuosa.
No tienen lustre, diversos colores
Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y
otros blandos.
Malos conductores del calor y la electricidad.
La mayor parte de los óxidos no metálicos son
sustancias moleculares que forman soluciones ácidas.
Tienden a formar aniones u oxianiones en solución
acuosa.
Mientras mayor sea la medida en que un elemento exhibe las propiedades físicas y químicas de los metales,
mayor será su carácter metálico.
El carácter metálico generalmente aumenta conforme bajamos de izquierda a derecha en una fila.
Examinemos la relación que existe entre las configuraciones electrónicas y las propiedades de los metales, no
metales y metaloides.
Metales.
Todos son sólidos a temperatura ambiente. Los metales tienden a perder electrones cuando experimentan
alguna reacción química, esto es, transfieren los electrones a otras sustancias y se convierten en cationes.
Ejemplo: reacción entre níquel y el oxígeno produce óxido de níquel, un compuesto iónico que contiene iones
Ni2+ y O2−:
2 Ni(s) + O2(g) 2NiO(s)
óxido metálico + agua hidróxido metálico
37
Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(ac)
CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ac)
Los óxidos metálicos reaccionan también con los ácidos para formar sales y agua.
Óxido no metálico + base sal + agua
CO2(g) + 2NaOH(ac) Na2CO3(ac) + H2O(l)
Óxido metálico + ácido sal + H2O(l)
MgO(s) + 2HCl(ac) MgCl2(ac) + H2O
No metales.
Los no metales, al reaccionar con metales, tienden a ganar electrones y convertirse en aniones.
Metales + no metal sal
2Al(s) + 3Br2(l) 2AlBr3(s)
Los compuestos formados solamente por no metales son sustancias moleculares.
Óxido no metálico + agua ácido
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(ac)
Los óxidos no metálicos también se disuelven en soluciones para formar sales como:
Óxido de no metal + base sal + agua
CO2(g) + 2NaOH(ac) Na2CO3(ac) + H2O(l)
Semimetales (metaloides).
Tienen propiedades intermedias entre las de los metales y los no metales. Pueden tener algunas propiedades
de los metales pero carecen de otras.
Ejemplo. El silicio parece metal pero es quebradizo en lugar de maleable y no conduce el calor y la
electricidad tan bien como los metales.
Varios metaloides son semiconductores eléctricos y se utilizan en circuitos integrados y chips de
computadoras.
Afinidades electrónicas (E).
La energía de ionización mide los cambios de energía asociados a la eliminación de un electrón de un átomo
para formar iones con carga positiva.
Por otra parte la mayor parte de los átomos puede ganar electrones para formar iones con carga negativa.
38
El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso se denomina afinidad
electrónica porque mide la atracción, o afinidad del átomo por el electrón añadido. En casi todos los casos se
libera energía cuando se agrega un electrón.
Ejemplo. Afinidad electrónica.
Cl(g) + e− Cl−(g) E = −349KJ/mol
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
E1.− mide la facilidad con que un átomo pierde un electrón.
Afinidad electrónica.− mide la facilidad con que un átomo gana un electrón.
Cuanto mayor es la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negativo será la afinidad
electrónica del átomo.
La afinidad del cloro es la más negativa de todos los elementos. Para algunos elementos, como los gases
nobles, la afinidad electrónica tiene un valor positivo, lo que implica que el anión tiene más alta energía que el
átomo y el electrón separados:
Ar(g) + e− Ar−(g) E >0
Porque E>0, el Ar es un ion no estable y no se formara.
En general la afinidad electrónica se hace más negativa conforme avanzamos en cada fila hacia los halógenos.
Grupo 1: metales alcalinos.
M M+ + e−
2Cl− Cl2 + 2e−
2Na+ + 2e− 2Na
2M(s) + H2(g) 2MH(g)
2M(s) + S(s) M2S(s)
2M(s) + Cl2(g) 2MCl(s)
2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(ac) + H2(g)
Ejercicios.
Escriba ecuaciones balanceadas que predigan las reacciones del cesio metálico con: a) Cl2(g); b) H2O(l); c)
H2(g).
a) 2Cs(s) + Cl2(g) 2CsCl(s)
b) 2Cs(s) + H2O(l) 2CsOH(ac) + H2(g)
39
c) 2Cs(s) + H2(g) 2CsH(s)
Escriba una ecuación balanceada que prediga los productos de la reacción entre potasio metálico y azufre
elemental.
2K(s) + S(s) K2S(s)
Grupo 2A: metales alcalinotéterreos.
Mg(s) + H2O(g) MgO(s) + H2(g)
Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(ac) + H2(g)
Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Tendencias de grupo de no metales selectos.
Hidrógeno.
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
2Na(s) + H2(g) 2NaH(s)
Ca(s) + H2(g) CaH2(s)
Grupo 6A: el grupo del oxígeno.
3O2(g) 2O3(g)
2H2O2(ac) 2H2O(l) + O2(g)
2Na(s) + S(s) Na2S(s)
S(s) + O2(g) SO2(g)
Grupo 7A: halógenos.
X2 + 2e− 2X−
2Na(s) + F2(g) 2NaF(s)
2H2O(l) + 2F2(g) 4HF(ac) + H2(g) + Cl2(g)
Cl2(g) + H2O(l) HCl(ac) + HOCl(ac)
H2(g) + X2 2HX(g)
Grupo 8A: gases nobles
Son monoatómicos. Tienen energías de ionización elevadas y su reactividad es excepcionalmente baja.
40
PtF6, XeF2, XeF4, XeF6, KrF. Todavía no se conocen compuestos de He, Ne ó Ar.
