METALES

METALES EN LA TABLA PERIÓDICA:
Los metales en un grupo tienen propiedades similares, la reactividad de los metales tiende a disminuir al movernos de izquierda a derecha en la tabla periódica.

NO METALES

         •Propiedades Físicas

•El C, I y S, son sólidos a temperatura ambiente.

•El Br es el único no metal que es líquido a temperatura ambiente

•Tienen puntos de fusión muy bajos y baja densidad 

•Características

•Los átomos de los no metales, generalmente gana o comparten electrones

•Son malos conductores del calor y la electricidad

METALOIDES

Los ENLACES son las uniones entre átomos para formar moléculas. Siempre que existe una molécula es porque ésta es más estable que los átomos que la forman por separado. A la diferencia de energía entre estos dos estados se le denomina energía de enlace.

Generalmente, los átomos se combinan en proporciones fijas para dar moléculas. Por ejemplo, dos átomos de hidrógeno se combinan con uno de oxígeno para dar una molécula de agua. Esta proporción fija se conoce como estequiometria.

UNIDAD II

No. De Oxidación

*El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo recibe (signo menos) o que pone a disposición de otros (signo más) cuando forma un compuesto determinado. 

*Eso significa que el número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Un COMPUESTO es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica. Una característica esencial es que tiene una fórmula química.  Los compuestos químicos son aquellas sustancias que están compuestas por la unión de al menos dos elementos incluidos en la tabla periódica. Los compuestos químicos pueden ser clasificados en los siguientes grupos:

Óxidos básicos: están conformados por oxígeno y un metal.

Óxidos ácidos: estos compuestos, en cambio, están formados por oxígeno y un no mental.

Hidruros: estos compuestos pueden ser no metálicos o metálicos y sus componentes son hidrógeno y algún otro elemento

Hidrácidos: son aquellos hidruros no metálicos que al ser disueltos en agua se tornan ácidos y están compuestos por hidrógeno y otro elemento.

Hidróxidos: compuestos por agua y algún óxido básico cuya reacción se caracteriza por contar con el grupo oxidrilo

Oxácidos: están compuestos por oxígeno, un no metal e hidrógeno y se obtienen a partir de la reacción de agua y un óxido ácido

Oxisales: compuestas por la reacción de un hidróxido y un oxácido

Sales binarias: compuestos por un hidróxido y un hidrácido.

REGLAS PARA FORMAR COMPUESTOS

*El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y –1 con los metales. 

*El oxígeno (O) presenta el número de oxidación –2, excepto en los peróxidos donde es –1.

* El compuesto se lee de derecha a izquierda

*Se intercambian las valencias, pero prescindiendo del signo

*Siempre que sea posible se simplifica:

Cu2S2 " CuS

En cualquier fórmula química se escribe en primer lugar los elementos situados a la izquierda de la Tabla periódica (menos electronegativos) y en segundo lugar, los  situados a la derecha (más electronegativos)

Sistemas de Nomenclaturas

•Sistemática (propuesta por la IUPAC)

• Stock

• Tradicional (el sistema más antiguo)

1. Óxido de Calcio (CaO)
2. Óxido de Aluminio (Al2O3)
3. Óxido de Fierro II (FeO)
4. Óxido de Plata (Ag2O)
5. Óxido de Cobre II(CuO) También llamado óxido cúprico

1.- ÓXIDO DE CALCIO: _____________________________________

2.- ÓXIDO DE LITIO: _______________________________________

3.- ÓXIDO DE NÍQUEL (III): __________________________________

4.- TRIÓXIDO DE DITALIO:____________________________________

5.- ÓXIDO DE BISMUTO: __________________________________

      F2O - Monoxido, de difluor - oxido de fluor - Anhídrido hipofluoroso 
Cl2O - Monóxido de dicloro - Óxido de cloro (I) - Anhídrido hipocloroso) 
SO - Monóxido de azufre - Óxido de azufre (II) - Anhídrido hiposulfuroso 
I2O3 - Trióxido de diodo - Óxido de Iodo (III) - Anhídrido sulfuroso 
SeO2 - Dióxido de Selenio - Óxido de selenio (IV) - Anhídrido selenioso 
Br2O5 - Pentaóxido de dibromo - Óxido de bromo (V) - Anhídrido brómico 
S2O3 - Trióxido de azufre - Óxido de azufre (VI) - Anhídrido sulfúrico 
I2O7 - Heptaóxido de diodo - Óxido de Yodo (VII) - Anhídrido periódico

