UNIONES QUÍMICAS

Uniones químicas

Los elementos que encontramos en la tabla periódica, en la naturaleza no se hallan aislados. ¿Por qué? Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su estabilidad. Esta estabilidad se alcanza cuando los átomos se unen entre sí para adquirir la estructura electrónica del gas inerte o noble más cercano en la tabla periódica, formando lo que llamamos: unión química entre átomos o enlace químico entre átomos.
Según la naturaleza de los elementos que forman la unión, la misma será:
 unión iónica o electrovalente: es cuando la unión se realiza entre un elemento metálico y un elemento no metálico.
 unión covalente: es cuando la unión tiene lugar entre dos elementos que son no metales.
 unión metálica: esta unión tiene lugar entre dos elementos que poseen electronegatividad baja y similar.

Ninguno de los átomos de la unión atrae con gran fuerza a los electrones de la unión, por lo cual los electrones externos se hallan relativamente libres, formando una red cristalina de cationes. Los electrones que se encuentran libres entre estos cationes le otorgan estabilidad a esta red cristalina. La movilidad de los electrones en los metales explica propiedades como: la conducción del calor, la conducción de la electricidad y el brillo de los metales.

Regla del octeto: Cuando se forman las uniones químicas entre átomos, cada uno de ellos adquiere la estructura electrónica del gas inerte más cercano, quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones, excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones.
Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO
 Unión iónica Se produce entre un elemento metálico y un elemento no metálico. En los enlaces iónicos, los electrones de valencia de un metal se transfieren a un no metal. Ejemplo 1: unión entre SODIO (metal) y CLORO (no metal)

Propiedades de los Compuestos iónicos - Puntos de fusión y ebullición elevados - Sólidos duros y quebradizos - Baja conductividad eléctrica y térmica al estado sólido

Unión covalente
Es la unión que se produce entre elementos NO METÁLICOS. En ésta unión ninguno de los elementos cede electrones.
En los enlaces covalentes, los electrones de valencia no se transfieren de un átomo a otro, sino que se comparten para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano.
Características del enlace covalente
• Es muy fuerte y se rompe con dificultad.
• Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes polares. Ejemplo: un enlace O-H
• Si la diferencia de electronegatividades es poca, tenemos un enlace no polar y se favorecerá la solubilidad de la substancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o F-F


 Electronegatividad Es la capacidad que tiene un átomo para atraer a un par de electrones en una unión covalente La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período en la Tabla periódica, coincidiendo con la disminución del carácter metálico de los elementos. En cada grupo, la electronegatividad disminuye al aumentar el número atómico indicando un aumento en el carácter metálico. Los metales de transición no siguen esta tendencia. Los elementos más electronegativos (los halógenos, oxígeno, nitrógeno y azufre) están ubicados en el ángulo superior derecho de la Tabla Periódica, y los menos electronegativos (los metales alcalinos y alcalinotérreos) se encuentran en el ángulo inferior izquierdo. Los átomos de elementos con diferencias de electronegatividad grandes tienden a formar enlaces iónicos, dado que los elementos menos electronegativos donan su(s) electrón(es) al átomo del elemento de mayor electronegatividad.

 Unión covalente polar y no polar En un enlace covalente polar las moléculas presentan una distribución no uniforme de carga eléctrica.


Unión metálico
El enlace metálico es el que mantiene unidos los átomos de los metales. El modelo más sencillo de enlace metálico se basa en una de las propiedades características de los metales: su baja electronegatividad (ceden electrones con facilidad). Así pues el enlace metálico podemos describirlo como una disposición muy ordenada y compacta de iones positivos del metal (red metálica) entre los cuales se distribuyen los electrones perdidos por cada átomo a modo de “nube electrónica”. Es importante observar que los electrones pueden circular libremente entre los cationes, no están ligados (sujetos) a los núcleos y son compartidos por todos ellos. Esta nube electrónica hace de “colchón” entre las cargas positivas impidiendo que se repelan y manteniendo unidos los átomos del metal.

En los metales tampoco se forman moléculas individuales. La situación es muy parecida a la encontrada en el caso de los compuestos iónicos. La fórmula de un metal representa al átomo metálico correspondiente. Ejemplos: Fe: hierro; Au: Oro; Cu: cobre...

Propiedades de las uniones

 Propiedades de las sustancias iónicas:
 Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas.
 Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos.
 Son solubles en disolventes polares como el agua.
 Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.

 Propiedades de los compuestos covalentes:
 Los compuestos covalentes suelen presentarse en estado líquido o gaseoso aunque también pueden ser sólidos. Por lo tanto sus puntos de fusión y ebullición no son elevados.
 La solubilidad de estos compuestos es elevada en disolventes polares, y nula su capacidad conductora.
 Los sólidos covalentes macromoleculares, tienen altos puntos de fusión y ebullición, son duros, malos conductores y en general insolubles.

