Quimica General

Variaciones periódicas de las propiedades

2012-09-23T20:28:00.001-07:00

Variaciones periódicas de las propiedades
Los elementos en su configuración electrónica muestran una variación periódica al aumentar el número atómico. Entonces también presentan variaciones en sus propiedades físicas y químicas.

Carga nuclear efectiva
La fuerza de atracción entre un electrón y el núcleo depende de la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y de la distancia media entre el electrón y el núcleo. Esta fuerza de atracción aumenta conforma la carga nuclear y disminuye mediante el electrón se aleja del núcleo.
En un átomo los electrones interactúan entre sí y con el núcleo, analizar esta situación para un electrón es imposible. Lo que sí se puede es analizar un electrón y su interacción con el entorno promedio, esto posibilita tratar al electrón como si se estuviera moviendo en el campo eléctrico creado por el núcleo. Este campo equivale al generado por una carga situada en el núcleo la cual es llamada carga nuclear efectiva (Zef). Esta carga que actúa sobre un electrón, es igual al número de protones (Z) menos el promedio de los electrones que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión (S).
Zef=Z-S
La carga nuclear efectiva aumenta mediante se pasa de un elemento a otro a lo largo de un periodo; en una familia también aumenta pero muy poco.

Radio atómico
Un átomo no tiene tamaño definido, porque la distribución de electrones no termina de forma abrupta sino que va disminuyendo poco a poco cuando la distancia desde el núcleo aumenta.
Por esto el radio debe definirse de forma arbitraria, por lo que existen varios medidas de esta propiedad.
El radio, dentro de cada periodo cuando el número atómico aumenta, disminuye. En cada grupo, el radio aumenta con el número de periodo.

Energía de ionización (I)
Es la energía que debe absorber un átomo en estado gaseoso para poder arrancarle un electrón. Este electrón es el que está unido más débilmente al núcleo.
Las energías de ionización disminuyen mediante aumenta el radio atómico, entonces podemos decir que mediante crece el número de familia las energías de ionización aumentan; osea que la familia IA tendrá menores valores de I que los de la familia VIIA que tienen valores mucho más grandes.

Afinidad electrónica (AE)
La energía de ionización se refiere a la pérdida de electrones. La afinidad electrónica es una medida de la variación de energía que hay cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón. El valor de esta energía siempre será negativo.
Es más difícil generalizar sobre las afinidades electrónicas que con la energía de ionización, la medida más general que no se cumple en todos los elementos, pero que es más notoria es que la AE disminuye al bajar por los elementos de una familia.

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Configuración electrónica

2012-09-23T13:32:00.004-07:00

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 superindice el número de electrones en ese subnivel.

Principio de exclusión de Paulli

Este principio establece que 2 electrones en un átomo no pueden tener los mismos 4 números cuánticos. Dos electrones si pueden tener valores iguales para n, l y m, pero si es así entonces deben tener valores diferentes de s. Otra forma de describir este principio es que 2 electrones en un mismo orbital no pueden tener el mismo valor de su espín.

Regla de Hund

Un átomo siempre tiende a tener la mínima cantidad de electrones desapareados como sea posible. Esto es por que como todos los electrones tienen la misma carga eléctrica, tienden a estar separados entre sí como sea posible. Entonces la regla de Hund dice que los electrones con el mismo espín de colocan en orbitales separados antes de aparearse.

Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos.
Hay algunas reglas para determinar el número máximo de electrones en distintas partes del átomo para un valor dado de n:

Cada nivel n contiene en si n subniveles, si n=2 entonces habrá 2 subniveles (valores de l).
Cada subnivel contiene 2l+1 orbitales
Cada orbital contiene un máximo de 2 electrones. Por lo tanto el máximo de electrones es igual al doble del número de orbitales empleados.
De acuerdo a 2n² se puede calcular número de electrones que puede haber en un átomo en n.

Principio de construcción de la configuración electrónica

El pincipio de construcción o principio de Aufbau es un esquema empleado para reproducir las configuraciones electrónicas de los estados basales de los átomos al llenar sucesivamente subcapas con electrones en un orden específico.

Este orden corresponde al aumento de energía de las subcapas.

Para reproducir este orden su usa el diagrama mnemotécnico, o regla de los diagonales.