Identifique de que tipo son los siguientes Óxidos y nómbrelos:

NO2 = _____________ y se nombra ___________________________

Cl2O7 = _____________ y se nombra ___________________________

I2O5 = _____________ y se nombra ____________________________

SO = _____________ _ y se nombra ____________________________

TeO2 = _______________ y se nombra ____________________________ 

COMPUESTOS BINARIOS: PERÓXIDOS

       Peróxido de hidrógeno (H2O2)
peróxido de acetona (C9H18O6)
Peróxido de sodio (Na2O2)
peróxido de calcio (CaO2)
Peróxido de bario (BaO2)
Peroxido de estroncio (SrO2)
Peroxido de magnesio (MgO2)
Peróxido de Cadmio (CdO2)
Peroxido de Zinc (ZnO2)
Peróxido de Cesio (Cs2O2)
Peróxido de Plata (Ag2O2)
Peróxido de Cobre (I) = Peroxido Cuproso (Cu2O2)
Peróxido de Cobre (II) = Peróxido Cúprico (CuO2)
Peróxido de Níquel (II) = NiO2
peróxido de potasio (K2O2)
peroxido de manganeso (MnO2)
Peroxido de aluminio (Al2O6)
peroxido de mercurio (HgO2)
peroxido de cobalto (Co2O6)
peroxido de plomo (PbO4)
peroxido de rubidio (Rb2O2)
Peróxido de platino (PtO4)
Peróxido de oro (Au2O6)
Peroxido de estaño (SnO4)

COMPUESTOS BINARIOS: ÓXIDOS SALINOS

Resultan de unir o combinar 2 Óxidos simples de un solo elemento. Son Óxidos Binarios o también llamados Mixtos.

1.- PERÓXIDO DE MERCURIO (II): ____________________________

2.- PERÓXIDO DE ORO (I): _______________________________________

3.- DIÓXIDO DE ESTRONCIO: _________________________________

4.- DIÓXIDO DE DILITIO:_________________________________

5.- PERÓXIDO DE RADIO: __________________________________

COMPUESTOS BINARIOS: HIDRUROS

Son combinaciones del hidrógeno con cualquier elemento químico

Nomenclatura de los hidruros

Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional de los hidruros metálicos se nombra con la palabra hidruro seguido del elemento metálico teniendo en cuenta la valencia del elemento metálico:

• Una valencia: Hidruro ... ico
  • Li⁺¹ + H^-1 » LiH: hidruro lítico
  • Na⁺¹ + H^-1 » NaH: hidruro sódico
• Dos valencias:
  • Menor valencia: Hidruro ... oso
    • Co⁺² + H^-1 » CoH₂: hidruro cobaltoso
  • Mayor valencia: Hidruro ... ico
    • Co⁺³ + H^-1 » CoH₃: hidruro cobáltico
• Tres valencias:
  • Menor valencia: Hidruro hipo ... oso
    • Ti⁺² + H^-1 » TiH₂: hidruro hipotitanioso
  • Valencia intermedia: Hidruro ... oso
    • Ti⁺³ + H^-1 » TiH₃: hidruro titanioso
  • Mayor valencia: Hidruro ... ico
    • Ti⁺⁴ + H^-1 » TiH₄: hidruro titánico
• Cuatro valencias:
  • Primera valencia (baja): Hidruro hipo ... oso
    • V⁺² + H^-1 » VH₂: hidruro hipovanadioso
  • Segunda valencia: Hidruro ... oso
    • V⁺³ + H^-1 » VH₃: hidruro vanadioso
  • Tercera valencia: Hidruro ... ico
    • V⁺⁴ + H^-1 » VH₄: hidruro vanádico
  • Cuarta valencia (alta): Hidruro per ... ico
    • V⁺⁵ + H^-1 » VH₅: hidruro pervanádico

Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock se realiza con la palabra hidruro seguido del elemento metálico indicando entre paréntesis en números romanos el número de oxidación.

Ejemplos:

CoH₂: hidruro de cobalto (II)
CoH₃: hidruro de cobalto (III)

Nomenclatura sistemática: la nomenclatura sistemática se realiza utilizando los prefijos numerales: mono- , di-, tri-, tetra-, penta-, etc.

Ejemplos:

NiH₂: dihidruro de níquel
NiH₃: trihidruro de níquel

COMPUESTOS BINARIOS: HIDRUROS NO METÁLICOS (HIDRÁCIDOS)

COMPUESTOS ESPECIALES

•Los hidruros   que surgen de combinar el hidrógeno con un no metal (de la tercera o cuarta familia), se nombran de forma especial.

