Modelo vectorial del átomo

Antecedentes Tabla Periódica:

Simbología actual: Jacob Berzelius desarrolla la simbología química empleada en la actualidad. Propuso utilizar letras del alfabeto para simbolizar cada elemento conocido o por conocer.

Lavoisier:

Realizó la primera organización de los elementos hasta entonces conocidos (33). Los organizó en base a sus masas atómicas, muchas de las cuales él determino aunque de forma imprecisa. Realizo dicho tabla solo colocando a manera de lista nombre, símbolo y masa atómica.

Dobereneir:

Organizó algunos elementos en base a carácterísticas similares (físicas).Las colocó en sus famosas “triadas”.En cada triada los elementos en los extremos, al promediar sus masas correspondía a la masa del elemento intermedio.

Newlands

Realizó un acomodo progresivo de los elementos en base a sus masas atómicas.Observó que su arreglo es válido solo al calcio, y repetía las carácterísticas de cada elemento. Acomodo toda la tabla en octavas.

Chancourtois:

Organizó los elementos en orden creciente a sus masas atómicas.Formo su hélice, a medida de que el elemento se encontrara más abajo en la hélice mayor es su masa atómica.Su hélice es poco empleada por su dificultad.

Mendeliev:

Organiza los elementos conocidos en la tabla periódica según su masa atómica.

Consideró algunas propiedades físicas y/o químicas para ordenarlos en grupos. Predijo la existencia de 2 elementos aún no descubiertos. Su tabla es de gran uso y hoy en día

Henry Moseley:

Descubríó que la periocidad de las propiedades dependen de la cantidad. Por lo anterior determinó que el orden de los elementos depende de su número atómico. La tabla periódica actual considera ello para su acomodo "Se le llama triada periódica por el comportamiento “Periódico” o de tendencias que tienen los elementos según su posición en ello.

Organización de una tabla periódica

Tabla periódica de los elementos químicos:

fuente de información organizada de la cual se obtienen propiedades físicas y/o químicas de cada elemento

Grupos:

18 grupos (I-VIII A, I-VIII)

Periodos:

Las filas, hay 7

Bloques:

4: s, d, p, f

Series:

Serie del Lantano (elemento 57-71) Serie del Actinio (elemento 89-103)

Elementos

Estado:

GAS (11 elementos) LIQUIDO, SOLIDO

Naturaleza:

91 elementos naturales, 27 sintéticos.

Propiedades de los elementos:

METALES (todos los sólidos excepto el Hg)

Buenos conductores de calor y electricidad, altas densidades, puntos de fusión muy altos, brillo, maleables dúctiles y laminable.

NO METAL (existen en los 3 estados (-gases nobles grupo 18  -halógenos grupo17)

Malos conductores de calor y electricidad, bajos puntos de fusión, bajas densidades, no tiene brillo, presenta alotropía: propiedad en la cual un elemento presenta diferente acomodo en sus átomos (carbono (carbón, grafito, diamante) oxígeno (ozono, oxígeno gaseoso)).

METALOIDE (solo sólidos)

Buenos conductores de electricidad y malos conductores de calor, moldeables, propiedades de metales como no metales, uso electrónico (Ge,  Si)

Subclasificación: Metales alcalineos (Grupo 1)
Metales Alcalinoterreos (Grupo 2)
Metales de transición (Grupo 3-12)
Metales de transición (bloque f)

Propiedades periódicas de los elementos

A) N° atómico: Es aquel que determina la cantidad de protones de un elemento y por ello las propiedades

En la tabla:

- aumenta la izq. A derecha en un periodo

- aumenta de arriba hacia abajo en un grupo

B) masa atómica:

En el promedio de las masas atómicas de los isótopos naturales del elemento por ello diferente del # másico

- aumenta la izq. A derecha en un periodo

- aumenta de arriba hacia abajo en un grupo

C) electronegatividad:

Tendencia relativa que tiene átomos de los elementos para atraer electrones de una uníón química

- aumenta de izq. A derecha

D) radio atómico: Distancia media entre dos núcleos de un elemento unidos por un enlace simple

- aumenta de arriba hacia abajo

E) radio iónico: Al extraerle un electrón a un átomo ➡se produce una disminución en el radio

Al agregarle un electrón➡ se producen repulsiones de las nubes electrónicas

F) energía de ionización:

energía necesaria para remover un electrón de un átomo neutroso y gaseoso para formar u ion de carga +1

- aumenta de izq. A derecha

- disminuye de arriba hacia abajo

G) afinidad electrónica: Cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en estado gaseoso

- aumenta de izq. A derecha

- dimite de arriba hacia abajo

• Teoría CuánticaCuanto o fontón: paquetes energéticos

Números cuánticos:

Son valores o parámetros que satisfacen la ecuación energética, del modelo atómico de la mecánica cuántica

Número cuántico espacio energético fundamental o principal (n):

Por Borh, se refiere a los niveles energéticos en los que se van repitiendo los electrones.