Ejercicios.
23.− Escriba ecuaciones, anotando configuraciones electrónicas debajo de las especies participantes, que
expliquen la diferencia entre la energía de la primera ionización de Se(g) y la afinidad electrónica de Se(g).
Se(g) Se+(g) + e−
[Ar]4s23d104p4 [Ar]4s23d104p3
Se(g) + e− Se−(g)
[Ar]4s23d104p4 [Ar]4s23d104p5
24.− Utilizando configuraciones electrónicas, explique porqué la afinidad electrónica de F es negativa
mientras que la del Ne es un valor positivo.
F + e− F−
[He]2s22p5 [He]2s22p6
Ne + e− Ne−
[He]2s22p6 [He]2s22p63s1
La adición de un electrón al F completa la capa n=2, el F− tiene configuración electrónica estable de gas noble
y E es negativo. Un electrón adicional en el Ne ocuparía el orbital 3s de más alta energía; la adición de un
electrón aumenta la energía del sistema y E es positivo.
Alotropas.− son diferentes formas del mismo elemento en el mismo estado (ambos en gases O2 y O3).
Capitulo 8.
Conceptos básicos de los enlaces químicos
A pesar que la sal de mesa y el azúcar tienen un aspecto similar, son muy diferentes en su composición
química. La sal esta compuesta por iones Na+ y iones Cl− en cambio el azúcar granulada no contiene
iones, consta de moléculas de sacarosa C12H22O11, en las que existen fuertes enlaces covalentes.
NaCl electrólito (conductor de la electricidad)
Sacarosa No electrólito (no conduce la electricidad)
Relación entre estructura electrónica, fuerzas de enlace químico y propiedades de las sustancias.
Clasificaremos primero las fuerzas químicas en tres grupos amplios: 1) enlaces iónicos, 2) enlaces
covalentes y 3) enlaces metálicos.
Enlace iónico.− se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta.
Los iones pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo
41
a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de la interacción entre metales de la extrema
izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles, grupo
8A).
Enlace covalente.− es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos más
conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí.
Enlaces metálico.− se encuentran en metales sólidos como cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada
átomo metálico está unido a varios átomos vecinos.
Símbolos de Lewis y la Regla del Octeto.
Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia. Los
electrones de valencia son los que residen en la capa electrónica exterior parcialmente ocupada de un
átomo.
Los símbolos de electrón−punto (símbolos de Lewis) son una forma útil de mostrar los electrones de
valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces. El símbolo de
electrón−punto consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia.
Ejemplo:
S [Ne]3s23p4
Cada lado da cabida a dos electrones como máximo. Los cuatro lados del símbolo son equivalentes; la
colocaciónde dos electrones o de uno es arbitraria.
El número de electrones de valencia de cualquier elemento es el mismo que el número de grupo en el que está
el elemento en la tabla periódica. Ejemplo: O, S son del grupo 6A y tienen seis puntos.
Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de
electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica.
Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización,
su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de reactividad química. Puesto que todos excepto
el He tienen 8 electrones de valencia. Muchos átomos que sufren reacciones terminan con ocho electrones de
valencia. Esta observación ha dado lugar a la regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o campartir
electrones hasta estar rodeados por 8 electrones de valencia.
Un octeto se visualiza por 4 pares de electrones dispuestos alrededor de un átomo.
Enlaces iónicos.
Cuando el Na(s) se pone en contacto con cloro gaseoso Cl2(g) ocurre una reacción violenta. El producto de
esta reacción tan exotérmica es cloruro de sodio, NaCl(s).
Na(s) + 1/2Cl2(g) NaCl(s) Hof = −410.9 KJ/mol
.. ..
Na . + ·Cl : Na + + [ : Cl : ]−
42
. . ..
La formación del Na+ a partir del Na y del Cl− de Cl2 indica que un átomo de sodio perdió un electrón, y que
un átomo de cloro lo ganó.
El NaCl es representativo de los compuestos iónicos. La flecha indica la tranferencia de un electrón del átomo
de sodio al átomo de cloro.
Cada ión tiene un octeto de electrones.
El octeto del ión sodio está formado por los electrones 2s22p6 que están abajo del solitario electrón de
valencia 3s del átomo de sodio.
Se ponen los corchetes alrededor del ión cloruro para subrayar que los 8 electrones se encuentran
exclusivamente en el ión cloruro.
Estructura cristalina del cloruro de sodio. Cada uno de los iones sodio está rodeado por seis iones cloro, y
cada ion cloro está rodeado por seis iones sodio.
H.− calor que se desprende o se absorbe en la reacción.
Hof.− cambio de entalpía que acompaña la formación de una sustancia.
Cambios energéticos durante la formación de enlaces iónicos.
¿Qué factores hacen que la formación de compuestos iónicos sea tan exotérmica?
La energía de ionización, la pérdida de un electrón de un átomo es siempre un proceso endotérmico.En
cambio cuando un no metal gana un electrón generalmente el proceso es exotérmico.
La eliminación de un electrón de sodio para formar iones sodio requiere 496 KJ/mol.
La adición de un electrón al átomo de cloro libera 349 KJ/mol.
La razón principal por la que los compuestos iónicos son estables es la atracción entre iones con diferente
carga. Esta atracción hace que los iones se junten, con lo que se libera energía y se logra que aquéllos formen
una matriz sólida o red.
La energía de red, es la energía necesaria para separar totalmente un compuesto iónico sólido en sus iones
gaseosos.
Configuración electrónica de iones de los elementos representativos.
