jueves, 22 de noviembre de 2012

UNIDAD II "CLASIFICACION DE LOS COMPUESTOS INORGANICOS"



CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGANICOS

Parte de la química que se encarga de nombrar y escribir correctamente los compuestos, basándose en las reglas establecidas por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry).Los compuestos inorgánicos se cuentan en cientos y se agrupan en familias. Los miembros de una misma familia tienen características en común, por ejemplo : propiedades químicas, propiedades físicas y semejanzas estructurales. Hay alrededor de diez familias, de las cuales las ocho más importantes más importantes son :

Familia       Ejemplo Nombre
Sales  
NaCl
Cloruro de Sodio
Oxidos no metálicos  
NO2
Dióxido de nitrógeno
Oxidos metálicos 
Al2O3
Oxido de Aluminio
Acidos  
HCl
Acido Clorhídrico
Hidruros  
NaH
Hidruro de Sodio
Hidróxidos
LiOH
Hidróxido de Litio
Oxisales   
NaClO2
Clorito de Sodio
Oxiácidos 
HClO4
Acido Perclórico
Otras
NaHCO3
Bicarbonato de sodio
. 
SALES BINARIAS
Se dan por la combinación de un metal y un no metal. La nomenclatura de las sales consiste en nombrar al no metal con la terminación -uro, y posteriormente nombrar al metal , cuyo nombre dependerá de su valencia ( monovalente o divalente).
Sales con metal Monovalente
Los metales monovalentes (sólo tienen una valencia) son los de los grupos IA, IIA y III A. Además de la Plata, Zinc, Cadmio, entre otros. Se nombra al no metal con la terminación -uro seguido de la preposición "de" y agregando el nombre del metal.
NaCl       Cloruro de Sodio
Ejemplos :
CaS       Sulfuro de calcio
AlF3      Fluoruro de aluminio
Cuando se tiene el nombre y se desea escribir la estructura de una sal, es necesario conocer la valencia del metal y la del no metal, combinar las valencias (cruzar) para escribir los subíndices. Ejemplo: escribir la estructura del cloruro de magnesio .
1.Primero se escribe el metal (izquierda) y el no metal (a la derecha) con sus respectivas valencias . En los elementos reperesentativos (grupos A), losmetales (IA, IIA y IIIA) tienen una valencia que equivale al grupo (+1, +2 y +3) y en los no metales (VA, VIA y VIIA) corresponde a la diferencia para 8 (-3, -2 y -1 ) que son el numero de electrones que le faltan para completar el octeto o el número de electrones que aceptan. En este caso el magnesio que pertenece al grupo IIA tiene valencia +2 y el cloro del grupo VIIA tiene valencia -1 .
2.Se cruzan las valencias (en el caso del uno se omite)para balancear las valencias o cargas, empleando subíndices, lo que indica la cantidad de átomos. Si los subíndices tienen común denominador, se simplifican.
3.Se escribe el metal y el no metal (sin valencias), únicamente con los subíndices.
Mg +2Cl -1                 Mg+2Cl-12                     MgCl2
Sales con Metal Divalente.
Los metales divalentes (tienen dos valencias) son la mayoría de los metales de los grupos B (elementos de transición), los ejemplos de los metales divalentes más usados son :
+2, +3
+1, +2
+2, +4
Fe Fierro (ferr)
Cu Cobre (cupr)
Sn Estaño 
(estan)
Co cobalto (cobalt)
 
Mn Manganeso (mangan)
Ni Níquel (niquel)
Pb Plomo 
(plumb)
Nota: entre paréntesis está la raíz o el nombre empleado al combinarse.Estas sales se nombran dando al no metal la terminación -uro seguido del nombre del metal con la terminación -ico u -oso, dependiendo si trabaja con la valencia mayor o menor.
Fe+2Cl2         FeCl2         Cloruro Ferroso
Fe+3Cl3         FeCl3         Cloruro Férrico
Ejemplos :    
Cu+1S-2         Cu2S         Sulfuro de calcio
Pb+4Br-1        PbBr4       Bromuro plúmbico
Nota: Sulfur es la raíz que se emplea para nombrar al azufre.