Diamagnetismo y paramagnetismo

Cuando los últimos electrones de un átomo se encuentran desapareados, los campos magnéticos se refuerzan, lo que hace al elemento ser atraído por un imán, a este tipo de átomos se les llama paramagnético, en cambio si los electrones, encuentran apareados los campos magnéticos se cancelan, estas sustancias se llaman diamagnéticos y son repelidas ligeramente por un imán.

Efecto pantalla
Este efecto explica el porque los electrones de las últimas subcapas pueden ser ¨jalados¨ por otros átomos, se dice que los electrones de las últimas subcapas están ligeramente apantallados por los electrones de de subcapas inferiores, esto quiere decir que los electrones de menor nivel ejercerán una fuerza de repulsión a los últimos electrones, lo que les impedirá encontrarse en subcapas inferiores.

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Orbitales atómicos

2012-09-22T17:00:00.004-07:00

Orbitales Atómicos

El valor m influirá en cuantos orbitales tendrá el átomo, así como la forma de este. Suponiendo que l= 0, gracias a (2l+1) = 1, que nos dice el número de orbitales posibles para ese nivel, sabemos que solo habrá un orbital s. Cuando l= 1 (2l+1)= 3, tendremos tres orbitales p. Cuando l= 2 (2l+1)= 5, habrá 5 orbitales d y así sucesivamente en orbitales más complejos.

Orbital s

Todos los orbitales s son esféricos, estos aumentan de tamaño con el incremento del número cuántico principal. Las características más importantes de los orbitales atómicos son su forma y tamaño relativos.

Orbital p

Los Orbitales p comienzan con el número cuántico principal n=2. Hay tres orbitales p con distinta orientación (2px, 2py, 2pz). Cada orbital p puede imaginarse como dos lóbulos situados en lados opuestos del núcleo

Orbitales d y otros orbitales de mayor energía

El valor mínimo de n para el orbital d es 3. Las distintas orientaciones de los orbitales d corresponden a los diferentes valores de valores de m . Los orbitales que tienen más energía que los orbitales d se representan con las letras f,g y así sucesivamente.

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Mecánica cuántica y números cuánticos

2012-09-18T19:08:00.001-07:00

Mecánica cuántica

El principio básica de la teoría cuántica es simple: La materia es onda.

Las órbitas originales de Bohr eran descritas como las trayectorias de los planetas, pero en vista del comportamiento mecánico ondulatorio, es más difícil visualizar su trayectoria porque, aunque el electrón tiene masa y carga, se mueve como una onda. En un instante puede estar cerca del núcleo, luego en la periferia del átomo y después otra vez de regreso al núcleo.

La ecuación de Schrödinger, nos permite tener una idea del posible lugar donde se encuentre el electrón, esta tiene muchas soluciones debido a que las constantes de la ecuación puede tener varios valores. Sin embargo, el número de valores permitidos están limitados. Cada grupo de estos números son llamados cuánticos; estos designan los niveles de energía, forma de los orbitales, características magnéticas y dirección de su giro.

Número cuántico principal (n)

Es un entero positivo que representa el nivel energético principal del electrón. Además este valor es una medida del tamaño del orbital, entre más grande sea el valor de n mayor será el tamaño del orbital.

Número cuántico secundario o azimutal (l)

Determina la forma de la nube electrónica, el valor de l esta relacionado con n, porque l puede tener valores desde 0 hasta n-1.

Se usa una notación para los valores de l, cuando l=0, 1, 2, 3 y 4 se usan s, p, d, f y g respectivamente.

Número cuántico magnético (m)

Tiene valores enteros y esta delimitado por el valor de l, los valores de m van de -l a 1 incluyendo al 0, el número máximo de orbitales esta dado por 2l+1. Estos valores especifican la orientación de los orbitales .

Número cuántico de spin (s)

Este es el único número que no resulta de la ecuación de Schrödinger. Tiene solo dos valores permitidos, +1/2 y -1/2, esto quiere decir que el electrón tiene solo 2 orientaciones de spin en un orbital, las cuales son opuestas entre sí.

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Número atómico, masa atómica e isótopos

2012-09-18T17:07:00.002-07:00

Número atómico

Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones en el núcleo, al número de protones de un átomo se le conoce como número atómico el cual se representa con la letra Z.

Unidad de masa atómica

Las masas de las partículas subatómicas fundamentales a menudo se expresan en unidades de masa atómica (uma). Un uma es 1/12 la masa de un átomo de carbono con 6 protones y neutrones; así que un átomo de C de este tipo tiene una masa de 12 uma. Donde 1 uma = 1.661x10^-24 g.

