Guia para el segundo parcial de química I




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fecha de publicación13.08.2016
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GUIA PARA EL SEGUNDO PARCIAL DE QUÍMICA I

1. Características de la Triada de Dobereiner: Agrupo los elementos según sus propiedades físicas y químicas, formando grupos de 3 elementos. Observo que sus pesos atómicos eran diferentes e iban en aumento. Los ordeno según su peso atómico del menor al mayor y se dio cuenta que el peso del elemento intermedio correspondía a el promedio de la suma de los elementos de los extremos.
Elemento Li 7 Ca 40 S 32 Cl 35

Na 23 Sr 88 Se 79 Br 80

K 39 Ba 137 Te 128 I 127
Promedio 46/2=23 177/2=88.05 160/2=80 162/2=81

2. Características de la Octavas de Newlands: Coloco todos los elementos (los que se habían descubierto es esa época) según su peso atómico del menor al mayor y observo que algunas de sus propiedades se repetían periódicamente cada 8 elementos.

Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca

7 9 11 12 14 16 19 23 24 27 28 31 32 35 39 40
De acuerdo a lo anterior los agrupo de la siguiente manera:


1

2

3

4

5

6

7

Li

Be

B

C

N

O

F

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

K

Ca
















3. Características de la Tabla de Mendeleiev: Ordeno los 55 elementos descubiertos hasta entonces, según su peso atómico, agrupando los elementos que tenían las mismas propiedades y dejando espacios vacíos en su tabla para dar cabida a los elementos aún no conocidos, algunos de cuyas propiedades predijo. Con el posterior descubrimiento de tales elementos, se comprobó que encajaban perfectamente en los espacios vacíos reservados para ellos.


4. Características de la Tabla de Mosley: concluyó que los elementos debían acomodarse en orden creciente de su número atómico.

5. Explica la Ley Periódica: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de su número atómico.

6. ¿Cuáles son las Propiedades Periódicas?: Las propiedades que se repiten en los elementos que forman una misma familia o grupo.

7. Definición de Radio Atómico: Es la distancia que existe entre el electrón más lejano y el núcleo considerando al átomo como si fuera una esfera.
El radio aumenta en los periodos de derecha a izquierda y en los grupos de arriba hacia abajo

8. Definición de Volumen de los Átomos: El átomo está constituido por un núcleo central con electrones que se mueven a su alrededor, el movimiento hace que los átomos parezcan esferas aún cuando en su mayor parte sean espacio vació. La nube electrónica esférica proporciona al átomo su volumen.
Hacia el centro de la tabla se hacen más pequeños los átomos


9. Definición de Afinidad Electrónica: Es la cantidad de energía que se libera cuando un electrón se combina con un átomo neutro.

La afinidad electrónica aumenta en los periodos de izquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba en la tabla.


10. Definición de Potencial o Energía de Ionización:

Se define como la energía que se necesita para poder desprender a un electrón de un átomo

La energía de ionización aumenta en los periodos de izquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba en la tabla.



11. Definición de Electronegatividad: Es la fuerza de atracción que ejerce el núcleo de un átomo por los electrones de átomos vecinos

La electronegatividad aumenta en los periodos de izquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba en la tabla.


12. Definición de Valencia: Consiste en el número de electrones que pueden ganar o perder los átomos en su último nivel de energía, el número de grupo da la valencia.


I A

II A

III A

IV A

V A

VI A

VII A

+1

+2

+3

+4

-3

-2

-1










-4












13. Definición de Carácter Metálico: Se distinguen 2 regiones de elementos, los metálicos a la izquierda de la tabla y cuyo comportamiento es el de perder electrones. La otra región está a la derecha y corresponde a los no metales, cuyo comportamiento es el de ganar electrones.

El carácter metálico en la tabla aumenta de arriba hacia abajo en un grupo y de derecha a izquierda en un periodo. El carácter no metálico aumenta de abajo hacia arriba en un grupo y de izquierda a derecha en un periodo.