Na 1s22s22p63s1 ó [Ne]3s1
Na+ 1s22s22p6 ó [Ne]
Cl 1s22s22p63s23p5 ó [Ne]3s23p5
Cl− 1s22s22p63s23p6 ó [Ne]3s23p6 [Ar]
Ejercicios .
43
1.− ¿Qué son electrones de valencia?
Son los que forman parte de enlaces químicos.
2.− ¿Cuántos electrones de valencia posee un átomo de carbono?
El carbono tiene cuatro electrones de valencia.
3.− Un átomo tiene la configuración electrónica 1s22s22p63s23p1. ¿Cuántos electrones de valencia tiene ese
átomo?
Es el átomo de aluminio y tiene tres electrones de valencia.
4.− Escriba el símbolo de Lewis para cada uno de los elementos siguientes: a) Cl; b) Mg; c) Br; d) Ar.
¨
• : Cl·
¨
• Mg :
¨
• ·Br:
¨
¨
• :Ar : ó Ar
¨
5.− Escriba la configuración electrónica de los iones Co2+ y Co3+.
Co Z=27 [Ar]3d74s2
Co2+ [Ar]3d7
Co3+ [Ar]3d6
6.− Escriba la configuración electrónica del ion Cr3+.
Cr Z=24 [Ar]4s23d4
Cr3+ [Ar]3d3
7.− Prediga el ion que por lo general forman los átomos siguientes: a) Sr; b) S; c) Al.
Sr Z=38 [Kr]5s2 Sr2+
44
S Z= 16 [Ne]3s23p4 S2−
Al Z= 13 [Ne]3s23p1 Al3+
8.− Prediga las cargas de los iones que se forman cuando el magnesio reacciona con nitrógeno.
Mg Z= 12 [Ne]3s2 Mg2+
N Z= 7 [He]2s22p3 N3−
Enlaces covalentes.
Lewis razono que un átomo podría adquirir una configuración electrónica de gas noble compartiendo un par
de electrones con otros átomos. Un enlace químico que se forma compartiendo un par de electrones se llama
enlace covalente.
H2 H + H H : H
Tiene configuración electrónica del gas noble helio.
Los electrones compartidos se cuentan en ambos átomos.
¨¨¨¨
Cl2 : Cl · + · Cl : :Cl : Cl:
¨¨¨¨
Cada átomo de cloro al compartir el par de electrones de enlace, adquiere 8 electrones (un octeto) en su capa
de valencia, y alcanza la configuración electrónica de gas noble del argón. Las estructuras que se muestran
aquí para H2 y Cl2 se denominan estructuras de Lewis.
Al escribir las estructuras de Lewis, normalmente indicamos con una línea cada par de electrones compartidos
entre dos átomos, y los pares de electrones no compartidos se dibujan con puntos. ¨ ¨
H − H y :Cl · − · Cl:
¨¨
7A, como F, forman un enlace covalente para alcanzar un octeto.
6A, como O, formarían dos enlaces covalentes.
5A, como N, formaría tres enlaces covalentes.
4A, como C, formaría cuatro enlaces covalentes. H
¨¨¨
Ejemplo: H − F: , H − O: , H − N − H , H − C − H .
¨
45
HHH
Así, el modelo de Lewis logra explicar la composición de muchos compuestos formados por no metales, en
los que predominan los enlaces covalentes.
Enlaces múltiples.
El hecho de compartir un par de electrones constituye un solo enlace covalente, al que comúnmente llamamos
enlace sencillo. En muchas moléculas, los átomos completan un octeto compartiendo más de un par de
electrones entre ellos. Cuando se comparten dos pares de electrones, dibujamos dos líneas, que representan un
doble enlace. Un triple enlace corresponde a tres pares de electrones que se comparten. Tales enlaces
múltiples se observan, por ejemplo en la molécula de N2. · ·
: N + N : :N : : : N: ó :N N:
··
Es necesario que comparta tres electrones para alcanzar su octeto.
Polaridad en los enlaces y electronegatividad.
Los pares de electrones que se comparten entre dos átomos distintos por lo regular no se comparten
equitativamente. Cl2 ó N2 se comparten equitativamente pero en el NaCl los electrones prácticamente no se
comparten, se describen como iones Na+ y Cl−.
Polaridad.− proporción en que los electrones se comparten.
Un enlace covalente polar.− es aquél en el que los electrones se comparten equitativamente entre dos
átomos.
Enlace covalente no polar.− uno de los átomos ejerce mayor atracción sobre los electrones de enlace que el
otro.
Si la diferencia en la capacidad relativa para atraer electrones es lo bastante grande se forma un enlace iónico.
Electronegatividad.
Capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones hacia sí mismo. Cuanto mayor sea la
electronegatividad de un átomo, mayor será su capacidad para atraer electrones.
El F es el elemento más electronegativo, el menos electronegativo es el Cs 0.7.
En la tabla periódica aumenta de derecha a izquierda y de abajo hacia arriba.
Podemos utilizar la diferencia de electronegatividad entre dos átomos para estimar la polaridad de los enlaces
entre ellos.
F2 HF LiF
4.0 − 4.0 = 0 4.0 − 2.1 = 1.9 4.0 − 1.0 = 3.0
Covalente no polar Covalente polar iónico
46
Se comparten El flúor tiene mayor la electronegatividad tan alta
Equitativamente electronegatividad, así del F da pie a la transferencia
que los electrones no total del electrón de Li a F. Por
se comparten igual, el lo tanto el enlace es Iónico.
enlace es polar. Li+, F−
H+ − F−
.− cargas parciales.
