rvr resumen quimica 26-abr-11

Repaso Año 2010
Los Antiguos Griegos: Los antiguos griegos pensaban que toda la materia estaba
constituida por los 4 elementos: Aire, Agua, Tierra y Fuego, sin tener una idea clara
de que estaba constituida la materia.
Demócrito y Leucipo: Demócrito y Leucipo fueron los primeros en aproximarse a
lo que era un modelo atómico. Ellos dijeron que la materia llegaba hasta un punto
indivisible y le dieron el nombre “átomo” (sin división).
Dalton: Dalton creó una teoría atómica de que el átomo es una esfera, sin división
ni partículas subatómicas.
Goldstein: El descubre por medio de los rayos canales, en el tubo de descarga, la
existencia de las partículas positivas del átomo, que luego se llamaron Protones.
Thomson: 2000 años después de Demócrito y Leucipo, el fue el primero en crear
un modelo atómico, diciendo que el átomo en una masa positiva esférica, con los
electrones incrustados en ella. Se le llamó budín de pasas, por que esa era la forma
que tenía.
Rayos Canales: Por medio del experimento de los rayos canales, Thomson
descubre los electrones (partículas con carga negativa). Por el
descubrimiento de los electrones, se hace su modelo atómico. El tubo de
descarga tiene un cátodo y un ánodo, y los electrón van desde el cátodo al
ánodo.
Rutherford: El creo el segundo modelo atómico, llamado Modelo Planetario, ya
que tenia un núcleo positivo, según el hecho de protones, y los electrones girando
libremente en torno al núcleo en una nube de electrones. Esto lo hizo gracias a su
experimento de la lamina de oro, en que bombardeo una lamina de oro con rayos
alfa, y descubrió el núcleo positivo por que los rayos en su mayoría pasaban.
Bohr: Bohr tomó el diseño del modelo de Rutherford, y lo convirtió, agregando a
los electrones en orbitas, que eran niveles energéticos. Según el, los electrones
pasan de un nivel menor a uno mayor de energía, absorbiendo energía, y pasan de
uno mayor a uno menor liberando energía. Mientras mas lejos del núcleo, mas
energía posee el electrón. Para sacar cuantos electrones hay en un nivel energético
la formula es 2n2, siendo n=nivel de energía.
Términos en Las Teorías Atómicas:



Z (número atómico): Representa el número de protones en el átomo. Si es
un átomo neutro, va a ser igual a los electrones.
A (número másico): Representa los neutrones y electrones en el átomo.
Núclido: Es el signo del elemento mas el Z abajo y el A arriba.
Partículas con Carga:


Catión: Cuando el átomo pierde uno o más electrones, se vuelve positivo.
Anión: Cuando el átomo gana uno o mas electrones, se vuelve negativo.
Átomos Particulares:



Isótopos: Cuando un átomo del mismo elemento tiene distinta cantidad de
neutrones, y la misma cantidad de protones.
Isobaros: Cuando los átomos de dos distintos elementos tienen el mismo
numero másico.
Isótonos: Cuando los átomos de dos o mas elementos tienen el mismo
número de neutrones.
Modelo Mecano-Cuantico
El modelo Bohr solo sirve para el átomo de hidrogeno, y se crea una teoría
matemática. Este se basa en la ecuación de onda de Schrödinger, que describe las
propiedades de los electrones.
De Broglie presenta la idea de que si las ondas luminosas presentas ciertas
características de las partículas, los átomos tienen una dualidad de onda-materia.
En 1926 Schrödinger propone ecuaciones matemáticas basadas en la investigación
de De Broglie. Estas ecuaciones dan como resultado las regiones de alta
probabilidad de encontrar un electrón, en torno a un núcleo (orbitales o
subniveles).
Heinsenberg propone que mientras mas exacta esté la coordenada de un electrón,
mas inexacta será la otra. Schrödinger consideró que no tiene que ser exacto, sino
que tiene que tener un sector probable para encontrar el electrón.
Números Cuánticos:




Principal (n): Es el numero que indica el nivel energético en donde se
encuentra el electrón. Es un valor entero positivo. Cuando “n” aumenta,
aumenta la distancia del núcleo y la energía.
Secundario (l): Nos indica que tipo de orbital o subnivel puede estar
contenido el electrón.
o 0 (s): Tiene una forma esférica y aguanta 2 electrones.
o 1 (p): Tiene 3 formas (py, px y pz) y aguanta 6 electrones.
o 2 (d): Tiene 5 formas (d1, d2, d3, d4, d5) y aguanta 10 electrones.
o 3 (f): Tiene 7 formas (f1, f2, f3, f4 ,f5, f6, f7) y aguanta 14 electrones.
Magnético: Nos indica la orientación del espacio permitido para los
electrones.
o (s) 0
o (p) -1, 0, +1
o (d) -2, -1, 0, +1, +2
o (f) -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
Espín: Corresponde a si el electrón esta apareado o desapareado. Cuando
esta desapareado, tiene el valor de +1/2, y si está apareado, tiene el valor de
-1/2.
Regla de Hund: En cada espacio del orbital, caben dos electrones, y se va llenando
de a uno, primero todos desapareados, y luego entran los que caben, llenando
primero los +1/2, y luego entrando los que los aparean.
Configuración Electrónica: La configuración electrónica representa a los
números cuánticos contenidos en un valor simple, siendo esta la formula. Es la
distribución de los electrones en los distintos orbitales, y según Pauli, cada
electrón del átomo tiene sus propios números cuánticos.
Nlx
N: Numero Cuántico Principal
L: Numero Cuántico Secundario
X: Electrón identificado o cantidad de electrones.
Principio de Aufbau: Dice que los electrones van entrando en orden, primero en
los orbitales de menor energía y llenando a los de mayor energía. La energía se
calcula por medio de la formula N + L. Si hay orbitales de misma energía, el
electrón entrará en el que tenga menor N.
Regla de las Diagonales: Se usa para realizar la configuración electrónica de
cualquier átomo.
Configuración Electrónica Abreviada con Gases
Nobles: Se usa cuando hay un electrón con un
numero de Z muy alto. El átomo pasa a ser ión para
pasar a tener el Z de un gas noble, tanto un catión
(pierde e-, queda con carga positiva) como un
anión (gana e-, queda con carga negativa).
La Tabla Periódica: Contiene a todos los
elementos de acuerdo a su Z en orden creciente
(de menor a mayor). Se distinguen los grupos
(columnas) y periodos (filas).
1. Grupos o Familias: Son columnas verticales. Van numerados del 1 al 18, o
del IA al VIIIA. El numero que llevan indica el numero de electrones de
valencia en el ultimo nivel energético. Tienen propiedades químicas iguales
(los elementos de una misma familia). Si son bloques S o P, son
representativos, si son F o D son de transición.
2. Periodos: Son las filas horizontales. Van del numero 1 al 7, lo que indica la
cantidad de niveles energéticos que tiene un átomo. Los elementos en un
periodo tienen propiedades físicas distintas.
 Electrones de Valencia: son todos los electrones que van en el ultimo nivel
energético de cada átomo. Se sacan por el numero de las familias o grupos.

Electrón Diferencial: Es la configuración electrónica del ultimo electrón de
cada átomo., no tan general como el electrón diferencial.
Valencias: Las valencias son cuantos electrones se tienen en el ultimo nivel de
energía. Ocurre por configuración normal e hibridación, un proceso donde se van
dejando electrones que están apareados, desapareados.
Grupo o Familia
1 o IA
2 o IIA
13 o IIIA
14 o IVA
15 o VA
16 o VIA
17 o VIIA
18 o VIIIA
Valencia por Conf.
1
1
1
2
3
2
1
No Hay
Valencia por Hib.
No Hay
2
3
4
5
4y6
3, 5 y 7
No Hay
Notación de Lewis: Es la notación que hace fácil ver los electrones de valencia.
Gráficamente, son puntos a los lados del elemento en el sentido del reloj, que
representan los electrones de valencia.
Propiedades o Variaciones Periódicas:
Conceptos:

Carga Nuclear (Z): Corresponde a los electrones o el numero atómico. Varia
de izquierda a derecha en un periodo, y de arriba para abajo aumenta.
 Carga Nuclear Efectiva (ZEF): fuerza real del núcleo sobre los electrones. Se
calcula por: ZEF= Z – S. ZEF es igual al numero de electrones de valencia.
o En un Grupo: es constante, ya que la resta de Z y S es igual (e- de
valencia).
o En un Periodo: aumenta de izquierda a derecha (e- de valencia).
 Volumen/Radio Atómico (V.A/R.A): En un grupo (abajo para arriba)
aumenta por niveles de energía, y en un periodo (de izquierda a derecha)
disminuye por que hay menos ZEF.
o En un Grupo: Aumenta de arriba abajo por el aumento del Z.
o En un Periodo: Disminuye de izquierda a derecha, ya que el ZEF es
mayor, y hay mas atracción.
 Radio Iónico (R.I): En un anión, se agrega un e-, por tanto se expande y
aumenta la repulsión electrón - electrón. En un catión, se quita un e-, por
tanto se contrae y disminuye la repulsión electrón - electrón.
Catión < Átomo < Anión
 Iones Isoeléctricos: Igual cantidad de electrones, igual conf. Electrónica,
pero distinto tamaño por contracción y expansión.
++ < + < - < -- < ---, etc.
o Energía de Ionización (E.I): Cuando se añade energía para quitar un
electrón. ZEF aumenta, la E.I aumenta.
E.I1 < E.I2 < E.I3 < E.I4
o
o
o
o
o
o
o En un Grupo: de abajo para arriba aumenta por la energía que se
necesita.
o En un Periodo: De izquierda a derecha aumenta, por el cambio de
energía y la ZEF.
Electroafinidad (E.A): Mide la atracción o afinidad del átomo por el electrón
añadido, siempre libera energía. Entre mas negativo sea el valor, mas
afinidad hay entre el átomo y el electrón. Los gases nobles no tienen E.A.
o En un Grupo: de abajo para arriba aumenta por la energía que se
necesita.
o En un Periodo: De izquierda a derecha aumenta, por el cambio de
energía y la ZEF.
Electronegatividad (E.N): Es la tendencia que tiene un átomo para atraer al
par electrónico en un enlace químico. Esto se mide en notación de Lewis.
Los elementos con alta E.N tienen mas tendencia para atraer electrones.
o En un Grupo: de abajo para arriba aumenta por la energía que se
necesita.
o En un Periodo: De izquierda a derecha aumenta, por el cambio de
energía y la ZEF.
Carácter Metálico: Son solidos, lustrosos y duros, plateados. Conducen bien
la electricidad, con altos puntos de fusión y ebullición. Son maleables y
dúctiles.
o En un Grupo: de arriba para abajo aumenta.
o En un Periodo: de la derecha a la izquierda.
Carácter No Metálico: Son gases de colores, algunos solidos, otros líquidos y
otros metales. En general son quebradizos. Son malos conductores de
electricidad. Bajos puntos de ebullición y fusión.
o En un Grupo: de abajo para arriba aumentan.
o En un Periodo: de izquierda a derecha aumentan, por los grupos no
metálicos estar a la derecha.
Carácter Reductor: Proceso que se produce por la ganancia de electrones. El
agente reductor es la especie que se oxida.
o En un Grupo: aumenta de arriba para abajo por haber mas niveles e
energía abajo.
o En un Periodo: aumenta de la derecha hacia la izquierda.
Carácter Oxidante: Proceso que se produce por la perdida de electrones. El
agente oxidante es la especie que se reduce.
o En un Grupo: aumenta de abajo para arriba por la facilidad de los
átomos de los periodos de arriba por atraer electrones.
o En un Periodo: aumenta de izquierda a derecha.
Enlace Químico
Los átomos tienden a enlazarse por ser electrónicamente inestables, y querer
compartir electrones para parecerse al gas noble mas cercano. Se hacen
completamente inestable cuando llegan a 8 electrones de valencia. El tipo de
enlace que se forma depende del tipo de átomo, y de la electronegatividad de este
mismo, haciendo al enlace muy fuerte o muy débil. El enlace es una unión
electrostática de un átomo con otro. Se pueden encontrar tres tipos de enlace,
iónico, covalente y metálico.
Electronegatividad: Capacidad de un átomo de atraer electrones comprometidos
en un enlace. Los valores de esta son útiles para predecir el tipo de enlace. Si la
diferencia de electronegatividades de los dos átomos es cero, es un enlace
covalente puro o apolar. Si la diferencia esta entre 0 y 1,7 es covalente polar. Si es
mayor que 1,7, es un enlace iónico.
Enlace Iónico:
Es la transferencia de electrones de un átomo electronegativo a uno