Cuando se tiene el nombre y se desea escribir la estructura de una sal (con metal divalente), es necesario conocer la valencia del metal y la del no metal, combinar las valencias (cruzar) para escribir los subíndices, igual que para las sales con metal monovalente, a diferencia que en este caso, donde la valencia del metal no la da el grupo, sino el sufijo ico u oso .Por ejemplo: escribir la estructura del bromuro férrico .
Fe +3Br -1                 Fe+3Br-13                     FeBr3
Ejercicios     Escribir el nombre o la estructura de los siguientes compuestos:1.Sulfuro cúprico             5. NaBr
2.Selenuro de plata         6. CdTe
3.Yoduro de aluminio      7. CoF2
4.Nitruro ferroso             8. Rb2Se

OXIDOS
Se dividen en óxidos metálicos y óxidos no metálicos. Esta familia comprende a loscompuestos que se forman por la combinación de un metal o un no-metal, con el oxígeno (no metal con valencia -2).Oxidos no metálicos.
stos compuestos de naturaleza gaseosa y generalmente de alta toxicidad (conocidos como anhídridos), se forman con la combinación de Carbono, Azufre o Nitrógeno con el Oxígeno. Su nomenclatura consiste en indicar el número de oxígenos que se combinan con el no metal.

CO2
Dióxido de CarbonoCOMonóxido de Carbono
SO2Dióxido de AzufreNOMonóxido de Nitrógeno

Oxidos Metálicos.
Estos compuestos, generalmente sólidos, se forman cuando un metal se oxida, es decir, cuando se combina un metal (monovalente o divalente) con eloxígeno.
Se menciona la palabra "óxido" seguida del metal monovalente o divalente.

Na2O
Oxido de Sodio
Fe2O3
OxidoFérrico

Cuando se trata de un metal monovalente (como el Na), no es necesario conocer su valencia (sólo identificarlo como tal), ya que se nombra como óxido del metal, en caso de requerir escribir la estructura a partir del nombre, entonces sí se necesita conocer su valencia. En el caso del metal divalente ( por ejemplo el Fe) la valencia se obtiene del subíndice que usa el otro elemento (el oxígeno) ya que las valencias o cargas fueron cruzadas.Ejercicios: Escribir el nombre o la estructura de los siguientes compuestos:
1. Óxido de calcio             5. Al2O3
2. Óxido cuproso              6. FeO
3. dióxido de nitrógeno      7. K2O
4. Óxido de plata               8. PbO2

. 
ACIDOS (hidrácidos)
Se conoce como ácidos aquellos compuestos que tienen un pH inferior a 7 que se disocia con solución acuosa produciendo iones hidrógenos.Estructuralmente un ácido se compone por un hidrógeno y por un no metal.

 HCl
Acido Clorhírico
HCl  ® H+1  +  Cl-1
pH = 1
En una escala de 0 a 14 se conocen como ácidos a los compuestos con pH inferior a 7 , un pH =1 , significa que es un ácido fuerte. La nomenclatura para esta familia es dar el nombre del ácido seguido del no metal con la terminación "hídrico:
HBr
AcidoBromhídrico
H2S
AcidoSulfhídrico
HF
AcidoFluorhídrico

Ejercicios  Escribir el nombre o la estructura de los siguientes compuestos:1. Acido yodhídrico             4. HBr
2. Acido selenhídrico           5. H3P
3. Acido clorhídrico             6. H2S

.
HIDRUROS
Los compuestos de esta familia son los menos abundantes, pero son de los más reactivos. Se forma por la combinación de un metal más el hidrógeno(generalmente el hidrógeno trabaja con valencia +1"como metal" la excepción es en esta familia donde trabaja como "no metal" con valencia -1).
La nomenclatura de estos compuestos es igual al de las sales binarias, pero el único no metal que se tiene es el hidrógeno y se menciona como hidrurometal .

NaH
Hidruro de Sodio
FeH3
Hidruro Férrico
CaH2
Hidruro de Calcio

Ejercicios  Escribir el nombre o la estructura de los siguientes compuestos:1. Hidruro de erbio             4. LiH
2. Hidruro de rubidio          5. NiH3
3. Hidruro cuproso             6. GaH3

.
HIDROXIDOS
Se forman por la unión de un metal con el grupo hidroxílo (OH-1) también conocido como bases o compuestos alcalinosSe caracterizan por liberar el ión hidroxílo dando un pH superior al 7 (pH básico o Alcalino).