Recuerden: cuánto mayor sea la diferencia de electronegatividad, más polar será el enlace.
Ejercicios.
9.− ¿Cuál enlace es más polar?
a) B − Cl ó C − Cl
3.0 − 2.0 = 1.0 3.0 − 2.5 = 0.5 el enlace B −Cl es el más polar.
b) P − F ó P − Cl
4.0 − 2.1 = 1.9 3.0 − 2.1 = 1.9 el enlace P − F es el más polar.
Indique en cada caso de los incisos anteriores ¿cuál átomo tiene la carga parcial negativa?
• B+, Cl− el cloro porque tiene la electronegatividad más alta.
• P, F− el flúor lleva la carga parcial negativa.
10.− ¿Cuál de los siguientes enlaces es el más polar: S − Cl, S − Br, Se − Cl, ó Se − Br?
El Se − Cl es el más polar.
Como dibujar estructuras de Lewis.
Las estructuras de Lewis son útiles para entender los enlaces en muchos compuestos y se utilizan con
frecuencia al estudiar las propiedades de las moléculas.
Se debe seguir el procedimiento siguiente:
1.− Sumar los electrones de valencia de todos los átomos. (use la tabla periódica si es necesario para
determinar el número de electrones de valencia de cada átomo).
En el caso del anión, sume un electrón al total por cada carga negativa. En el caso del catión, reste un electrón
por cada carga positiva. No se preocupe por determinar cuáles electrones provienen de cuáles átomos; lo
único que importa es el número total.
Ejemplo: HCN
47
Fósforo del grupo 5 por lo que tiene 5 electrones de valencia, y cada cloro (grupo 7) tiene siete electrones de
valencia. El número total de electrones de la capa de valencia es entonces 5+(3X7)=26.
2.− Escriba los símbolos de los átomos para indicar cuáles átomos están unidos entre sí, y conéctelos con un
enlace sencillo (un guión representa dos electrones).
Las fórmulas químicas suelen escribirse en el orden en que los átomos se conectan en la molécula o ion, como
en HCN. Si un átomo central tiene un grupo de átomos unido a él, el átomo central suele escribirse primero,
como en CO32− y SF4. en otros casos tal vez se requiera más información para poder dibujar la estructura de
Lewis.
Ejemplo:
Cl − P − Cl
Cl
3.− Complete los octetos de los átomos unidos al átomo central. (recuerde, empero, que el hidrógeno sólo
puede
¨¨
:Cl − P − Cl:
¨¨
:Cl:
¨
4.− Coloque los electrones que sobren en el átomo central, incluso si ello da lugar a más de un octeto.
Ejemplo:
¨¨¨
:Cl − P − Cl:
¨¨
:Cl:
¨
5.− Si no hay suficientes electrones para que el átomo central tenga un octeto, pruebe con enlaces múltiples.
Utilice uno o más de los pares de electrones no compartidos de los átomos unidos al átomo central para
formar dobles o triples enlaces.
Ejercicios.
11.− Dibuje la estructura de Lewis del HCN.
48
H−CN
12.− Dibuje la estructura electrón − punto de Lewis para el ion NO+.
+
NO
13.− Dibuje la estructura de Lewis del ion BrO3−.
¨¨¨
:O − Br − O:
¨¨
:O:
Carga formal.
Cuando dibujamos una estructura de Lewis estamos describiendo la forma en que los electrones se distribuyen
en una molécula (o ion). En algunos casos es posible dibujar varias estructuras de Lewis distintas que
obedezcan la regla del octeto. ¿cómo decidimos cuál es la más razonable? Una estrategia consiste en efectuar
la contabilidad de los electrones de valencia para determinar la carga formal de cada átomo en cada estructura
de lewis. La carga formal de un átomo es la carga que tendría el átomo en la molécula si todos los átomos
tuvieran la misma electronegatividad.
Para calcular la carga formal de cualquier átomo en una estructura de Lewis, asignamos los electrones al
átomo como sigue:
1.− Todos los electrones no compartidos (no enlazantes) se asignan al átomo en el que se encuentran.
2.− Se asigna la mitad de los electrones enlazantes a cada átomo del enlace.
3.− La carga formal del átomo es igual al número de electrones de valencia que tiene el átomo aislado, menos
el número de electrones asignados al átomo en la estructura de Lewis.
Ejemplo:
CN
e− de valencia 4 5
e− asignados 5 5
carga formal −1 0
la suma de las cargas formales es igual a la carga global del ion, −1.
La suma de las cargas formales de una molécula o ion siempre debe dar la carga global de la molécula o ion.
Cuando hay varias estructuras de Lewis posibles, la más estable será aquella en la que (1) los átomos tengan
49
las cargas formales más pequeñas (2) las cargas negativas residan en los átomos más electronegativos.
Ejercicios.
14.− Escriba estructuras de Lewis y calcule las cargas formales de todos los átomos de las moléculas o iones
siguientes.
a) CO2
¨¨
OCO
¨¨
carga formal 0 0 0
b) CH3−
¨
¨
H−C−H
H
Capitulo 3
Estequiometría: cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas.
Nos concentraremos en lo que le sucede a la materia cuando sufre cambios químicos.
En el siglo XVIII Antonio Lavoisier observó que la masa total de todas las sustancias presentes después de
una reacción química es igual a la masa total antes de la reacción conocida como Ley de Conservación de la
Masa, es una de las leyes fundamentales del cambio químico.
Lavoisier afirmaba que en todas las operaciones del arte y la naturaleza, nada se crea, existe una cantidad
igual de materia tanto antes como después del experimento la misma colección de átomos están presentes
antes y después de una reacción solo implica un reacomodo de los átomos.