 Propiedades de las uniones metálicas:
 Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
 Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas.
 Presentan brillo metálico.
 Son dúctiles y maleables.
 Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor

QUIIMICA ACTIVIDADES EN LABORATORIO MEDICION DE VOLUMEN

VOLUMETRIA DE LIQUIDOS

Volumetría es el proceso que permite medir y determinar volúmenes. El volumen, por su parte, es la magnitud que señala la extensión de algo en alto, ancho y largo, teniendo que como unidad al metro cúbico.

La noción también se emplea para nombrar al conjunto de estas mediciones. En este sentido, puede hablarse de la volumetría de un edificio cuando ya se ha medido el volumen de su estructura.
En el terreno específico de la química, la volumetría es un proceso que se lleva a cabo para realizar un análisis de tipo cuantitativo. En este caso, la volumetría consiste en medir qué volumen de un reactivo se debe gastar hasta que se genere una cierta reacción en la sustancia que está siendo analizada.

INS

PROBETA GRADUADA

PIPETAS DE DOBLE AFORO

VASO DE PRECIPITACIÓN

TERMÓMETRO

TEMAS DE PRIMER AÑO EPJA N°4

Propiedades de la materia

Propiedades EXTENSIVAS
Las presentan los cuerpos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tal es el caso de la masa, peso, volumen, la inercia, la energía, impenetrabilidad, porosidad, divisibilidad, elasticidad, maleabilidad, tenacidad y dureza entre otras.

Propiedades INTENSIVAS
Permiten distinguir una sustancia de otra. Su valor es independiente de la cantidad de materia. Las propiedades características se clasifican en:

Físicas
Es el caso de la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, el módulo de Young y las propiedades organolépticas.

Químicas
Están constituidas por el comportamiento de las sustancias al combinarse con otras, y los cambios con su estructura íntima como consecuencia de los efectos de diferentes clases de energía.

Ejemplos:
corrosividad de ácidos
poder calorífico
acidez
reactividad

Ley de la conservación de la materia
Como hecho científico la idea de que la masa se conserva se remonta al químico Lavoisier, el científico francés considerado padre de la Química moderna que midió cuidadosamente la masa de las sustancias antes y después de intervenir en una reacción química, y llegó a la conclusión de que la materia, medida por la masa, no se crea ni destruye, sino que sólo se transforma en el curso de las reacciones. Sus conclusiones se resumen en el siguiente enunciado: En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. El mismo principio fue descubierto antes por Mijaíl Lomonosov, de manera que es a veces citado como ley de Lomonosov- Lavoisier, más o menos en los siguientes términos: La masa de un sistema de sustancias es constante, con
independencia de los procesos internos que puedan afectarle, es decir, "La suma de los productos, es igual a la suma de los reactivos, manteniéndose constante la masa". Sin embargo, tanto las técnicas modernas como el mejoramiento de la precisión de las medidas han permitido establecer que la ley de Lomonosov-Lavoisier, se cumple sólo aproximadamente.
La equivalencia entre masa y energía descubierta por Einstein obliga a rechazar la afirmación de que la masa convencional se conserva, porque masa y energía son mutuamente convertibles. De esta manera se puede afirmar que la masa relativista equivalente (el total de masa material y energía) se conserva, pero la masa en reposo puede cambiar, como ocurre en aquellos procesos relativísticos en que una parte de la materia se convierte en fotones. La conversión en reacciones nucleares de una parte de la materia en energía radiante, con disminución de la masa en reposo; se observa por ejemplo en procesos de fisión como la explosión de una bomba atómica, o en procesos de fusión como la emisión constante de energía que realizan las estrellas.

REGLA DE LAS DIAGONALES Y CONFIGURACION ELECTRONICA

¿Cómo representar la configuración electrónica de un elemento químico?

Antes dijimos que la configuración electrónica del Bromo es:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5.

¿Y qué significa esto?

Veamos sólo la primera parte: 1s2
1 = El nivel
s = El subnivel
2 = El número de electrones.

La configuración electrónica de un elemento químico describe cuántos electrones hay en cada nivel y en cada subnivel.

Para representar la configuración electrónica de un elemento existe una herramienta llamada “tabla de diagonales”; se llama así por la posición que tienen las flechas que atraviesan a los subniveles.

La “tabla de diagonales” nos recuerda que:
 Un átomo puede tener como máximo 7 niveles que van del núcleo del átomo hacia afuera y que se representan desde la letra “K” hasta la letra “Q” respectivamente.
 Cada nivel tiene un cierto número de subniveles. En orden, los subniveles y la cantidad de electrones que aloja cada uno son:
o subnivel “s”: acepta 2 electrones.
o subnivel “p” acepta 6 electrones.
o subnivel “d” acepta 10 electrones.
o subnivel “f” acepta 14 electrones.