Tiene valores 1-7, niveles de energía que tiene cada átomo, la cantidad de e- en cada nivel está dado por la fórmula:

Número cuántico secundario o azimutal (l):

Determina la forma de las regiones que ocupan los e-. A partir del segundo “nivel” los e- viajan en espacios non esféricos. Los valores se dan por la fórmula:

N-1

REMPE: Regíón Espacio Energético de Movimiento Probabilístico del Electrón.

Número cuántico magnético (m):

Lo determino Schrodringer, representa la orientación del orbital, permite calcular donde es más probable encontrar el e-, su valor se determina:

M=2(L)+1

Número Cuántico Spin (s):

Dirac-Jordán, describe la orientación del giro del e- sobre su propio eje y solo puede tener 2 direcciones (+) cuando gira al sentido de las manecillas del reloj o (-) cuando gira al contrario, su valor es de ½. Y se representa con una flecha hacia arriba (+1/2) y otra abajo (-1/2).

Principios

Principio de Incertidumbre:

Heisenberg. “Es imposible conocer con precisión y simultáneamente la posición y la energía del e-”

Principio de Exclusión:

Pauli, “Que 2 e- dentro de un mismo átomo no pueden tener sus números cuánticos iguales”

Principio de Máxima sencillez:

Los subniveles de un átomo se irán ocupando con e- de acuerdo al orden creciente de energía

Principio de Máxima multiplicidad:

Hund, “2 e- no pueden parearse en el mismo orbital, hasta que todos los orbitales de ese subnivel tengan un e- cada uno”

Configuración electrónica  (EJERCICIOS)

Estructura de Lewis:

Representación gráfica de los e- de Valencia.

Se compone de: símbolo químico, alguna marca (*) alrededor del elemento representando la cantidad de e- de Valencia, Para los grupos A los números romanos representan la cantidad de e- de Valencia. Para el grupo B se necesita conocer el compuesto formado.

Enlaces Químicos:

Es la uníón que existe entre 2 átomos de igual o diferente elemento. Mediante al enlace químico se da la formación de nuevos elementos.

Los elementos químicos se unen gracias a los e- de Valencia, Los enlaces químicos estabilizan a la materia.

Electrones de Valencia:

Aquellos e- que se encuentran en los niveles más externos o de mayor energía de cada uno de los elementos.

Regla del octeto:

Se toma en cuenta que la configuración de todo gas noble tiene su último nivel energético 8 e- y por ellos son estables (Excepto el He)

Todos los elementos al formar compuestos buscan alcanza la configuración de su gas noble, es decir, completar 8e- en su último nivel.

Los tipos de enlace se determinan por 2 condiciones:

Tipos de elementos que forman el enlace, Diferencia de electronegatividad

Enlace Iónico:

Se da entre un átomo metálico y otro no metálico, su diferencia de electronegatividad es igual o mayor a 1,7. Forman Iones cuando los compuestos son disueltos.Átomo metálico à Ion positivo (catión) Átomo no metálico àIon negativo (anión)

Enlace covalente:

Se presenta cuando 2 átomos no metálicos se unen. Covalencia à comparten el o los pares de e- para completarse, nadie se queda con los e-. Existen 3 tipos:

1No polar o Puro:

Diferencia de electronegatividad =0,  se da entre átomos del mismo elemento.

2Polar:

Diferencia de electronegatividad de 0-1.7. Átomos no metálicos de diferente elemento, se forman polos en las moléculas, es decir zonas parcial mente cargadas

3Coordinado:

Mismo caso que el polar pero un átomo pone el par

Enlace Metálico:

Entre átomos de metales, no se considera un enlace como tal, es una interacción entre los átomos por los e- libres entre ellos. Permite que los metales y/o aleaciones se pueden moldear, deformar y hacer que conserven su forma.

Interacciones moleculares Fuerzas de Van Der Waals:

Son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos.

Puentes de Hidrógeno:

Clase de enlace que se produce a partir de la atracción existente en un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno con carga negativa. Dicha atracción, por su parte, se conoce como interacción dipolo-dipolo y vincula el polo positivo de una molécula con el polo negativo de otra.