NaOH
Hidróxido de Sodio
NaOH ®Na+1 + OH-1
pH = 13
Estos compuestos son contrarios a los ácidos por su pH y cuando ambos reaccionan se produce una sal más agua (reacción de neutralización).
NaOH + HCl  ® NaCl + H2O
La regla de nomenclatura es nombrar la palabra hidróxido, seguido del nombre del metal cuando es monovalente o hidróxido mas metal con la terminación -oso o -ico cuando sea divalente.

CsOH
Hidróxido de Cesio
Cu(OH)2
Hidróxido Cúprico
Fe(OH)2
Hidróxido Ferroso
 Ejercicios : Escribir el nombre o la estructura de los siguientes compuestos:1. Hidróxido de estroncio             5. Fe(OH)3
2. Hidróxido plumboso                 6. Ba(OH)2
3. Hidroxido niqueloso                 7. LiOH
4. Hidróxido de zinc                     8. KOH

OXIACIDOS Y OXISALES
Familia de compuestos ternarios (formados por 3 elementos) derivados de los ácidos y sales binarias, pero que además contienen oxígeno. Por ejemplo :

NaCl   SalNaClO4 Oxisal
HCl     AcidoHClO Oxiácido
El número de oxígenos puede variar (hay 4 compuestos oxisales derivados de la sal y 4 oxiácidos derivados de cada ácido), por ejemplo existen las siguientes oxisales y oxiácidos para el cloruro de sodio y el ácido clorhídrico.Oxiácidos

HClO
Ácido Hipocloroso
HClO2
Ácido Cloroso
HClO3
Ácido Clórico
HClO4
Ácido Perclórico

Oxisales
NaClO
Hipoclorito de sodio
NaClO2
     Clorito de sodio
NaClO3
     Clorato de sodio
NaClO4
Perclorato de sodio
En los ejemplos anteriores se observa que para la oxisales de menor cantidad de oxígenos se usa el prefijo (hipo) y el sufijo (ito) seguido del nombre del metal, al incrementar el número de oxígenos desaparece el prefijo y aparece el sufijo (ito), después el prefijo se cambia por (ato) y finalmente la oxisal de mayor cantidad de oxígenos , lleva el prefijo (per) y el sufijo (ato).
Algo similar se emplea en los oxiácidos , a todos se les antepone la palabra ácido (desaparece el metal y aparece el hidrógeno) y los prefijos hipo y per se usan para el que tiene menos y más oxígenos, mientras que los sufijos ito y ato de las oxisales se cambian por oso e ico.
Las reglas básicas para las oxisales y los oxiácidos se resumen en la siguiente tabla.
OXISALES
OXIACIDOS

Hipo ito + metal  
Acido Hipo oso

  • ito + metal  

Acido oso

  • ato + metal  

Acido  ico

Per ito + metal  
Acido     Per ico
Nota: el símbolo * es el nombre o la raíz del elemento intermedio.

El elemento intermedio siempre presenta valencia positiva y puede tener hasta 4 diferentes valencias (multivalencia), observándose siempre que la valencia de la molécula es neutra. Ejemplo :

    H+1Cl+1O-2     H+1Cl+3O-22     H+1Cl+5O-23     H+1Cl+7O-24 

En los compuestos binarios, el cloro tiene exclusivamente valencia -1, y en los oxiácidos y oxisales tiene valencia +1+3+5 y +7. Una característica de ambas familias es que en los renglones de cada una de las series el elemento intermedio tiene una valencia de +1 ó +2+3 ó +4+5 ó +6 y +7 , dependiendo del renglón donde se encuentre el compuesto.Nomenclatura (ejemplo)

Nombre
Oxiácidos
Valencia
Oxisales
Nombre
Acido  Hipocloroso
HClO
1 ó 2
NaClO
Hipoclorito de Sodio.
Acido cloroso 
HClO2
3 ó 4
NaClO2
Perclorito de Sodio.
Acido clórico 
HClO3
5 ó 6
NaClO3
Clorato de Sodio.
Acido  Perclórico
HClO4
7
NaClO4
Perclorato de Sodio.