Para obtener la configuración electrónica de cualquier elemento se debe seguir el orden de las flechas (de arriba para abajo y de derecha a izquierda). Si escribimos este orden de las flechas, se forma una cadena así:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

Continuemos con el ejemplo del Bromo que tiene un número atómico de 35 (z= 35):
 número atómico = 35 (significa que tiene 35 protones);
 35 protones = 35 electrones (el número de electrones que debemos representar en una configuración electrónica).

A cada parte de la cadena de la configuración electrónica sólo hay que añadirle el número de electrones que caben en cada subnivel hasta anotar todos los electrones que tenemos que representar:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Observa que el último subnivel (4p) puede alojar hasta 6 electrones, sin embargo en la configuración electrónica del Bromo sólo tiene 5 electrones porque:
2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 5 = 35 electrones.


Para deducir el número del grupo (del 1 al 8) al que pertenece un elemento en la tabla periódica:
o Debemos conocer la letra.

o Si pertenece a la letra “A”: el número será igual a los electrones del subnivel “s” o a la suma de los electrones en “s, p” (cuando haya electrones en el subnivel “p”) del último nivel.

o Si pertenece a la letra “B”: el número será igual a los electrones del subnivel “d” y “s” del último nivel que tenga estos subniveles.

o Si el resultado es 3, 4, 5, 6 ó 7 el grupo es 3B, 4B, 5B, 6B, 7B respectivamente.

o Si el resultado es 8, 9, ó 10 el grupo es 8B primera columna, 8B segunda columna, 8B tercera columna respectivamente.

o Si el resultado es 11 el grupo será 1B.

o Si el resultado es 12 el grupo será 2B.

En el ejemplo del bromo.

3. La configuración electrónica para deducir la Valencia de un elemento:

La valencia define la forma en que los átomos se enlazan entre sí para generar compuestos. La valencia puede ser positiva o negativa:

o Cuando tiene menos de 4 electrones se dice que “tiene valencia positiva” pues puede donarlos y
o Cuando tiene más de 4 electrones se dice que “tiene valencia negativa” pues puede aceptar electrones.

La valencia es igual al número de electrones presentes en el último nivel electrónico ocupado de cada elemento; a éste nivel se le llama: “capa electrónica de valencia”.

En el ejemplo del bromo…

Otro ejemplo:
Representa la configuración electrónica del elemento “Plata” y deduce:
El periodo al que pertenece en la tabla periódica,
El grupo al que pertenece en la tabla periódica,
La valencia que tiene este elemento.

» Plata (Ag).

» Número atómico: 47 (z = 47)

1. Para obtener la configuración electrónica de un elemento químico se necesita...
Conozcamos el número atómico (Z):

Número atómico = número de protones = número de electrones.

Z= 47

47 lectrones.

Representemos la configuración electrónica de (Ag):

Entonces: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9

                    2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2 + 9

a. Deducción del periodo:

El último nivel energético que ocupa un electrón en la configuración electrónica de este elemento es en el nivel 5; por lo tanto, este
elemento corresponde al: Periodo 5

b. Deducción del grupo:

Para obtener la letra a la que pertenece este elemento:

El último subnivel ocupado termina en “d” por lo que la plata pertenece a un grupo de la letra “B”.

Para obtener el número al que pertenece este elemento:

De acuerdo a las reglas para obtener el número vemos que pertenece a la letra “B” y que para obtener el número debemos sumar los electrones de los subniveles “s” y “d” del último nivel que los contiene. Al sumar los electrones 2 + 9 obtenemos 11, la regla dice que si el resultado es 11 pertenece al número

1. Por tanto la Plata (Ag) pertenece al grupo 1B.

c. Deducción de su valencia:

El grupo al que pertenece la plata es 1B; por lo tanto la valencia de la plata es 1.

1.- ¿Cuál es la configuración electrónica del Hierro (Fe Z=26)? 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.

2.- Deduce el periodo, grupo y valencia del Potasio (K Z=19).

a) Número de electrones: 19 electrones.

b) Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1.

c) Periodo: En el último nivel energético hay un electrón por lo tanto este elemento corresponde al periodo 4.

d) Grupo: Letra A porque termina en el subnivel “s”; Número 1 porque en el último subnivel “s” hay un solo electrón. Por
lo tanto pertenece al grupo 1A.

e) Valencia: es igual a 1 porque pertenece al grupo 1A.

3.- ¿Cuál es la configuración electrónica del Carbono (C Z=6)? 1s2 2s2 2p2.

4.- Deduce el periodo, el grupo y la valencia del Oro (Au Z= 79).

e) Número de electrones: 79.

f) Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d9.

g) Periodo: 5 porque el último nivel electrónico en el que hay por lo menos un electrón es 5.

h) Grupo: Letra B por que termina en el subnivel “d”. Número 1 porque el último nivel que tiene “s y d”. (2+9 =11).

Cuando el resultado de la suma es 11 pertenece a un grupo 1. Por tanto 1B.
i) Valencia: 1 porque pertenece al grupo 1B.

5.- ¿Cuántos electrones puede contener el nivel 4 (N) si tiene subniveles s, p, d, f? 32 electrones.