U.E. “Colegio Arístides Bastidas” Universidad de Oriente

1. U.E. “Colegio Arístides Bastidas” Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia. ASOVAC-Guayana Mejoramiento de la Enseñanza de la Química Prof. Anayka Gómez Prof. Karina Pino Prof. Adriana Maldonado Junio 2009

2. Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia-Guayana • Números cuánticos. • Configuración electrónica. • Método de la lluvia Configuración Electrónica • Ley Periódica • Propiedades Periódicas • Metales, No metales y metaloides Tabla Periódica

3. Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia-Guayana Configuración Electrónica Prof. Anayka Gómez Mayo- 2009

4. Números cuánticos • El modelo atómico de Bohr introdujo un sólo número cuántico (n) para describir una órbita. Sin embargo, la mecánica cuántica, requiere de 3 números cuánticos para describir al orbital (n, l, ml):

5. Número cuántico principal (n): • Representa al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, ....) • Se le asocia a la idea física del volumen del orbital. • n = 1, 2, 3, 4, .......

6. Número cuántico secundario (l): • Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. • Sus valores dependen del número cuántico principal (n), es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y n - 1, incluyendo al 0.

7. Número cuántico magnético (m): • Describe las orientaciones espaciales de los orbitales. • Sus valores son todos los enteros entre -l y +l, incluyendo al 0.

8. Número cuántico de spin (s): • Informa el sentido del giro del electrón en un orbital. • Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está completo o incompleto. • Su valor es +1/2 o -1/2

9. En una configuración electrónica, un electrón puede ser representado simbólicamente por: Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital 3p1 Indica el número cuántico principal (n) Indica el número cuántico secundario (l)

10. Escribiendo configuraciones electrónicas • Conocer el número de electrones del átomo (Z = p = e). • Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo. • Respetar la capacidad máxima de cada subnivel • (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e). • Verificar que la suma de los superíndices sea igual al número de electrones del átomo.

11. Configuración electrónica • Corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

12. Ejemplo 11Na • Configuración electrónica para 11 electrones 1s2 2s2 2p6 3s1

13. Universidad de Oriente Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia-Guayana Tabla Periódica Prof. Karina Pino Universidad de Oriente Mayo- 2009

14. Introducción La Tabla Periódica de los elementos químicos, se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico para cualquier estudiante, más aún para estudiantes de Química, Medicina e Ingeniería. La Tabla Periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las propiedades de los elementos químicos, tomando como base su estructura atómica. La Tabla Periódica representa un avance fundamental en el desarrollo de ciencias como la Química, la Física y la Geología; y en particular, junto con la Teoría Atómica, establece la estructura básica de la Química como ciencia

15. Ley Periódica En 1869 Dimitri Medeleev y Lothar Meyer publicaron independientemente disposiciones de los elementos químicos, en tablas muy parecidas a la Tabla Periódica actual. Ambas subrayaban la periodicidad o repetición periódica regular de las propiedades con el peso atómico. “Las propiedades períodicas de los elementos son funciones períodicas de sus números atómicos.”

16. Tabla Periódica

17. Orden de llenado de orbitales electrónicos y último electrón esperado en la tabla periódica.

18. Clasificación de los elementos en la tabla periódica Ta

19. Clasificación de los elementos en la tabla periódica La clasificación más sencilla es dividir los elementos en metales, no metales y metaloides

20. Algunas propiedades químicas de metales y no metales.

21. UBICANDO LOS ELEMENTOS EN EL PERIODO Los elementos que pertenecen a un mismo período tienen los mismos números cuánticos principales en sus electrones de valencia. Na Z = 11 1s2 2s2 2p63s1 Período 3 Ga Z = 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p1 Período 4 Rb Z =37 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Período 5

22. EJERCICIO 1 Indique en qué período se encuentran ubicados cada uno de los siguientes elementos: Mg Z = 12 Se Z = 34 Zr Z = 40 1s2 2s2 2p6 3s2 Período 3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Período 4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2 Período 5

23. UBICANDO LOS ELEMENTOS EN EL GRUPO • Anteriormente se nombraban en números romanos según el número de electrones de valencia del átomo y se acompañan de la letra A si se está llenando un subnivel “s” o “p”, o con la letra B si se está llenando un subnivel “d”. • Actualmente se denotan en números arábigos, el grupo será igual al número de electrones de valencia si se está llenando un subnivel “s” o “d”, y, si está llenando un subnivel “p” se debe sumar 10 al número de electrones de valencia.

24. UBICANDO LOS ELEMENTOS EN EL GRUPO Los elementos que pertenecen a un mismo grupo, sus configuraciones electrónicas terminan de manera similar, es decir, tienen el mismo número de electrones de valencia Na Z = 11 1s2 2s2 2p63s1 Grupo 1 Cl Z = 17 1s2 2s2 2p63s2 3p5 Grupo 17 Zn Z = 30 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 Grupo 12

25. EJERCICIO 2 Indique a qué grupo pertenecen los siguiente elementos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 Grupo 2 1s2 2s2 2p63s2 3p1 Grupo 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d1 Grupo 3 Ca Z = 20 Al Z = 13 Sc Z = 22

26. Propiedades Periódicas Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la Tabla Periódica. Por su posición en la misma, podemos deducir qué valores presentan dichas propiedades, así como su comportamiento químico. • Radio Atómico • Radio Iónico • Potencial de Ionización • Afinidad Electrónica • Electronegatividad • Carácter Metálico

27. RadioAtómico El radio covalente es la mitad de la distancia existente entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos por un enlace covalente simple.

