El Atomo

Cuando un electrón se desplaza de un nivel de energía a otro, absorbe o emite energía en cantidades discretas llamadas cuantos de energía o fotones.

K, L,M,N,O,P,Q

1.7.- Diagrama de orbitales:

Permite representar la distribución de los electrones dentro de los orbitales, se representa por medio de cuadrados, círculos, líneas.

1.8.- Tabla Periódica: La Tabla Periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos químicos conocidos, tanto los 92 que se encontraron en la naturaleza como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares. Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Comienza por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 8O, etcétera.

A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, etcétera.

Propiedades de la Tabla Periódica: En la tabla periódica, donde los elementos están ordenados por sus números atómicos (Z) crecientes, se observa una repetición periódica de las propiedades. Algunas de las propiedades en las que se muestra dicha periodicidad son el radio atómico, el radio iónico, el potencial de ionización y la afinidad electrónica.

Afinidad Electrónica: Recibe el nombre de afinidad electrónica la variación de energía asociada al proceso en el que un átomo capta un electrón transformándose en un ión negativo.

Energía de Ionización: Un átomo puede perder electrones transformándose en un ión positivo. De la misma manera, puede ganar electrones transformándose en un ión negativo. Recibe el nombre de energía de ionización necesaria, para arrancar un electrón de un átomo.

Radio Atómico: El radio atómico es la distancia existente entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa de un átomo.

Radio Iónico: Se entiende por radio iónico a la distancia entre el centro del núcleo y la órbita electrónica externa del ión.

Electronegatividad: La electronegatividad (EN) de un elemento es una medida de la tendencia relativa de un átomo a atraer los electrones cuando está químicamente combinado con otro átomo.

Sustancia Paramagnética: Son las que contienen electrones desapareados y son atraídos débilmente por los campos magnéticos.

Sustancias Diamagnéticas: Son las sustancias donde los electrones están apareados y son repelidos débilmente por los campos magnéticos.

1.9.- Enlaces Químicos: Los átomos se asocian entre ellos y forman moléculas simples o estructuras sólidas denominadas cristales, que contienen un número enorme de átomos dispuestos de una forma extraordinariamente ordenada. En cualquier caso, la asociación de los átomos se debe a las fuerzas eléctricas que un átomo ejerce sobre los otros.

Los distintos tipos de enlace no son más que interpretaciones que sirven para explicar el comportamiento de las sustancias; sin embargo, sólo existe un único enlace químico. Las sustancias, según sus propiedades más destacadas, se clasifican en iónicas, covalentes o metales.

Enlace Iónico: Se forma cuando un átomo muy electronegativo se une con uno muy electropositivo. El primero gana electrones transformándose en unión negativa (anión); el segundo los pierde y se convierte en un ión positivo (catión).

Enlace Covalente: Se caracterizan porque existen unas uniones definidas entre átomos que originan moléculas con una estructura tridimensional característica de cada sustancia o bien macromoléculas, estructuras gigantes con una celda elemental que se repite de un modo parecido a los cristales iónicos; sin embargo, la estructura por las uniones entre átomos y no por fuerzas eléctricas entre iones. La estructura de la sustancia covalente es la distribución en el espacio de los átomos que forma una molécula.

Enlace Covalente Coordinado: Cuando la compartición de los pares de electrones del enlace es aportado por ambos átomos.

Enlace Covalente Dativo: Cuando la compartición de los electrones es aportado por un solo átomo.

Polaridad de Electrones de Enlace Covalente: Es cuando un enlace covalente es polar y no polar.

1.10.- Enlace Covalente: No polar:

H - H (sencillo)

O = O (doble)

N = N (triple)

H

l

H - C - H (sencillo)

l

H

O = C = O (doble)

H - C = C - H (sencillo y

Triple)

Polar:

H - F

H - N - H

l

H

H - O - H

l

H

Entre átomos iguales, los cuales tienen igual electronegatividad.

Entre átomos diferentes, con electronegatividad diferente, pero con una resultante nula del momento dipolar.

Entre átomos diferentes con electronegatividad diferente, pero con una resultante positiva del momento dipolar.

1.11.- Estructura de Lewis: Es la representación o el diseño estructural de una molécula, de un compuesto donde se indican los átomos que intervienen en las moléculas, los enlaces que unen a dicho átomo y los electrones que forman las cuales pueden ser: un par enlazante, los compartido y un par no enlazante.

Enlazante e - compartido.

No enzalante e - no compartido.

Regla del Octecto (Excepción).

Para moléculas con electrones de valencia es impar. ClO2, NO, NO2.

Para moléculas que forme menos de un octeto alrededor del alrededor del átomo central. Ejemplo: BF3, BcF2.

Para moléculas con más de un octeto. Ejemplo: PCl5, PF5.

Moléculas Polar: Es cuando los átomos forman enlace, tienen diferentes electronegatividad, es decir, el par de electrones compartidas experimentan desigual atracción a ambos núcleos del átomo.

(M = O)

Moléculas No Polar: Se forman cuando el par de electrones se comparten por igual, es decir, el enlace no tiene diferencia de electronegatividad.

(M = O)

1.12.- Nomenclatura de Compuestos Inorgánicos.

Aniones

Cationes

N-3

F-1

O-2

H-1

Cl-1

Br-1

I-1

S-2

P-3

C-4

Si-4

Mg+2

Na+1

Al+3

H+1

K+1

Ca+2

Ag+1

Cu+2

Zn+2

Hg+2

Fe+2

Oxidos Básicos: Son compuestos que resultan de la unión de un metal con el oxígeno.

Para formular estos compuestos se coloca el símbolo del metal hacia la izquierda y el del oxígeno hacia la derecha, intercambiando los estados de oxidación. Estos compuestos se nombran con la palabra óxido seguida del nombre del metal, indicando en números romanos y entre paréntesis el estado de oxidación.

Escriba la fórmula de los siguientes compuestos químicos:

Oxido de Aluminio

Oxido de Bario

Oxido de Calcio

Oxido de Zinc

Oxido de Cobre (I)

Oxido de Cobre (II)

Oxido de Estaño (II)

Oxido de Estaño(IV)

Oxido de Hierro (II)

Oxido de Hierro (III)

Al2O3

Ba2O2 = BaO

Ca2O2 = CaO

Zn2O2 = ZnO

Cu2O

Cu2O2 = CuO

Sn2O2 = SnO

Sn2O4 = SnO2

Fe2O2 = FeO

Fe2O3

Óxidos Ácidos: Son compuestos que resultan de la unión de un no metal con el oxígeno.

Para la formulación y nomenclatura de éstos compuestos son igualmente válidas las reglas de los óxidos básicos.

Ejemplo:

Oxido de Azufre (II)

Oxido de Azufre (IV)

Oxido de Azufre (VI)

Oxido de Bromo(I)

Oxido de Cloro (I)

Oxido de Cloro (III)

Oxido de Cloro (V)

Oxido de Cloro (VII)

Oxido de Fósforo(III)

Oxido de Fósforo (V)

S2O2 = SO

S2O4 = SO2

S2O6 = SO3

Br2O

Cl2O

Cl2O3

Cl2O5

Cl2O7

P2O3

P2O5

Hidruros Metálicos: Son compuestos formados por el hidrógeno unido a un elemento metálico.

Para formularlos se coloca el símbolo H hacia

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