Para entender la nomenclatura con mayor facilidad debemos conocer la fórmula del oxiácido de la tercer casilla. Por ejemplo, el HClO3 o ácido clórico que tiene el cloro con valencia +5, se acomoda en dicha casilla. Para generar la serie de oxiácidos, se restan oxígenos al ascender en la columna y se suman al bajar. Es decir se resta un oxígeno hacia arriba y se le suma un oxígeno para escribir el oxiácido de la cuarta casilla.Entre una misma serie, la cantidad de hidrógenos de los ácidos es la misma de ahí que la valencia de los cuatro aniones sea exactamente la misma.
Veamos el ejemplo del ácido sulfúrico:
1. Primero se escribe el oxiácido de la tercera casilla.
Oxiácidos
Oxisales
  
  
H2SO4
 
  
 2. Para llenar toda la serie se restan oxígenos conforme se asciende en la columna y el óxiáxido de la cuarta casilla lleva un óxigeno más. El número de hidrógenos no varía
Oxiácidos
Oxisales
H2SO2
Ácido hiposulfuroso
 
H2SO3
Ácido sulfuroso
 
H2SO4
Ácido sulfúrico
 
H2SO5
Ácido persulfúrico
 

3. Para formar las oxisales se necesita obtener los aniones a partir de los oxiácidos (el anión es la especie negativa y la forman los dos elementos de la derecha, incluyendo los subíndices), se escribe el mismo anión de las casillas del lado izquierdo y se les coloca la misma valencia, que corresponde al número de hidrógenos que se eliminan (en este caso se eliminan 2 hidrógenos con valencia +1 , por lo que la valencia del anión es -2 ).
Oxiácidos
Oxisales (anión)
H2SO2
SO2-2
H2SO3
SO3-2
H2SO4
SO4-2
H2SO5
SO5-2
 4. Para formar las oxisales se requiere combinar los aniones con el metal que se desee. Puede ser un metal monovalente como el sodio o uno divalente como el fierro (para nombrar al metal se usarán las mismas reglas que para sales binarias). Cuando se combina el catión y el anión se cruzan las valencias o cargas , en caso de cruzar la valencia del metal hacia el anión, deberá usarse paréntesis pues el subíndice afectará a los dos elementos del anión.
Oxiácidos
Oxisales
 
Oxiácidos
Oxisales
H2SO2Na+1 SO2-2H2SO2Fe+3 SO2-2
H2SO3Na+1 SO3-2 H2SO3Fe+3 SO3-2
H2SO4Na+1 SO4-2H2SO4Fe+3 SO4-2
H2SO5Na+1 SO5-2 H2SO5Fe+3 SO5-2
5. De esta forma al cruzar las valencias las oxisales formadas son :
Oxiácidos
Oxisales
 
Oxiácidos
Oxisales
H2SO2Na2SO2H2SO2Fe2(SO2) 3
H2SO3Na2SO2 H2SO3Fe2(SO3) 3
H2SO4Na2SO2H2SO4Fe2(SO4) 3
H2SO5Na2SO2 H2SO5Fe2(SO5) 3
 6. las oxisales que se forman son :
Oxiácidos
Oxisales
H2SO2Na2SO2   Hiposulfito de sodio
H2SO3Na2SO2   Sulfito de sodio
H2SO4Na2SO2    Sulfato de sodio
H2SO5Na2SO2   Persulfato de sodio

Oxiácidos
Oxisales
H2SO2Fe2(SO2) 3    Hiposulfito férrico
H2SO3Fe2(SO3) 3    Sulfito férrico
H2SO4Fe2(SO4) 3    Sulfato férrico
H2SO5Fe2(SO5) 3    Persulfato férrico

