Diapositiva 1

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.

Tipo de orbital Nº orbitales Nº e-
s 1 2
p 3 6
d 5 10
f 7 14
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



Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.
s 12 AlcalinosAlcalino-térreos n s1n s2
p 131415161718 TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases nobles n s2 p1n s2 p2n s2 p3n s2 p4n s2 p5n s2 p6
d 3-12 Elementos de transición n s2(n1)d1-10
f   El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n1)d1(n2)f1-14

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.
METALES NO METALES
1.- Las capas externas contienen pocos electrones, tres o menos. 1.-Las capas externas contienen 4 o mas electrones a excepción del H y He.
2.- Forman cationes por pérdida de electrones. 2.- Forman aniones por ganancia de electrones.
3.- Forman compuestos iónicos con los no metales. 3.-Forman compuestos iónicos con los metales.
4.- Estado sólido caracterizado por enlace metálico 4.- Moléculas enlazadas covalentemente.
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 2p6 3s1 Período
3 Ga Z 31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p1 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

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
Mg Z 12 Se Z 34 Zr Z 40
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 2p6 3s1 Grupo 1 Cl
Z 17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Grupo 17 Zn Z 30 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 3d10 Grupo 12
25
EJERCICIO 2
Indique a qué grupo pertenecen los siguiente
elementos
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Grupo 2 1s2 2s2
2p6 3s2 3p1 Grupo 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 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



Radio Atómico
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
29
(No Transcript)
30



El Potencial de Ionización
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
La Afinidad Electrónica
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
La Electronegatividad
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


El Carácter Metálico
 

• 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
• (Z37)
• (Z49)
• (Z51)

35

Bibliografía

1.- Propiedades Periódicas. (2007). Página Web
en línea. Disponible enes.geocities.com/segundob
ach/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 enes.wikipedia.org/wi
ki/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

1. Ley de Conservación de la masa.
2. Ley de Proporciones definidas.
3. Ley de proporciones múltiples.

Leyes Fundamentales

1. Átomo
2. Molécula
3. Elemento
4. 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 mol es 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

• 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
51






Estequiometría de Ecuación

Principales Tipos de Reacciones


Adición A B ? C CaO H2O ? Ca(OH)2
Doble sustitución AB CD ? AD CB 2 NaOH
H2SO4 ? Na2SO4 2 H2O

Descomposición C ? A B CaCO3 ? CaO
CO2
Sustitución A BC ? AC B 2 HCl Mg ? MgCl2
H2
2 NaOH (s) H2 SO4 (ac) ?
Na2SO4 (ac) 2 H2O ( l )
2 moles 1 mol
? 1 mol 2 moles
2mol (40) g/mol 1 mol (98) g/mol ? 1mol
(142) g/mol 2mol (18) g/mol
2 NA molc 1 NA molc ?
1 NA molc 2 NA molc
52
Estequiometría de Ecuación

1. Pureza de los Reactivos.
2. Reactivo límite y exceso.
3. Rendimiento de una Reacción

Estequiometría de Ecuación

Pureza de los Reactivos Se refiere a la cantidad
de sustancia pura presente en la muestra.
Generalmente se expresa en porcentaje.
Pureza Impurezas 100
Si un reactivo tiene 90 de pureza
53






Estequiometría de Ecuación



Reactivo límite y reactivo en exceso




Aquel reactivo que se ha consumido por completo
en una reacción química se le conoce con el
nombre de reactivo limitante pues determina o
limita la cantidad de producto formado.
Mg S ? MgS Antes
Juan necesita 4 tornillos con su tuerca cada uno.
Se dirige a la ferretería y le informan que sólo
tienen 4 tornillos y 2 tuercas.
Mg S ? MgS Después
54






Estequiometría de Ecuación


Rendimiento de una Reacción Química ( R )




La cantidad de producto que debiera formarse si
todo el reactivo limitante se consumiera en la
reacción, se conoce con el nombre de rendimiento
teórico. A la cantidad de producto realmente
formado se le llama simplemente rendimiento o
rendimiento de la reacción. En la práctica no
siempre se puede obtener la cantidad de producto
teóricamente predecible, en función de las
relaciones estequiométricas. En general, esto se
debe a 1) Condiciones termodinámicas y
cinéticas no favorables. 2) La separación y
purificación del producto deseado no es
eficiente. 3) Alguno de los reactantes contiene
impurezas que disminuyen el rendimiento.