electropositivo. Va desde al átomo con baja energía de ionización (metal) al que
tiene elevada electroafinidad (no metal). Los metales ceden electrones y los no
metales captan electrones. Los elementos que forman enlace iónico tienen
electronegatividades muy distintas, su diferencia mayor que 1,7. Los átomos
pueden ceder 2 electrones o más.
Un enlace forma un compuesto, y el compuesto es representado por la formula
química. Hay formulas que tienen mas de dos átomos, ya que para alcanzar la
estabilidad necesitan mas de un átomo del metal o del no metal, o de ambos, tal
como el Ca3P2,
Iones:
Iones Monoatómicos:
FClBrIO2S2N3P3-
Fluoruro
Cloruro
Bromuro
Yoduro
Oxido
Sulfuro
Nitruro
Fosfuro
Iones Poli atómicos:
SO2-4
SO2-3
NO-3
NO-2
CO2-3
HCO-3
PO3-4
NH+4
OH-
Sulfato
Sulfito
Nitrato
Nitrito
Carbonato
Bicarbonato
Fosfato
Amonio
Hidróxido
*Los compuestos se nombran de la manera: Metal (ión Positivo) y después el no
Metal (ión Negativo).
Porcentaje Iónico del Enlace:
Según la escala de Pauli, el F tiene la mayor electronegatividad y el Cs la menor (4,0
y 0,7), por lo tanto la mayor diferencia de electronegatividades es 3,3, que
corresponde al 100%. Luego, con la formula de promedio se saca el equivalente al
enlace.
Estructura de los Compuestos Iónicos:
En los solidos iónicos, cada ion esta enlazado con mas de un ion de signo contrario,
y la atracción entre ellos es máxima. Cada catión se ve rodeado por un anión, y
cada anión se ve rodeado por un anión, formando una red cristalina. Las fuerzas
que mantiene un cristal iónico unido es una fuerza electrostática muy fuerte. Esto
dice que el compuesto tiene una formula mínima.
Los compuestos iónicos son solidos con altos puntos de fusión y ebullición. Son
solubles en solventes polares, como el agua, y no se disuelven en solventes no
polares. Conducen muy bien la electricidad, cuando fundidas y cuando disueltas.
Son solidos cristalinos, no se dilatan.
Enlace Covalente:
El encale covalente es la compartición de electrones entre dos o mas átomos
neutros o sin carga. Solo ocurre entre elementos que son no metales, con ΔE.N
entre 0 y 1,17. Tiene tres variables, enlace simple, con un par electrónico, doble,
con dos pared electrónicos, o triple, con tres pares electrónicos compartidos. Se
puede dividir en dos categorías:
Enlace Covalente Apolar: Es el enlace entre dos átomos de elementos iguales. Su
Δ E.N. es siempre 0, ya que al tener las mismas electronegatividades, ambas se
anulan quedando en 0. Puede ser un enlace simple, doble o triple, siendo simple
una atracción mas débil, y triple una mucho mas fuerte.
Enlace Covalente Polar: Es el enlace que se forma al unir dos elementos no
metales de distintas electronegatividades. Es polar por que va a ser atraído hacia
un polo o lado mas que al otro. La Δ E.N. varía entre 0 y 1,7.
Enlace Covalente Coordinado: Es el enlace que se forma en una molécula cuando
alguno de los átomos dona el par electrónico completo.
Para que se cumplan estas uniones electromagnéticas, se tiene que cumplir un tipo
especial de regla. Estas dos reglas se llaman Regla del Octeto y Regla del Dueto.
Regla Del Octeto: Para cumplir un enlace covalente de cualquier tipo, se tiene que
alcanzar una configuración del gas noble mas cercano, por eso, al compartir, se
tiene que formar una compartición en que todo átomo en la molécula, quede con 8
electrones de valencia alrededor suyo, para parecerse al gas noble mas cercano,
quedando con una carga parcial positiva, un átomo, y el otro, con una carga parcial
negativa .
Regla del Dueto: Al igual que con la regla del octeto, los átomos que se enlazan
tienen que quedar con configuración del gas noble mas cercano, por tanto, cuando
no se puede cumplir la ley del octeto, se cumple la del dueto. Esto hace que los dos
átomos en el enlace, como el H2 quede con 2 electrones rodeando a los átomos.
Enlace Metálico:
Este enlace se forma por átomos de elementos metálicos. No se forma por Δ E.N,
sino que por solo ser dos o mas átomos metálicos. La estructura de estos enlaces,
es “una colección de cationes, en un mar de electrones deslocalizados”. Lo que
quiere decir es que al enlazarse, los átomos pierden uno o mas electrones, pasando
a ser electrones deslocalizados, que le dan sus propiedades como metal, y dejan a
los átomos enlazados juntos.