La parte más importante del aprendizaje de la nomenclatura de estas familias es el conocer los óxiacidos de la tercera casilla, puesto que es a partir de ellos como se llenan las ocho casillas (4 de oxiácidos y 4 de oxisales) y el resto equivale a combinar el anión con un metal o catión y darle nombre a todas las especies.
Los oxiácidos de la tercer casilla que tienen elemento intermedio con valencia +5 ó +6 se nombran como ácidos con terminación "ico" y son :
OXIACIDONOMBRE
HFO3 
Ac. Fluorico
HClO3
Ac. Clórico
HBrO3 
Ac. Brómico
HIO3 
Ac. Yódico
HNO3 
Ac. Nítrico
H2SO4
Ac. Sulfúrico
H2SeO4
Ac. Selénico
H2TeO4
Ac. Telúrico
H2MnO4 
Ac. Mangánico
H2CrO4 
Ac. Crómico
H3PO4
Ac. Fosfórico
H2CO3
Ac. Carbónico
Excepción
El Acido Permangánico y el Permanganato existen una excepción, porque el anión equivale al MnO4 es el manganato, pero en este caso el ión permanganato es también MnO4 pero con distinta carga (-2 y -1 respectivamente). En vez de incrementar un oxígeno de la tercera a la cuarta casilla, disminuye un hidrógeno.

H2MnO2
MnO2-2
H2MnO3
MnO3-2
H2MnO4
MnO4-2
HMnO4
MnO4-1
 Ejercicios  Escribir el nombre o la estructura de los siguientes compuestos:1. Carbonato de calcio             9. Na3PO4
2. Acido hipobromoso             10. H3PO5
3. Acido perclórico                  11. BaSO4
4. Sulfato de aluminio               12. NaNO2
5. Fosfito de cadmio                13. H2SO4
6. Carbonito niquélico              14. CuCO3
7. Acido carbonoso                 15. PbSO3
8. Yodato de cerio                   16. Al2(SeO4)3


 OTRAS Substancias inorgánicas comúnes :
H2CO3Acido Carbónico
Na2CO3Carbonato de Sodio
NaHCO3Bicarbonato de Sodio
Na3PO4Fosfato de Sodio
Na2HPO4Fosfato Monoácido de Sodio
NaH2PO4Fosfato Diácido de Sodio
  
K2CrO4Cromato de potasio
K2Cr2O7Dicromato de potasio

viernes, 16 de noviembre de 2012

TIPO DE ENLACES QUIMICOS


ENLACES QUIMICOS

QUE SON LOS ENLACES

los enlaces quimicos son formados cuando los atomos en busca de mayor estabilidad energetica interaccion compartiendo o tranfiriendo electrones, entre los tipos de enlaces encontramos tres fundamentalmente el enlace ionico, el enlace covalente y el enlace metalico como se describe a continuacion

Enlace covalente

El enlace covalente polar es intermediado en su carácter entre un enlace covalente y un enlace iónico. Los átomos enlazados de esta forma tienen carga eléctrica neutra.
Los enlaces covalentes pueden ser simples cuando se comparte un solo par de electrones, dobles al compartir dos pares de electrones, triples cuando comparten tres pares de electrones, o cuádruples cuando comparten cuatro pares de electrones.
Los enlaces covalentes no polares se forman entre átomos iguales, no hay variación en el número de oxidación. Los enlaces covalentes polares se forman con átomos distintos con gran diferencia de electronegatividades. La molécula es eléctricamente neutra, pero no existe simetría entre las cargas eléctricas originando la polaridad, un extremo se caracteriza por ser electropositivo y el otro electronegativo.
En otras palabras, el enlace covalente es la unión entre átomos en donde se da un compartimiento de electrones, los átomos que forman este tipo de enlace son de carácter no metálico. Las moléculas que se forman con átomos iguales (mononucleares) presentan un enlace covalente pero en donde la diferencia de electronegatividades es nula.
Se presenta entre los elementos con poca diferencia de electronegatividad (< 1.7), es decir cercanos en la tabla periódica de los elementos químicos o bien, entre el mismo elemento para formar moléculas diatomicas.

Enlace iónico o Electrovalente

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 2.0 suele ser iónica, y una diferencia menor a 1.5 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.3 El enlace iónico implica la separación en iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre -3e a +3e.
1) Se presenta entre los elementos con gran diferencia de electronegatividad (>1.7), es decir alejados de la tabla periódica: entre metales y no metales. 2) Los compuestos que se forman son sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. 3) Se da porTRANSFERENCIA de electrones: un átomo PIERDE y el otro 'GANA'. 4) Se forman iones (cationes y aniones).