Estudiaremos la naturaleza cuantitativa de las fórmulas químicas y las reacciones químicas. Esta área de
estudio se denomina estequiometría, palabra derivada del griego stoicheion (elemento) y metron(medida).
Aspectos que implican de la estequiometría.
• Para medir la concentración del ozono
• Determinar el rendimiento potencial de oro de una mina
• La evaluación de diferentes procesos
• Para convertir carbón en combustibles gaseosos
Ecuaciones químicas.
50
Las reacciones químicas se representan en una forma concisa mediante ecuaciones químicas. Ejemplo cuando
el H2 arde con O2 del aire para formar agua. Escribimos la ecuación química como sigue:
2H2 + O2 2H2O
Leemos
+ reacciona con
flecha produce
Las sustancias de partida son reactivos (izquierda).
Las sustancias que se producen son los productos (derecha).
Los números antepuestos a la fórmula son coeficientes.
Dado que en ninguna reacción se crean ni se destruyen átomos, una ecuación química debe tener números
iguales de cada elemento a cada lado de la flecha. Si se satisface esta condición, se dice que la ecuación está
balanceada.
2H2 + O2 2H2O
4 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno (lado izquierdo).
2 moléculas de agua cada una constituida por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (lado derecho)
multiplicados por el coeficiente dan como resultado 4 átomos de hidrógeno y 2 de oxígeno.
Nunca se deben modificar los subíndices al balancear una ecuación. Únicamente se modificaran los
coeficientes. Al cambiar el subíndice cambia la identidad de la sustancia.
Ejemplo. H2O agua y H2O2 peróxido de hidrógeno.
Al cambiar el coeficiente lo único que cambiaremos será la cantidad no la identidad.
Ejemplo. 2H2O − 2 moléculas de agua y 3H2O − 3 moléculas de agua.
Ejercicios.
1.− Balancee la ecuación cuando el metano se quema en aire para producir dióxido de carbono gaseoso y
vapor de agua.
CH4 + O2 CO2 + H2O ecuación no balanceada.
CH4 + O2 CO2 + 2H2O ecuación balanceada.
Siempre deberá tener los coeficientes enteros más pequeños posibles.
2.− Balancee las ecuaciones siguientes insertando los coeficientes adecuados.
a) C2H4 + 3O2 2CO2 + 2H2O
51
b) 2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2
Pesos formulares y moleculares.
El peso formular de una sustancia no es más que la suma de los pesos atómicos de cada uno de los átomos de
su fórmula química. Ejemplo ácido sulfúrico (H2SO4).
P.F. = 2 (1uma) + 32 uma + 4 (16 uma) = 98.0 uma
Si la fórmula química de una sustancia es su fórmula molecular, el peso formular también se llama peso
molecular.
Ejemplo. Fórmula molecular de la glucosa C6H12O6.
P.M. = 6 (12 uma) + 12 (1 uma) + 6 (16 uma) = 180.0 uma
Para sustancias iónicas como el NaCl únicamente podemos obtener el peso formular.
P.F. = 23 uma + 35.5 uma = 58.5 uma
3.− Calcule el peso formular de:
a) C12H22O11 12 (12 uma) + 22 (1 uma) + 11 ( 16 uma) = 342 uma
b) Ca (NO3)2 1 (40.1 uma) + 2 (14 uma) + 6 (16 uma) = 164.1 uma
c) Al(OH)3 78.0 uma
d) CH3OH 32.0 uma
4.− Calcule el número de átomos de carbono que hay en 0.350 mol de C6H12O6.
El número de Avogadro es el factor de conversión entre el número de moles de C6H12O6 y el número de
moléculas de C6H12O6.
Una vez que conozcamos el número de moléculas de C6H12O6 podremos usar la fórmula química, que nos
dice que cada molécula de C6H12O6 contiene seis átomos de carbono. Por tanto, convertiremos moles de
C6H12O6 a moléculas de C6H12O6 y luego determinaremos el número de átomos de carbono a partir del
número de moléculas de C6H12O6.
Moles de C6H12O6 moléculas de C6H12O6 átomos de carbono
Interconversión entre moles, masa, y número de partículas.
Átomos de carbono = [0.350 mol C6H12O6] [6.02 X 10 23moléculas] [6 átomos de carbono]
1 mol C6H12O6 1 molécula
átomos de carbono = 1.26 X 1024
5.− ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en:
52
• 0.25 mol de Ca(NO3)2
átomos de oxígeno = 0.25 mol Ca(NO3)2 [6.02 X 1023 moléculas] [6 átomos de O]
1 mol Ca(NO3)2 1 molécula
átomos de oxígeno = 9.03 X 1023
• 1.50 moles de carbonato de sodio (Na2CO3).
átomos de O = 1.50 moles de Na2CO3 [6.02 X 1023 moléculas] [3 átomos de O]
1 mol de Na2CO3 1 molécula
átomos de O = 2.709 X 1024
6.− Una muestra de glucosa, C6H12O6, contiene 4.0 X 1022 átomos de carbono (a) ¿cuántos átomos de
hidrógeno contiene esa muestra? (b) ¿cuántas moléculas de glucosa contiene esa muestra? (c) ¿cuántos moles
de glucosa contiene esa muestra? (d) calcule la masa de la muestra en gramos.