28. Radio Iónico Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva. Cuanto mayor sea la carga, menor será el Ion; Los aniones son mayores que los átomos neutros por la disminución de la  carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, mayor será el Ion

30. ElPotencialdeIonización Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión. Es siempre positiva (proceso endotérmico). Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2),... según se trate del primer, segundo, ... electrón extraído. X(g) + Energía (E1) → X+(g) + e-

31. LaAfinidadElectrónica La afinidad electrónica es el cambio energético asociado al proceso en el que un átomo en estado gaseoso gana un electrón. Cl (g) + e-→ Cl- + Energía (∆H)∆H = - 328 KJ/mol

32. LaElectronegatividad La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los electrones de otros átomos a los que está enlazado químicamente. Este valor es útil para predecir el enlace entre dos átomos. Dos átomos con electronegatividad similar se unirán con enlace covalente y diferentes valores de electronegatividad formarán enlaces iónicos.

33. ElCarácterMetálico Desde el punto de vista químico son elementos metálicos aquellos que manifiestan carácter electropositivo, tienen pocos electrones de valencia y tienden a perderlos. Son elementos que tienen baja energía de ionización, baja afinidad electrónica y pequeña electronegatividad. Ta

34. EJERCICIO 3 • Ordenar los siguientes elementos en forma decreciente de la primera energía de Ionización: • (Z=37) • (Z=49) • (Z=51)

35. Bibliografía: 1.- Propiedades Periódicas. (2007). [Página Web en línea]. Disponible en:es.geocities.com/segundobach/quimbach/apuntes_propperiodicas.pdf – (18/05/09) 2.- Chang, Raymond Química Teoría y Problemas, Séptima Edición en Español Colombia, McGraw-Hill. (2002). 3.- Mahan, Bruce H. Química. Curso Universitario, Segunda Edición Española Bogotá. Buenos Aires. Etc., Fondo EducativoInteramericano. (1977). 4.- Enciclopedia wikipedia. (2007). [Página Web en línea]. Disponible en:es.wikipedia.org/wiki/Tabla_periódica_de_los_elementos - 76k – (16/05/09) 5.- Silberberg Martin S. Química General, Primera Edición en Español México, Buenos Aires. Etc., McGraw-Hill. (2002).

36. Bibliografía 6.- Whitten., Davis, Peck, Química General.5ta Edición. Editorial Mc-Graw Hill Interamericana España (1998) 7.-Pozas, Antonio y Otros. Curso de Química.Segunda Edición.Editorial Mc Graw-Hill España, (1993). 8.-Garzón, Guillermo. Química General, Serie de Compendios Schaum. Segunda Edición México, (1986) 9.-Atkins, P y Jones, Principios de Química, los caminos del descubrimiento. Tercera Edición. Editorial Médica Panamericana. Buenos Aires, Argentina, (2006)

37. Muchas Gracias Preguntas??

38. Universidad de Oriente Núcleo de Bolívar Asociación Venezolana para el Avance de la Ciencia. ASOVAC-Guayana ESTEQUIOMETRÍA Profesora Adriana Maldonado Universidad de Oriente Mayo 2009

39. Contenido • Cambio químico (introducción). • Masas atómicas y masas molares (unidades). • Métodos de determinación de masas atómicas (Dulong y Petit, espectrometría de masas). • Abundancias isotópicas. • Unidad de cantidad de sustancia (mol). • Masas reales de átomos y moléculas (relación con el número de Avogadro). • Fórmula empírica y molecular (definición y diferencia). • Reacción y ecuación química (introducción a la estequiometría de reacción). • Cálculos estequiométricos, basados en ecuaciones químicas. • Pureza de los reactivos • Reactivo limitante y reactivo en exceso. • Rendimiento de una reacción.

40. Introducción ESTEQUIOMETRIA Parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre las sustancias que intervienen en una reacción química. Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de reactivos y productos que participan en un proceso determinado. Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en términos de átomos y moléculas (en la nanoescala) o bien en términos de gramos, moles o litros (en la macroescala). Cuantificar un cambio químico implica averiguar, entre otras cosas, qué ha cambiado, en qué se ha transformado y cuánto se ha producido. Todo esto se puede lograr mediante la aplicación de un conjunto de leyes cuantitativas que son la base de la estequiometría.