Enlace covalente coordinado

El enlace covalente coordinado, algunas veces referido como enlace dativo, es un tipo de enlace covalente, en el que los electrones de enlace se originan sólo en uno de los átomos, el donante de pares de electrones, o base de Lewis, pero son compartidos aproximadamente por igual en la formación del enlace covalente. Este concepto está cayendo en desuso a medida que los químicos se pliegan a la teoría de orbitales moleculares. Algunos ejemplos de enlace covalente coordinado existen en nitronas y el borazano. El arreglo resultante es diferente de un enlace iónico en que la diferencia de electronegatividad es pequeña, resultando en una covalencia. Se suelen representar por flechas, para diferenciarlos de otros enlaces. La flecha muestra su cabeza dirigida al aceptor de electrones o ácido de Lewis, y la cola a la base de Lewis. Este tipo de enlace se ve en el ion amonio.

Enlace de uno y tres electrones

Los enlaces con uno o tres electrones pueden encontrarse en especies radicales, que tienen un número impar de electrones. El ejemplo más simple de un enlace de un electrón se encuentra en el catión de hidrógeno molecular, H2+. Los enlaces de un electrón suelen tener la mitad de energía de enlace, de un enlace de 2 electrones, y en consecuencia se les llama "medios enlaces". Sin embargo, hay excepciones: en el caso del dilitio, el enlace es realmente más fuerte para el Li2+ de un electrón, que para el Li2 de dos electrones. Esta excepción puede ser explicada en términos de hibridación y efectos de capas internas.4
El ejemplo más simple de enlace de tres electrones puede encontrarse en el catión de helio dimérico, He2+, y puede ser considerado también medio enlace porque, en términos de orbitales moleculares, el tercer electrón está en un orbital antienlazante que cancela la mitad del enlace formado por los otros dos electrones. Otro ejemplo de una molécula conteniendo un enlace de tres electrones, además de enlaces de dos electrones, es el óxido nítrico, NO. La molécula de oxígeno, O2, también puede ser vista como si tuviera dos enlaces de 3-electrones y un enlace de 2-electrones, lo que justifica su paramagnetismo y su orden formal de enlace de 2.EJEMPLOS Y EJERCICIOS EJERCICIOS
Las moléculas con número impar de electrones suelen ser altamente reactivas. Este tipo de enlace sólo es estable entre átomos con electronegatividades similares.

Enlace aromático

En muchos casos, la ubicación de los electrones no puede ser simplificada a simples líneas (lugar para dos electrones) o puntos (un solo electrón). En compuestos aromáticos, los enlaces que están en anillos planos de átomos, la regla de Hückel determina si el anillo de la molécula mostrará estabilidad adicional.
En el benceno, el compuesto aromático prototípico, 18 electrones de enlace mantiene unidos a 6 átomos de carbono para formar una estructura de anillo plano. El orden de enlace entre los diferentes átomos de carbono resulta ser idéntico en todos los casos desde el punto de vista químico, con una valor equivalente de aproximadamente 1.5.
En el caso de los aromáticos heterocíclicos y bencenos sustituidos, las diferencias de electronegatividad entre las diferentes partes del anillo pueden dominar sobre el comportamiento químico de los enlaces aromáticos del anillo, que de otra formar sería equivalente.

Enlace metálico

En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido a la deslocalización o el libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza.




EJERCICOS
http://1quimica.blogspot.mx/2011/12/enlace-quimico-ejercicios-resueltos.html