• 4.0 X 1022 átomos C [ 1 molécula C6H12O6] [ 12 átomos ] =
6 átomos de C 1 molécula C6H12O6
8 X 1022 átomos de H.
b) 4.0 X 1022 átomos C [1 molécula C6H12O6] = 6.67 X 1021 moléculas C6H12O6
6 átomos de C
c) 4.0 X 10 22 átomos C [1 molécula C6H12O6] [ 1 mol de C6H12O6 ] =
6 átomos de C 6.02 X 1023 moléculas
0.011 mol de C6H12O6.
d) C = 6 X 12 = 72
H = 1 X 12 = 12
O = 6 X 16 = 96
180 uma ó gramos por cada mol.
0.011 mol C6H12O6 [ 180 g] = 1.98 g
1 mol
7.−
a) Calcule la masa molar del nitrato de cobre II [Cu(NO3)2].
53
63.54 + [14 X 2] + [16 X 6] = 187.54 g por cada mol
• ¿Cuántos moles de nitrato de cobre II hay en 3.15 g de esta sustancia?
3.15g Cu(NO3)2 [ 1mol ] = 0.0167 moles Cu(NO3)2
184.5 g
• ¿Cuántos átomos de N hay 1.25mg de Cu(NO3)2.
1.25mg Cu(NO3)2 [ 1 g ] [ 1 mol ] [ 6.02 X 1023 moléculas] [ 2 átomos N] =
1000 mg 187.54g 1mol 1 molécula
8.024 X 1018 átomos de N.
El mol.− Cantidad de materia que contiene tantos objetos como átomos hay en exactamente 12 g de carbono
12.
Isómeros.− Compuestos cuya molécula tiene la misma composición global pero estructuras diferentes.
Isótopos.− átomos del mismo elemento que contienen números distintos de neutrones y tienen, por tanto,
diferente masa.
Masa molar.− Es la masa en gramos de un mol de una sustancia. La masa molar (en gramos) de cualquier
sustancia siempre es numéricamente igual a su peso formular (en uma).
Una molécula de H2O pesa 18.0 uma; un mol de H2O pesa 18.0 g.
Un ion NO3− pesa 62.0 uma; un mol de NO3− pesa 62.0 g.
Una unidad de NaCl pesa 58.5 uma; un mol NaCl pesa 58.5 g.
8.− Calcule el número de moles de glucosa, C6H12O6, que hay en 5.380 g de esta sustancia.
P.F. = 180 uma 5.380g [ 1mol ] = 0.0298 mol de glucosa
180 g
9.− ¿Cuántos moles de NaHCO3 están presentes en 508g de esta sustancia?
P.F. = 84 uma 508g [ 1 mol ] = 6.047 moles de NaHCO3
84 g
10.− Calcule la masa, en gramos, de 0.433 moles de nitrato de calcio.
P.F. = 164.1 uma 0.433 moles [ 164.1 g ] = 71.05g Ca(NO3)2
1 mol
11.− Calcule la masa, en gramos, de (a) 6.33 moles NaHCO3 (b) 3.0 X 10−5 moles de H2SO4.
54
a) P.F = 84 uma 6.33 moles [ 84 g ] = 531.72g de NaHCO3
1 mol
b) P.F. = 98 uma 3.0 X 10−5 moles [ 98 g ] = 0.00294 g de H2SO4
1 mol
12.− Calcule el número de átomos de cobre que hay en una moneda tradicional de un centavo de dólar. La
moneda pesa 3g, y suponiendo que es 100% cobre.
P.F. = 63.5 uma 3gCu [1 mol Cu ] [6.02 X 1023 átomos] = 2.844 X 1022 átomos Cu
63.5 g Cu 1 mol Cu
Composición porcentual a partir de fórmulas.
Si queremos verificar la pureza del compuesto podríamos comparar la composición calculada de una sustancia
con la obtenida experimentalmente.
13.− Calcule la composición porcentual de C12H22O11.
(átomos del elemento) (PA) X 100
P.F. del compuesto
%C = 12 (12 uma) X 100 = 42.1% %H = 22 (1.0 uma) X 100 = 6.4 %
342 uma 342 uma
%O = 11 (16 uma) X 100 = 51.5%
342 uma
14.− Calcule el porcentaje en masa de nitrógeno en Ca(NO3)2.
2 (14 uma ) X 100 =17.1%
164 uma
Fórmulas empíricas a partir de análisis.
La fórmula empírica de una sustancia indica el número relativo de los átomos de cada elemento que
contienen. El concepto de mol ofrece una forma de calcular las fórmulas empíricas de las sustancias químicas.
Ejemplo. El mercurio forma un compuesto con cloro que tiene 73.9% en masa de mercurio y 26.1% en masa
de cloro. Esto implica que si tuvieramos una muestra de 100g del sólido, contendría 73.9g de mercurio y
26.1g de cloro. Asi que usaremos 100g para facilitar el cálculo como tamaño de muestra. Dividimos el
número de moles de cada elemento en 100g:
73.9g Hg [ 1mol Hg ] = 0.368 mol de Hg
55
200.6g Hg
26.1g Cl [ 1mol Cl ] = 0.735 mol de Cl
35.5g Cl
a continuación dividimos el número más grande de moles entre el más pequeño para obtener la relación 1.99
moles de Cl/1mol de Hg. La relación que obtenemos es muy cercana a 2, podemos concluir que la fórmula
para el compuesto es HgCl2.
% en masa Fórmula empírica
Suponer muestra Calcular relación
De 100g molar
Gramos de Usar pesos Moles de cada
Cada elemento atómicos elemento
Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica.