Número de masa

Los protones (p) y neutrones (n) tienen masas relativas de 1 uma, a diferencia del electrón que tiene aproximadamente 1/2000 uma. Es por esto que la masa relativa de un átomo puede calcularse sumando el número de protones y neutrones en el; ya que la masa del electrón se desprecia de tan pequeña que es. El número de masa se representa por A.

La notación usada para representar los átomos es, con un superíndice al lado izquierdo del símbolo, para la masa, y un subíndice igual del lado izquierdo, para el número atómico.

Isótopos

Cuando los átomos de un mismo elemento, tienen diferentes números de masa, se les llama isótopos.

A menudo se refiere a los isótopos por su número de masa, pero en el caso de los isótopos del hidrógeno se les pone nombre debido a su gran importancia.

Al átomo de hidrógeno con masa 1 se le llama protio o simplemente Hidrógeno, al que tiene masa 2 se le llama hidrógeno pesado o Deuterio (D) y al que tiene masa 3 se le llama hidrógeno radioactivo o Tritio (T).

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Modelos atómicos

2012-09-17T15:08:00.003-07:00

Modelos atómicos

Aquí se muestran los principales modelos atómicos. Este tópico tuvo mucha investigaciones, ya que el objetivo era conocer y tener una forma general del átomo.

- Griegos
Los griegos principalmente Leucipo y Demócrito, meditaron mucho sobre lo que era la composición de la materia, y algunos llegaron a la misma conclusión, si un trozo oro se corta (tomos) por la mitad, las 2 partes seguirán siendo oro. a la vez si estas partes se siguen dividiendo en algún punto se llegaría a la más pequeña partícula de oro; la cual no podría cortarse (a-tomos) pues sería la partícula unidad de oro, el átomo de oro. A esta especulación se le llamó Atomismo, la cual hablaba de la existencia de átomos indestructibles e indivisibles.

- Dalton
El atomismo carecía de valor científico, hasta que John Dalton propuso su modelo atómico y teoría sobre la materia. Es lógico que parte de sus publicaciones hayan sido cambiadas y otras hasta eliminadas. La teoría se puede resumir en:
1. Toda la materia está formada por partículas muy diminutas, llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento son semejantes entre sí, en especial en peso, pero diferente de todos los demás elementos.
3. Los cambios químicos son cambios en las transformaciones de los átomos entre sí, por lo tanto los átomos permanecen inalterados.
4. Cuando los átomos forman moléculas se unen en relaciones enteras pequeñas, como 1:1, 1:2, 1:3, 2:3.

- Thomson
Thomsom sugirió un nuevo modelo atómico, en el que se tomaba en cuenta la existencia de los electrones, en este modelo, conocido como ¨budín con pasas¨, se encontraban los electrones incrustados en una esfera de carga positiva. Sin embargo a Thomson no le satisfacía la idea de una esfera vaga de energía positiva, pero esta era necesaria para neutralizar las cargas negativas de los electrones.

- Rutherford
En 1900 la naturaleza del protón ya era bien conocida, pero su papel en la estructura de la materia no. Fué gracias a los experimentos de Ernest Rutherford, que se tuvo una pista de del lugar donde se encontraban las partículas positivas y negativas.
Entre 1908 y 1909, H. Geiger y E. Marsden, ayudantes de Rutherford, investigaron el paso de un haz de luz de partículas alfa a través de una fina lámina de oro; la mayoría de las partículas atravesaban la lámina, pero algunas se desviaban. Como la mayoría de las partículas atravesaban la lámina, debía de haber espacios vacíos en los átomos, negando las explicaciones de Dalton; como muy pocas partículas eran desviadas, debía existir un pequeño punto muy denso con carga positiva, esto era porque las partículas alfa estaban cargadas positivamente y por eso debían ser repelidas por algo positivo. A este punto donde estaba concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa se le llamó núcleo atómico el cual en el espacio sobrante del átomo tenía incrustados electrones.

- 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.
Su modelo se basó en 3 postulados:
1. Solo están permitidos ciertos radios atómicos para ciertas energías definidas para los electrones.
2. Un electrón en una órbita permitida tiene cierta energía, y esta en un estado de energía permitido; un electrón en un estado de energía permitido no irradia energía y por lo tanto no cae hacia al núcleo.
3. Un electrón sólo absorbe o emite energía cuando pasa de un estado permitido a otro.