QUIMICA Tabla periódica actual clasificación de los elementos químicos



Clasificación de los elementos químicos

     De acuerdo con la Tabla del Sistema Periódico los elementos químicos se clasifican de la siguiente forma según sus propiedades físicas:
§         Metales
§         Metales de transición.
§         Metaloides
§         No metales
§         Gases Nobles
§         Lactínidos y Actínidos
Metales:
Son elementos químicos que generalmente contienen entre uno y tres electrones en la última órbita, que pueden ceder con facilidad, lo que los convierte en conductores del calor y la electricidad.        
Los metales, en líneas generales, son maleables y dúctiles, con un brillo característico, cuya mayor o menor intensidad depende del movimiento de los electrones que componen sus moléculas.        
El oro y la plata, por ejemplo, poseen mucho brillo y debido a sus características físicas constituyen magníficos conductores de la electricidad, aunque por su alto precio en el mercado se prefiere emplear, como sustitutos, el cobre y el aluminio, metales más baratos e igualmente buenos conductores.
Un 75% de los elementos químicos existentes en la naturaleza son metales y el resto no metales  gases nobles, de transición interna y metaloides.
Metaloides: Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en su última órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Esos elementos conducen la electricidad solamente en un sentido, no permitiendo hacerlo en sentido contrario como ocurre en los metales. El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente utilizado en la fabricación de elementos semiconductores para la industriaelectrónica, como rectificadores diodostransistorescircuitos integrados, microprocesadores, etc.
No metales: Poseen, generalmente, entre cinco y siete electrones en su última órbita. Debido a esa propiedad, en lugar de ceder electrones su tendencia es ganarlos para poder completar ocho en su última órbita. Los no metales son malos conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y, en estado sólido, son frágiles.
Gases nobles: Son elementos químicos inertes, es decir, no reaccionan frente a otros elementos, pues en su última órbita contienen el máximo de electrones posibles para ese nivel de energía (ocho en total). El argón (Ar), por ejemplo, es un gas noble ampliamente utilizado en el interior de las lámparas incandescentes y fluorescentes. El neón es también otro gas noble o inerte, muy utilizado en textos y ornamentos lumínicos de anuncios y vallas publicitarias extremadamente oxidante y forma cloruros con la mayoría de los elementos.

martes, 13 de noviembre de 2012

Configuración electrónica

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo,molécula o en otra estructura físico-química, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.1 2 Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuánticodeben cumplir el principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones (partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que esto es función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.3 Por lo tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

En el caso de los orbitales de los átomos hidrogenoides el número cuántico principal n está asociado a los diferentes niveles de energía orbital permitidos o niveles cuánticos; los valores que toma son 1, 2, 3, 4, 5,... Para n=1 se tiene el nivel de menor energía. Todos los estados con el mismo número cuántico principal forman una capa (o nivel). Por razones históricas, estas capas electrónicas (por ejemplo en espectroscopia de rayos X) también se denotan como K, L, M, N,... El segundo número cuántico l corresponde almomento angular del estado. Estos estados tienen la forma de armónicos esféricos, y por lo tanto se describen usando polinomios de Legendre. También por razones históricas a estas subcapas (o subniveles), se les asigna una letra, que hace referencia al tipo deorbital que describe el estado electrónico (s, p, d, f, ...),Los valores que puede tomar l son: 0, 1, 2, 3, 4,...,(n-1), siendo n el número cuántico principal. El tercer número cuántico, m, puede tomar los valores desde -l a l, y por lo tanto hay un total de 2l+1 estados degenerados posibles. Cada uno de éstos puede ser ocupado por dos electrones con espines opuestos, consecuencia de los dos posibles valores de la proyección sobre el eje z del espín electrónico, ms, que puede tomar los valores +1/2 ó -1/2. Esto da un total de 2(2l+1) electrones en total (tal como se puede ver en la tabla siguiente).
Valor de lLetraMáximo número
de electrones
0s2
1p6
2d10
3f14
Número cuánticoValores posibles
n1, 2, 3,...
l0,..., (n-1)
m-l, (-l+1),..., 0,....,(+l-1), +l
ms-1/2, +1/2