Recuerde que la fórmula que se obtiene a partir de composiciones porcentuales siempre es la fórmula
empírica. Podemos obtener la fórmula molecular a partir de la fórmula empírica si conocemos el peso
molecular del compuesto. Los subíndices de la fórmula molecular de una sustancia siempre son múltiplos
enteros de los subíndices correspondientes en su fórmula empírica. Obtenemos el múltiplo comparando el
peso formular de la fórmula empírica con el peso molecular.
Ejemplo. Si suponemos que la fórmula empírica del ácido ascórbico es C3H4O3, lo que nos da un peso
formular de 88uma. El peso molecular determinado experimentalmente es de 176 uma. Así pues, la molécula
tiene el doble de masa (176/88 = 2) y por tanto deberá tener el doble de átomos que los indicados en la
fórmula empírica. Los subíndices de la fórmula empírica deberán multiplicarse por 2 para obtener la fórmula
molecular: C6H8O6.
Reacciones de combinación y descomposición.
1.− Reacciones de combinación.
Dos reactivos se combinan para formar un solo producto. Muchos elementos reaccionan entre sí de esta
manera para formar un compuesto.
A+BC
C(s) + O2(g) CO2(g) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(s)
2.− Reacciones de decomposición.
Un solo reactivo se rompe para formar dos o más sustancias. Muchos compuestos se comportan de esta
manera al calentarse.
56
CA+B
2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)
PbCO3(s) PbO(s) + CO2(g)
Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas.
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
Los coeficientes nos dicen que dos moléculas de H2 reaccionan con cada molécula de O2 para formar dos
moléculas de H2O. se sigue que los números relativos de moles son idénticos a los números relativos de
moléculas:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
2 moléculas 1 molécula 2 moléculas
2(6.02 X 1023 moléculas) 6.02 X1023 moléculas 2(6.02 X 1023 moléculas)
2 moles 1 mol 2 moles
2 moles de H2 1 mol de O2 2 moles de H2O
Ejercicios.
15.− Obten el número de moles de H2O que se producen a partir de 1.57 moles de O2. Se calculan así:
moles de H2O = [1.57 moles O2] [2 moles H2O] = 3.14 mol H2O
1 mol de O2
16.− Calcule la masa de CO2 en gramos que se producen al quemar 1.00g de C4H10.
2C4H10(l) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(l)
gramos CO2 = 1g C4H10 [ 1 mol C4H10] [ 8 moles CO2 ] [ 44g CO2 ] = 3.03g de CO2
58g C4H10 2 moles C4H10 1 mol CO2
Así, la secuencia es:
Gramos de reactivo moles de reactivo moles de producto gramos de producto
Calcule la cantidad de O2 consumido o de H2O producida en la reacción anterior.
Gramos O2 = [1g C4H10] [1 mol C4H10] [ 13 mol O2 ] [ 32g O2 ] = 3.59g de O2
58g C4H10 2 mol C4H10 1 mol O2
Gramos H2O = 1g C4H10 [1mol C4H10][10moles H2O] [18g H2O] = 6.20g H2O
57
58g C4H10 2mol C4H10 1mol H2O
Determine cuántos gramos de agua se producen en la combustión de 1g de glucosa, C6H12O6:
C6H12O6(s) + 6O2(g) 6CO2(g) + 6H2O(l)
Gramos de H2O = 1gC6H12O6 [1mol C6H12O6] [ 6moles H2O ] [ 18g H2O] = 0.6g de H2O
180g C6H12O6 1mol C6H12O6 1mol H2O
Un método de laboratorio común para preparar cantidades pequeñas de O2 implica la descomposición de
KClO3: 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g). ¿Cuántos gramos de O2 se pueden preparar a partir de 4.50g de
KClO3?
Gramos O2 = 4.5g KClO3 [1mol KClO] [ 3mol O2 ] [32g O2] = 1.763g de O2
122.5g KClO3 2mol KClO3 1molO2
Reactivos limitantes.
Cuando uno de los reactivos se agota antes que los demás decimos que es el reactivo limitante. La reacción
se detiene tan pronto como se consume totalmente cualquiera de los reactivos, dejando los reactivos en exceso
como sobrantes. Supongamos, por ejemplo, que tenemos una mezcla de 10 moles de H2 y 7 moles de O2, y
que hacemos reaccionar para formar agua:
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
Dado que 2 moles de H2 1 mol de O2, el número de moles O2 que se necesitan para reaccionar con todo el H2
es
Moles de O2 = [10 moles H2] [ 1 mol O2 ] = 5 moles O2
2 moles H2
En vista de que 7 moles de O2 disponibles al iniciarse la reacción, habrá 7 moles de O2 − 5 moles de O2 = 2
moles de O2 presentes cuando se haya consumido todo el H2.
El reactivo que se consume por completo en una reacción se denomina reactivo limitante porque determina, o
limita, la cantidad de producto que se forma. A veces llamamos reactivos en exceso a los demás reactivos.
Rendimiento teórico.
La cantidad de producto que, según los cálculos, se forma cuando reacciona todo el reactivo limitante se llama
rendimiento teórico. La cantidad de producto que realmente se obtiene en una reacción se denomina
rendimiento real. El rendimiento real casi siempre es menor que el rendimiento teórico. El porcentaje de
rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real con el teórico (calculado).
Porcentaje de rendimiento = rendimiento real X 100
Rendimiento teórico
Por ejemplo. Imagine que está buscando formas de mejorar el proceso mediante el cual el mineral hierro que
58
contiene Fe2O3 se convierte en hierro. En sus pruebas usted realiza a pequeña escala la siguiente reacción.