41. Introducción Para comprender las nociones básicas de la estequiometría química es necesario conocer las siguientes definiciones: • Ley de Conservación de la masa. • Ley de Proporciones definidas. • Ley de proporciones múltiples. Leyes Fundamentales • Átomo • Molécula • Elemento • Compuesto Definición

42. La partícula más pequeña de un elemento que conserva su identidad cuando está involucrado en una reacción química ordinaria. Átomo Unidad química, formada por dos o más átomos, estable en condiciones ordinarias. Molécula Sustancia que no puede descomponerse en otras más simples por métodos físicos y químicos ordinarios. De acuerdo a la IUPAC es un sistema cuyos átomos contienen igual número de protones. Elemento Sustancia formada por dos o más elementos químicos en proporciones definidas. Compuesto

43. EL CONCEPTO DE MOL El moles la unidad fundamental para medir la cantidad de sustancia, según el Sistema Internacional de Unidades. Es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro, NA, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.). 1 mol átomos = 6,022 x 1023 átomos = Masa atómica 1 mol moléculas = 6,022 x 1023 moléculas = Masa molar 1 Mol de átomos de C = 6,022 x 1023 átomos C = 12 g C 1 Mol de moléculas de H2SO4 = 6,022 x 1023 moléculas H2SO4 = 98 g H2SO4

44. Unidad de Masa Atómica Equivale a la doceava parte de la masa del núcleo del isótopo más abundante del carbono, el 12C. Corresponde aproximadamente a la masa de un protón. Se abrevia como u.m.a pero lo más moderno es emplear solo “u”. Para el elemento carbono la masa atómica corresponde a 12 u por lo que: 1 átomo C = 12 u 12 u = 1,99 x 10-23 g 1 u = 1,66 x 10-24 g m P+ = 1,673 x 10-24 g Al multiplicar por el número de Avogadro el resultado obtenido: 1 átomo C = 1,99 x 10-23 g 6,022 x 1023 átomos C = 12 g

45. Masas Atómicas y Molares La masa de los átomos y de las moléculas, se mide tomando como patrón la unidad de masa atómica (u). Masa Atómica: Es la masa de un mol de átomos, medida en (u.m.a). Masa Molar: Es la masa de una molécula, medida en (u.m.a). La masa de un elemento o de un compuesto químico puede ser expresada en unidades físicas comúnmente conocidas, o bien, en unidades químicas como el mol, que constituye la unidad fundamental en Química. La masa atómica relativa de un elemento, es la masa en gramos de 6,022 x 1023 átomos (número de Avogadro, NA) de ese elemento, El átomo de carbono, con 6 protones y 6 neutrones, es el átomo de carbono 12 y es la masa de referencia para las masas atómicas.

46. Masas Atómicas y Molares Masa molar Es la masa en gramos de un mol de las moléculas de un compuesto. Se calcula sumando la masa atómica de cada elemento de la fórmula molecular del compuesto, considerando el número de átomos indicado por el subíndice. Ejemplo: Determinar la masa molar del compuesto Ácido Sulfúrico H2SO4

47. Conversión de Unidades Para la conversión de las diferentes unidades estequiométricas, es necesario comprender toda la información contenida en una fórmula molecular. Para la fórmula del ácido sulfúrico, H2SO4 es necesario saber que: 1 mol de H2SO4 contiene 32 g de S 98 g de H2SO4 contiene 1 mol átomos de S 6,02 x 1023 moléculas de H2SO4 contienen 4 moles de átomos de O. 2 moles de átomos de H por cada 64 g de O 1 mol molc H2SO4 2 mol at + 1 mol at A S+ 4 mol at O (2) 6,02 x 1023 at H + (1) 6,02 x 1023 at S + (4) 6,02 x 1023 at O 6,02 x 1023 molc H2SO4 2 g de H + 32 g de S + 64 g de O 98 g H2SO4

48. Conversión de unidades EJERCICIO 1 • Calcule en 90 gramos de C6H12O6 • Átomos de C • Mol de átomos de H • Gramos de O • Moles del compuesto • Moléculas del compuesto

49. C 12 x 6 = 72 g H 1 x 12 = 12 g O 16 x 6 = 96 g 180 g/mol • Átomos de C • 180 g C6H12O6 _______ 6 mol x 6,022 x 1023 átomos • 90 g C6H12O6 ________ X = 1,8 x 1024 átomos de C • Moles de átomos de H • 180 g de C6H12O6________ 12 mol de átomos de H • 90 g C6H12O6_________ X X = 6 mol de átomos de H c) Gramos de O 180 g de Comp_______96 g de O 90 g de Comp.________ x = 48 g de O d) Mol de compuesto 180 g C6H12O6____1 mol comp. 90 g C6H12O6_____x x= 0,5 mol C6H12O6 d) Moléculas de Compuesto 180 g comp._______6,022 x1023 moléculas de comp. 90 g comp.________ x x = 3,01 x 1023 moléculas de C6H12O6

50. Estequiometría de Ecuación Ecuación Química: Es la representación simbólica de una reacción química, en la cual aparecen las fórmulas químicas de todas las sustancias que intervienen en la reacción, con el símbolo de los estados de agregación correspondiente a cada una de ellas. Reactivos Productos 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O 1 1