[editar]Notación

En Física y Química se utiliza una notación estándar para describir las configuraciones electrónicas de átomos y moléculas. Para los átomos, la notación contiene la definición de los orbitales atómicos (en la forma n l, por ejemplo 1s, 2p, 3d, 4f) indicando el número de electrones asignado a cada orbital (o al conjunto de orbitales de la misma subcapa) como un superíndice. Por ejemplo, el hidrógenotiene un electrón en el orbital s de la primera capa, de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s1. El litio tiene dos electrones en la subcapa 1s y uno en la subcapa 2s (de mayor energía), de ahí que su configuración electrónica se escriba 1s2 2s1(pronunciándose "uno-ese-dos, dos-ese-uno"). Para el fósforo (número atómico 15), tenemos: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Para átomos con muchos electrones, esta notación puede ser muy larga por lo que se utiliza una notación abreviada, que tiene en cuenta que las primeras subcapas son iguales a las de algún gas noble. Por ejemplo, el fósforo, difiere del argón y neón (1s2 2s2 2p6) únicamente por la presencia de la tercera capa. Así, la configuración electrónica del fósforo se puede escribir respecto de la del neón como: [Ne] 3s2 3p3. Esta notación es útil si tenemos en cuenta que la mayor parte de las propiedades químicas de los elementos vienen determinadas por las capas más externas.
El orden en el que se escriben los orbitales viene dado por la estabilidad relativa de los orbitales, escribiéndose primero aquellos que tienen menor energía orbital. Esto significa que, aunque sigue unas pautas generales, se pueden producir excepciones. La mayor parte de los átomos siguen el orden dado por la regla de Madelung. Así, de acuerdo con esta regla, la configuración electrónica del hierro se escribe como: [Ar] 4s2 3d6. Otra posible notación agrupa primero los orbitales con el mismo número cuántico n, de tal manera que la configuración del hierro se expresa como [Ar] 3d6 4s2 (agrupando el orbital 3d con los 3s y 3p que están implicitos en la configuración del argón).
El superíndice 1 de los orbitales ocupados por un único electrón no es obligatorio.4 Es bastante común ver las letras de los orbitales escritas en letra itálica o cursiva. Sin embargo, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda utilizar letra normal, tal y como se realiza aquí.

Distribución electrónica
Electron orbitals.svg
Es la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller:
Para comprender el diagrama de Moeller se utiliza la siguiente tabla:
spdf
n = 1
1s
n = 2
2s
2p
n = 3
3s
3p
3d
n = 4
4s
4p
4d
4f
n = 5
5s
5p
5d
5f
n = 6
6s
6p
6d
n = 7
7s
7p
Para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):
1s
2s
2p 3s
3p 4s
3d 4p 5s
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p
Este principio de construcción (denominado principio de Aufbau, del alemán Aufbau que significa 'construcción') fue una parte importante del concepto original de Bohr de configuración electrónica. Puede formularse como:7
sólo se pueden ocupar los orbitales con un máximo de dos electrones, en orden creciente de energía orbital: los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía.
Así, vemos que se puede utilizar el orden de energías de los orbitales para describir la estructura electrónica de los átomos de los elementos. Un subnivel s se puede llenar con 1 ó 2 electrones. El subnivel p puede contener de 1 a 6 electrones; el subnivel d de 1 a 10 electrones y el subnivel f de 1 a 14 electrones. Ahora es posible describir la estructura electrónica de los átomos estableciendo el subnivel o distribución orbital de los electrones. Los electrones se colocan primero en los subniveles de menor energía y cuando estos están completamente ocupados, se usa el siguiente subnivel de energía superior. Esto puede representarse por la siguiente tabla:
spdf
n = 1
2
n = 2
2
6
n = 3
2
6
10
n = 4
2
6
10
14
n = 5
2
6
10
14
n = 6
2
6
10
n = 7
2
6
Para encontrar la configuración electrónica se usa el mismo procedimiento anterior incluyendo esta vez el número máximo de electrones para cada orbital.
1s2
2s2
2p6 3s2
3p6 4s2
3d10 4p6 5s2
4d10 5p6 6s2
4f14 5d10 6p6 7s2
5f14 6d10 7p6
Finalmente la configuración queda de la siguiente manera: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f146d10 7p6

Para determinar la configuración electrónica de un elemento, basta con calcular cuántos electrones hay que acomodar y entonces distribuirlos en los subniveles empezando por los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén distribuidos. Un elemento con número atómico mayor tiene un electrón más que el elemento que lo precede. El subnivel de energía aumenta de esta manera:

  • Subnivel s, p, d o f: Aumenta el nivel de energía.
Sin embargo, existen excepciones, como ocurre en los elementos de transición al ubicarnos en los grupos del cromo y del cobre, en los que se promueve el electrón dando así una configuración fuera de lo común.




SEGUNDA PARTE CONFIGURACIO ELECTRONICA 

Encontrar la configuración electrónica de los siguientes elementos:
1.-C24        2.- Ne10     3.-Ag47    4.-S16     5.-Pb82
Comprueba tus resultados 
http://www.educaplus.org/play-73-Configuraci%C3%B3n-electr%C3%B3nica.html