14. Características de los Metales.

Poseen bajo potencial de ionización.

Por lo general tienen de 1 a 3 electrones en su último nivel de energía.

Son sólidos con excepción del Mercurio, Galio, Cesio y Francio, los cuales son líquidos.

Presentan aspecto y brillo metálico.

Son buenos conductores de la electricidad y del calor.

Son dúctiles y maleables.

Se oxidan por pérdida de electrones.

Su molécula está formada por un solo átomo.

Los elementos alcalinos son los más activos.

15. Características de los No Metales.

Tienen tendencia a ganar electrones.

Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico.

Son malos conductores del calor y la electricidad con excepción del carbono que en estado sólido si conduce la corriente eléctrica.

En su último nivel de energía tienen por lo regular de 4 a 7 electrones.

Se presentan en los tres estados físicos de agregación.

No poseen aspecto ni brillo metálico.

Son malos conductores de la electricidad y el calor.

No son dúctiles, ni maleables ni tenaces.

Se reducen por ganancia de electrones.

Su molécula está formada por dos o más átomos.

Al unirse con el oxígeno forman anhídridos.

Los halógenos y el oxígeno son los más activos.

Varios presentan alotropía.

16. Definición de Metaloides: Son los elementos que se encuentran en la región fronteriza entre metales y no metales, su comportamiento en unos casos corresponden al de un metal y en otros casos se parecen a un no metal: AL, Si, Ge, As, Sb, Te, At.



17. Definición de Alotropía: Es la existencia de un elemento en dos o más formas bajo el mismo estado físico de agregación algunos no metales que presentan estas peculiaridades son: el Carbono, Azufre, Fósforo, Oxígeno, Selenio y Silicio.

A continuación se ilustran las alotropías del carbono.







Carbono

Diamante

Grafito



18. Definición de la Regla del Octeto. La regla del octeto dice que, la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble (2 en el subnivel “s” y 6 en el “p”), ya sea aceptando o cediendo electrones.

19. Definición de los Electrones de Valencia: Son los electrones que se encuentran en el último nivel de energía de un átomo.

20. Definición de la Regla de Lewis: Es la representación gráfica de los electrones de valencia con puntos o cruces, rodeando el símbolo del elemento
21. Definición de Enlace Químico: Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, de elementos iguales o diferentes, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inertes.

22. Definición de Enlace Iónico: Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no-metales por transferencia de electrones del átomo metálico al no metálico, por lo general se unen elementos de los grupos I y IIA con elementos de los grupos VI Y VIIA. Dado que las electronegatividades de los átomos participantes son muy diferentes, la resta de sus electronegatividades es en promedio de 1.7 o mayor. ejem: NaCl, CaF2, K2O, BaS, Na2O, CaO, Li2O


23. Definición de Enlace Covalente: Este tipo de enlace se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es decir entre no-metales y siempre por compartición de electrones. Existen 3 tipos de enlaces covalentes: polar, no polar y coordinada.

24. Definición de Enlace Covalente No Polar: Se tiene cuando 2 átomos de un mismo elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia de electronegatividades es cero. Ejemplos: H2, Cl2, O2 , N2

25. Definición de Enlace Covalente Polar: Cuando 2 átomos no metálicos de diferentes electronegatividades se unen, comparten electrones. En general la resta de sus electronegatividades es menor a 1.7. Ejemplos: H2O, HBr, PCl3, SO2, NH3, CH3


26. Definición de Enlace Covalente Coordinado: Se le llama covalente por existir una compartición de electrones, con la diferencia que el par de electrones que intervienen en el enlace provienen de un solo átomo. El enlace covalente coordinado se representa con una flecha que sale del átomo que cedió el par de electrones:

27. Definición de Enlace Metálico:

Este enlace se presenta en los metales y aleaciones. Ejem: Todos los metales y aleaciones como los aceros, amalgamas de mercurio y aleaciones de Cu.