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.

- Schrödinger
Dedujo una ecuación matemática en la que el electrón es tratado como onda, y de la cual se deriva un modelo atómico cuántico con las siguientes características:
1. El electrón se comporta como partícula y como onda.
2. Se localizan en orbitales, regiones situadas fuera del núcleo.
3. Tienen diferentes subniveles energéticos.
4. Las propiedades de los orbitales dependen de 3 números cuánticos (n,l,m)

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Estructura atómica

2012-09-16T15:30:00.001-07:00

Estructura atómica

Gracias a los experimentos de algunos científicos alrededor de 1900, dieron paso a la teoría atómica moderna; los avances de estos científicos se explicaran un poco mas adelante.
El átomo puede definirse como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química, está formado por 3 partículas subatómicas, electrón, protón y neutrón.

Electrón
El tubo de rayos catódicos, fué un dispositivo que arranco el descubrimiento de partículas mas pequeñas dentro del átomo. Este aparato consiste de 2 terminales metálicas separadas por las cuales se hace pasar un alto voltaje, encerradas en una ampolla de vidrio al vacío. Los rayos catódicos fueron estudiados en 1858 por J. Plücker. A partir de estos estudios se encontraron las siguientes propiedades de estos rayos:
1. Los rayos salen del cátodo y viajan en línea recta.
2. Tienen carga negativa; se llego a esta conclusión ya que son atraídos por un ánodo (positivo). Además se desvían con un campo magnético.
3. Están constituidos por partículas de una masa determinada. Posteriormente se calculo que es de 1/1838 veces la masa del átomo de hidrógeno.
4. La naturaleza de los rayos es siempre la misma, con independencia de, el material del cátodo, la clase de gas de la ampolla, tipo de alambres y los materiales para conducir la corriente.

Años después, en 1897 J. J. Thomson anuncio los resultados de su trabajo con rayos catódicos, el demostró de mejor forma, que los rayos eran desviados por campos eléctricos y campos magnéticos. Si esto era así entonces estos rayos debían ser chorros de partículas negativas, a las que se les llamo, electrones.
Al electrón se le da el valor relativo de -1 para su carga.

Protón
Antes de que se nombrara al electrón, E. Goldstein en 1886, notó la aparición de una fluorescencia en un tubo de rayos catódicos puesta detrás de un cátodo perforado con agujeros; a partir de este hallazgo se indico la existencia de unos rayos positivos.
Después del descubrimiento del electrón los físicos dedujeron que si los rayos negativos eran formados por partículas negativas, entonces los rayos positivos debían de estar constituidos por partículas positivas. A esta partícula se le llamo protón y se podía obtener en un tubo de rayos catódicos que tuviera algo de hidrógeno. Se supuso que los electrones chocaban con los átomos de hidrógeno desprendiendo sus electrones, dejando solo el núcleo positivo.
Los protones poseen una carga equivalente al electrón pero con signo contrario (+1), y una masa de 1837/1838 la del átomo de hidrógeno.

Neutrón
Como el átomo no tiene carga eléctrica neta, el número de protones y electrones debe ser el mismo, pero en la mayoría de los átomos la masa es mucho mayor a la correspondiente a los electrones y protones juntos. Debido a esto, Rutherford sugirió la existencia de partículas masivas sin carga.
Años después James Chadwick por medio de experimentos con radiación probo la existencia de estas partículas a las que se les llamó neutrones.

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Bienvenida

2012-09-16T14:55:00.004-07:00

Hola, el propósito de este blog es el de informar acerca de temas de química general, tratando de abarcar todos los temas desde la estructura del átomo, configuración electrónica, propiedades periódicas, enlaces químicos, reacciones y muchos temas más.
Me estoy basando principalmente en el programa que se oferta en la Universidad Autónoma de Baja California, aunque también se aceptan propuestas de temas por tocar y compartir.
Los principales libros que usaré serán:

Química, Raymond Chang
Química y Reactividad Química, Kotz, Reichel y Weaver
Química: La ciencia central, Brown
Química general, Wood, Keenan y Bull
Química, Choppin, Jaffe, Summerlin y Jackson
Química general, Slabaugh y Parsons

Este es mi primer blog, y que espero que la información publicada sea de utilidad para ustedes, cualquier duda, sugerencia o problema estoy a sus servicios.

Muchas gracias por leer!