Fe2O3(s) + 3CO2(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)
• Si se parte de 150g de Fe2O3 como reactivo límitante ¿Cuál será el rendimiento teórico del Fe? (b) Si el
rendimiento real de Fe en la prueba fue de 87.9g, calcule el porcentaje de rendimiento.
g de Fe = 150g Fe2O3 [ 1 mol Fe2O3 ] [ 2mol Fe ] [55.847g Fe] =104.9 g de Fe
159.69g Fe2O3 1mol Fe2O3 1 mol Fe
%rendimiento = 87.9/104.91 X 100 = 83.78%
CONTENIDO
Introducción.1
Capitulo I
Clasificación de la materia
Estados de la materia........................................................................2
Sustancias puras y mezclas..............................................................2
Podemos clasificar las sustancias como elementos o compuestos.....2
Propiedades de la materia................................................................3
Longitud y masa................................................................................3
Temperatura......................................................................................3
Unidades SI.......................................................................................4
Volumen ...........................................................................................4
Densidad ..........................................................................................4
Incertidumbre al medir......................................................................4
Precisión y exactitud.........................................................................4
Cifras significativas...........................................................................4
Análisis dimensional.........................................................................4
Capitulo II
Átomos, moléculas e iones
Teoría atómica de la materia.............................................................9
59
El descubrimiento de la estructura atómica.......................................9
Rayos catódicos y electrones...........................................................10
Experimento de Millikan....................................................................10
Experimento de Rutherford...............................................................10
La visión moderna de la estructura atómica.....................................10
Isótopos, números atómicos y números de masa.........................11
La tabla periódica..........................................................................13
Moléculas y fórmulas químicas.....................................................14
Fórmulas moleculares y empíricas...............................................14
Iones y compuestos iónicos..........................................................14
Predicción de las cargas iónicas...................................................17
Compuestos iónicos......................................................................18
Cationes .......................................................................................19
Aniones .........................................................................................19
Nombre y fórmulas de ácidos.........................................................21
Nombre y fórmulas de compuestos moleculares binarios.................22
Capitulo VI
Estructura electrónica de los átomos
La naturaleza ondulatoria de la luz...................................................23
Energía cuantizada y fotones...........................................................24
Efecto fotoeléctrico. .........................................................................24
Modelo de Bohr................................................................................25
Espectro de lineas............................................................................25
Orbitales y números cuánticos.........................................................25
Orbitales ..........................................................................................25
Densidad electrónica .......................................................................26
60
El spín electrónico y el principio de exclusión de Pauli....................29
Configuraciones electrónicas...........................................................29
Regla de Hund.................................................................................29
Abreviación de la configuración electrónica ...................................29
Valencia de un elemento.................................................................29
Tabla periódica................................................................................29
Grupos o familias................................................................................30
Capitulo VII
Propiedades periódicas de los elementos
Desarrollo de la tabla periódica .........................................................31
Capas de electrones y tamaño de los átomos...................................31
Tamaños atómicos.........................................................................32
Tendencias periódicas en el radio atómico....................................33
Energía de ionización.........................................................................33
Primera energía de ionización............................................................33
Segunda energía de ionización..........................................................33
Tendencias periódicas en las energías de ionización........................33
Metales, no metales y metaloides......................................................34
Carácter metálico creciente en la tabla periódica ..............................34
Propiedades características de los metales y no metales...............35
Metales................................................................................................35
No metales..........................................................................................36
Semimetales ...................................................................................36
Afinidades electrónicas ......................................................................36
Grupo IA..............................................................................................37
Grupo IIA.........................................................................................37
61
Hidrógeno........................................................................................38
Grupo VIA...........................................................................................38
Grupo VIIA..........................................................................................39
Grupo VIIIA.........................................................................................39
Capitulo VIII
Conceptos básicos de los enlaces químicos
Relación entre estructura electrónica,
fuerzas de enlaces químicos y
propiedades de las sustancias .............................................................40
Símbolos de Lewis y la regla del octeto................................................40
Enlaces iónicos.........................................................................................41
Cambios energéticos durante la formación de enlaces iónicos............41
Configuración electrónica de iones de los elementos representativos.41
Enlaces covalentes...............................................................................42
Enlaces múltiples......................................................................................43
Polaridad .................................................................................................43
Enlace covalente polar.............................................................................43
Enlace covalente no polar........................................................................43
Electronegatividad ...................................................................................44
Cargas parciales.......................................................................................44
Como dibujar estructuras de Lewis..........................................................44
Carga formal.............................................................................................46
Capitulo III
Estequiometría: cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas
Ecuaciones químicas................................................................................48
Pesos formulares y moleculares...............................................................49
62
El número de Avogadro............................................................................49
Interconversión entre masa, moles y número de partículas.....................49
Mol............................................................................................................51
Isomeros ..................................................................................................51
Isótopos....................................................................................................51
Masa molar...............................................................................................51
Composición porcentual a partir de fórmulas químicas........................51
Fórmulas empíricas a partir de análisis....................................................52
Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica...................................52
Reacciones de combinación y descomposición.......................................53
Información cuantitativa a partir de ecuaciones balanceadas..................53
Reactivos limitantes .................................................................................54
Rendimiento teórico....................................................... .........................55
1
9
Unidad deseada
Unidad dada
17p+
17e−
17p+
Átomo de sodio
Na.
Ion de sodio
Na+
10e−
11e−
63
11p+
11p+
Pérdida de
Un electron
18e−
Ganancia de
Un electron
Átomo de cloro
Cl.
Ion de cloro
Cl−.
17e− 18e− = −1
S
0
0
0
−1
La flecha indica la carga formal del carbono y los ceros bajo los átomos de hidrógeno son la carga formal de
estos.
¨
64