Los átomos de los elementos metálicos se caracterizan por tener pocos electrones de valencia (electrones de la última capa), no pueden formar enlaces covalentes, pues compartiendo electrones no pueden llegar a adquirir la estructura de gas noble.
La estabilidad la consiguen de otro modo, los electrones de valencia de cada átomo entran a formar parte de "un fondo común", constituyendo una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos, dispuestos ordenadamente, formando un cristal metálico. Así el metal sodio es un conjunto ordenado de iones Na+ y un "mar de electrones" distribuidos entre ellos, estos electrones no están unidos a ningún átomo de sodio en particular y tampoco forman pares, sino que están deslocalizados por la red cristalina y por ello se denominan electrones libres. La atracción electrostática entre la nube electrónica y los iones positivos es la base del enlace metálico
28. Definición de Diagrama Energético: Existe otra manera de representar la distribución electrónica de un átomo con base en los diagramas energéticos, que son las mismas configuraciones electrónicas con algunas modificaciones.

En los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se anotan sobre guiones que son los orbítales correspondientes a cada subnivel; así s con 1; p con 3; d con 5 y f con 7.

Debajo del guión se anota el número del nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital.

Para el llenado de los diagramas energéticos se aplica el mismo principio de edificación progresiva y el principio de máxima multiplicidad o regla de Hund.


29. Definición del principio de Máxima multiplicidad o regla de Hund: Establece que “los electrones al ocupar un subnivel se reparten en el mayor numero de orbítales posibles” esto es, uno por orbital y hasta que todos los orbítales de ese subnivel tengan 1 electrón; solo entonces, los siguientes electrones formaran pares en los orbítales.

30. Definición de Electrón Diferencial: Se llama así al último electrón que entra a un átomo de acuerdo con las reglas de ocupación de orbítales; es decir, lo que distingue a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación periódica.

31. Definición de Números Cuánticos: Indican la energía y posición probable de un electrón en el espacio energético, está determinada por 4 parámetros, los cuales tienen valores dependientes entre sí:

32. Definición de Número Cuántico Principal (n): Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; este número expresa la energía de los niveles dentro del átomo. Toma los valores de los niveles de energía, por lo que será del 1 al 7, según el nivel que se trate.


33. Definición de Número Cuántico Secundario (l): Determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón. De esta manera podemos decir que para l: s = 0, p = 1, d = 2 y f = 3

34. Definición de Número Cuántico Magnético (m): Representa la orientación espacial de los orbítales contenidos en los subniveles energéticos, cuando están sometidos a un campo magnético.

En el subnivel s, hay 1 orbital al que m da el valor de: 0.

En el subnivel p, hay 3 orbítales, a los que m da los valores de: -1, 0 y +1, respectivamente.

En el subnivel d, hay 5 orbítales, a los que m da los valores de: -2, -1, 0, +1 y +2, respectivamente.

En el subnivel f, hay 7 orbítales, a los que m da los valores de: -3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3, respectivamente.

35. Definición de Número Cuántico Spin (s): Este número cuántico expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, que solo puede tener 2 direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario; los valores numéricos permitidos para el numero cuántico “s” son: + 1/2 y - 1/2

En cada orbital puede haber como máximo 2 electrones, uno con giro positivo y el otro con giro negativo.

36. Definición de Principio De Exclusión de Pauli: “En un orbital puede haber hasta 2 electrones de spin opuesto”. Esto significa que no es posible la existencia de 2 electrones que tengan sus 4 números cuánticos iguales.

Además de lo anterior en el examen habrá un ejercicio a resolver, parecido al siguiente;
Recuerden que no voy a dejar sacar ningún tipo de tabla, el orden se lo deben de aprender.

Instrucciones; del siguiente elemento Po210.09 contesta lo siguiente:

84


  1. Configuración Electrónica:




  1. Diagrama Energético:


  1. Números cuánticos del electrón diferencial: (n, l, m, s)

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