COMPUESTOS TERNARIOS: OXÁCIDOS

Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O).

SO3 (s) + H2O(l) = H2SO4 (ac)

N2O5 (g) + H2O(l) = 2HNO3 (ac)

P4O10 (s) + H2O(l) = 4 H3PO4 (ac)

Casos especiales   As, P, Sb, B

Dan tres tipos de oxácidos:

•Anhídrido + H2O → Ácido meta-(anhídrido)

•Anhídrido + 2 H2O → Ácido piro-(anhídrido)

•Anhídrido + 3 H2O → Ácido orto-(anhídrido) .

COMPUESTOS TERNARIOS: HIDRÓXIDOS

Los hidróxidos son compuestos constituidos por tres elementos: un metal, oxígeno e hidrógeno.  En los hidróxidos metálicos el oxígeno y el hidrógeno se encuentran formando uno o más grupos OH (grupos hidroxilo).

• Hidróxidos: se pueden formar de dos maneras:

1)Óxido + H2O

2)Metal + (OH) (valencia -1). 

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UNIDADES: SISTEMA INTERNACIONAL

DENSIDAD DE UN MATERIAL

    Las diferentes partículas que existen en la naturaleza están conformadas por partículas (átomos, iones o moléculas) que según las condiciones de presión y temperatura a las que se encuentran definirán el estado de la materia (sólido, liquido o gaseoso) y una condición muy característica.

   Para caracterizar el estado tan singular de la sustancia, se emplea la propiedad física intensiva denominada densidad (ρ), que nos indicara la cantidad de masa del cuerpo material contenido en un volumen definido de ella. 

   Por lo tanto la masa y el volumen de una sustancia la podemos evaluar así:

   masa:        m = ρ . V

   Volumen:   V = m / ρ

  Unidades: Las unidades en la que puede estar la densidad son:

UNIDADES DE MEDIDA TEMPERATURA

La temperatura es una magnitud física que refleja la cantidad de calor, ya sea de un cuerpo, de un objeto o del ambiente. Dicha magnitud está vinculada a la noción de frío (menor temperatura) y caliente (mayor temperatura).

ESCALAS DE TEMPERATURA

 Escalas Relativas: Consideran como referencia el punto de ebullición y                                    solidificación de una sustancia o mezcla.

 Escala Celsius o Centígrado: Toma como compuesto de referencia el agua:                                 punto de ebullición 100 ° C y punto de                                             solidificación 0 °C.  El nombre se debe al físico                                Andrés Celsius que la propuso en 1742

 Escala Fahrenheit: Toma como referencia el punto de congelamiento de una               solución amoniacal 0 °F.  La temperatura de congelación                 del agua es de 32° F y la de ebullición es de 212 °F. 

 Escalas absolutas: Son las que consideran al cero absoluto como punto de                                referencia, en el cero absoluto se considera que no existe                          movimiento molecular

   Escala Kelvin: El punto de congelamiento del agua es 273 K y el de ebullición         373 K.  Llamada así en honor a su creador, el físico inglés                William Kelvin.  No lleva el símbolo de grados °

  Escala Rankine: El punto de congelamiento del agua es 492 ° R

FÓRMULAS:

°C = 5(°F-32)/9

°F = 9 °C/5 + 32

K = °C + 273

R = °F  + 459,67

EL ÁTOMO 

•Modelo de Dalton 

John Dalton (1766-1844) fue un químico y físico británico que creó una importante teoría atómica de la materia basada en las leyes de la combinación química. Considerado el padre de la teoría atómica – molecular.  Para Dalton los átomos eran esferas rígidas. Su teoría se puede resumir así:

•Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

•Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

•Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

•Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

•Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas). 

•Modelo de Thomson

Sir Joseph John Thomson (1856 -1940), fue un físico británico que descubrió la existencia del ELECTRÓN, partícula subatómica cargada negativamente. Según el modelo de Thomson, conocido como "modelo del pastel de pasas", el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía (patilla). Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas: una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella

•Modelo de Rutherford

Sir Ernst Rutherford (1871 - 1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de Química en 1919, fue un físico neozelandés que identificó en 1898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el Uranio, a las que llamó alfa y beta.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado NÚCLEO.

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del Sol. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.