55






EJERCICIO 2



Se hacen reaccionar 350 g de carbonato ácido de
sodio, NaHCO3 al 18 de impurezas con
192,08 g de ácido sulfúrico, H2SO4 según la
siguiente reacción NaHCO3 (s) H2SO4 (ac)
? Na2SO4 (ac) CO2 (g) H2O (l)

• Determinar
• Gramos de sulfato de sodio, Na2SO4 que se
  producen.
• Moléculas de agua que se producen.
• Moles de CO2 realmente obtenidos, si el
  porcentaje de rendimiento del CO2 es de 83,5
  

1. Datos del problema.
2. Balanceo de la Ecuación.
3. Pureza de los reactivos.
4. Reactivo limite y exceso.
5. Cálculos estequiométricos

56
2 NaHCO3 (s) H2SO4 (ac) ? Na2SO4 (ac)
2 CO2 (g) 2 H2O (l)
2 mol 1 mol ? 1
mol 2 mol 2 mol
2 mol x 84 g/mol 1 mol x 98 g/mol ? 1 mol x142
g/mol 2 mol 44 g/mol 2 mol x 18 g/mol
168 g 98 g ? 142 g
88 g 36 g
266 g de reactivos ? 266 g de
productos
Datos
350 de NaHCO3 al 18 de impurezas y 192,08 g de
H2SO4
Pureza Impurezas 100
Pureza 100 - 18 82
57
g Puros 287 g puros de NaHCO3
Transformo a moles las masas de reactivos
nNaHCO3 3,146 mol
n H2SO4 1,96 mol
58

• Necesito 1,573 mol de H2SO4 para que reaccionen
  completamente los 3,146 mol de NaHCO3, y si los
  tengo.
• Reactivo limite o limitante será el NaHCO3
• Reactivo en exceso será el H2SO4

2 mol NaHCO3 ____________ 1 mol H2SO4 3,146 mol
NaHCO3_________ x x
1,573 mol H2SO4
a) 2 mol NaHCO3 ____________ 142 g Na2SO4
3,146 mol NaHCO3_________ x
x 223,37 g Na2SO4

• 2 mol NaHCO3____________2 mol x 6,022 x1023
  moléculas H2O
• 3,146 mol NaHCO3_________ x
  x 1,89 x 1024 moléculas H2O

c) 2 mol NaHCO3 ____________ 2 mol CO2
3,146 mol NaHCO3_________ x
x 3,146 mol CO2 R mol Real/mol Teóricos
x 100 mol real R x mol Teóricos/ 100
mol real 83,5 3,146 mol/100 mol
real obtenidos de CO2 2,63 mol
59






BIBLIOGRAFÍA






1.- Estequiometría química, conceptos y
definiciones (2007). Página Web en línea.
Disponible en www.elprisma.com/apuntes/curso.asp?
id6091 - 28k - (20/05/09)

• 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 Educativo Interamericano. (1977).

4.- Enciclopedia Wikipedia. Enciclopedia libre
(2007). Página Web en línea. Disponible en
es.wikipedia.org/wiki/Estequiometría - 25k
(22/05/09)

• 5.- Silberberg Martin S. Química General, Primera
  Edición en Español México, Buenos Aires. Etc.,
  McGraw-Hill. (2002).

60
Muchas Gracias Preguntas??
61






Introducción






Ley de Conservación de la masa
En toda reacción química la masa de las
sustancias presentes permanece constante, es
decir, la suma de la masa de los reactivos es
igual a la suma de la masa de los productos.

Ley de Proporciones definidas

• Los elementos químicos que forman un compuesto
  definido, están combinados siempre en una misma
  proporción en masa.

Ley de Proporciones Múltiples

• Cuando un elementos químico forman más de un
  compuesto, las cantidades de ese elemento que se
  combinan con una cantidad fija del otro, están en
  una relación de números enteros y pequeños.