•Modelo de Bohr

Después de los descubrimientos de Rutherford, los científicos pensaron en el átomo como un sistema solar microscópico, con los electrones girando en órbita alrededor del núcleo, Bohr al principio supuso que los electrones se movían en órbitas circulares, pero la física clásica decía que una partícula con carga eléctrica debía perder energía, lo que llevaría en un momento hacer al electrón caer hacia el núcleo, entonces Bohr dijo que las leyes conocidas de la física eran inadecuadas para describir algunos procesos de los átomos.   El físico Danés Niels Bohr, premio Nobel de Física en 1922, introdujo en 1913 los tres postulados siguientes:

Primer Postulado: El producto del impulso o cantidad de movimiento (mv) del electrón por la longitud de la órbita que describe es un múltiplo del cuanto de energía (primer postulado).

Segundo Postulado: Mientras un electrón gira en una orbita fija no emite energía radiante.

Tercer Postulado: Un electrón puede saltar desde una orbita de energía a otra inferior de menor energía. En este salto el átomo emite una cantidad de energía radiante igual a la diferencia de energía de los estados inicial y final.

Aunque la teoría de Bohr fue de gran utilidad, tenía fallas, para empezar años después el electrón se identificó con un comportamiento de onda y en este modelo eso no se tomó en cuenta, además el modelo solo funcionaba para el hidrógeno, dejando fuera las relaciones electrón - electrón en átomos de muchos electrones.

•Modelo cuántico

El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.). Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un electrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos.

ÁTOMO Y MOLÉCULA 

ION: CATION Y ANION 

Se define al ion como un átomo o una molécula cargados eléctricamente, debido a que ha ganado o perdido electrones de su dotación normal, lo que se conoce como ionización.

Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones  y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes.

Un catión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, esto es, con defecto de electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo.

Un anión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica negativa, esto es, con exceso de electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo. 

ION + 

Mayor cantidad de protones en relación a los electrones 

ÁTOMO   

NEUTRO

Igual cantidad de protones y electrones

ION –

Mayor cantidad de electrones en relación a los protones

NÚMERO ATÓMICO Y MASA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS

La masa atómica o número másico

La masa atómica es la cantidad de materia que tiene un átomo y generalmente se obtiene de sumar Z + N = A Z= el número de protones N= el número de neutrones A= masa atómica El número atómico: El número atómico es el número entero positivo que equivale al número total de protones en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo.  Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico. MOLÉCULA: Es un conjunto de átomos unidos unos con otros por enlaces fuertes. Es la expresión mínima de un compuesto o sustancia química, es decir, es una sustancia química constituida por la unión de varios átomos que mantienen las propiedades químicas específicas de la sustancia que forman. Una macromolécula puede estar constituida por miles o hasta millones de átomos, típicamente enlazados en largas cadenas. Cada molécula tiene un tamaño definido y  puede contener los átomos del mismo elemento o los átomos de diversos elementos. Una sustancia que está compuesta por moléculas que tienen dos o más elementos químicos, se llama compuesto químico. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA La configuración electrónica de un átomo es una designación de la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales, en las capas principales y las subcapas. La notación de la configuración electrónica utiliza los símbolos de subcapa (s, p, d y f) y cada uno con un superíndice que indica el número de electrones en ese subnivel. Por ejemplo para el Li el cual tiene 3 electrones sería, 1s2 2s1; el número que se encuentra al lado de la subcapa es n, la letra representa el subnivel y el superíndice el número de electrones en ese subnivel.

Tipos de configuración electrónica

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

Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales.  Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

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

Configuración condensada: Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.  Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

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

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

NÚMEROS CUÁNTICOS

1) NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)

Representa los niveles energéticos. Se designa con números enteros positivos desde n=1 hasta n=7 para los elementos conocidos.

2) NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( l )

Determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital.
Cada nivel energético ( n ) tiene "n" subniveles.

3) NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m)

Representa los orbitales presentes en un subnivel.

4) NÚMERO CUÁNTICO POR SPIN (s)
Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo orbital, un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números fraccionarios: -1/2 y +1/2 

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Tabla Periódica de Elementos Químicos. La Tabla Periódica de Elementos Químicos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características. La misma se le atribuye al químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Jullius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléiev, fue diseñada por Alfred Werner.

Descripción: Los elementos se hallan distribuidos:

•En 7 filas denominadas (periodos).

•En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B. 

•

PERIODOS: Son las filas horizontales, nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.

•Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son denominados Periodos cortos.

Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto.

CLASIFICACIÓN DE LAVOISIER

El propio Lavoisier dio la primera clasificación de elementos agrupando los mismos en:  Metales,  no metales y  metaloides o metales de transición 

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