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martes, 13 de mayo de 2014
Prefijos y sufijos
Vídeo sobre los prefijos y sufijos en inglés para poder aumentar nuestro rango de vocabulario para nuestras composiciones en selectividad
Composición de ejemplo para selectividad
Vídeo de un ejemplo de composición de selectividad y consejos para mejorar nuestros writings
Óxidos
Son combinaciones binarias de oxígeno con otro elemento.
Se clasifican en:
·
óxidos metálicos.
·
óxidos no-metálicos.
Óxidos metálicos.
Son combinaciones binarias de oxígeno con metal. Cuanto
más iónico es el enlace por ser el metal más electropositivo más básico es el
óxido. Existen metales, tales como el cromo que forman varios tipos de óxidos;
en estos casos cuanto mayor sea el estado de oxidación del metal más ácido será
el óxido; así el CrO3 tiene características claramente ácidas y por
adición de agua formará el ácido crómico.
Los óxidos más iónicos tienen estructura cristalina con
altos puntos de fusión y ebullición que al disolverse en agua tienen carácter
básico: K2O + H2O ® 2 K+ + 2 OH–.
En cambio los óxidos formados con metales de electronegatividad
intermedia no se disuelven en agua y son anfóteros.
Óxidos no metálicos.
Sus átomos están unidos por enlaces covalentes y tienen características
ácidas ya que al reaccionar con el agua forman los ácidos oxácidos. Antiguamente
se les llamaba anhídridos
Poseen puntos de fusión y ebullición bajos.
Los óxidos más importantes son los de carbono, nitrógeno y
azufre.
Hidruros
Son combinaciones binarias de hidrógeno con otro elemento.
Se clasifican en:
·
Iónicos o metálicos.
·
Covalentes o no-metálicos.
Los hidruros más importantes son el agua, el amoniaco y
los haluros de hidrógeno.
Hidruros metálicos.
Se forman cuando el hidrógeno se combina con un metal. En éstos
compuestos el hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 y los metales actúan
con su estado de oxidación habitual. Al formular, el hidrógeno se escribe siempre
a la derecha.
Lo hidruros metálicos forman predominantemente enlace
iónico y son reductores dado el fuerte carácter reductor del ión H– (E0 H2(g)/H–(aq) = –2,25 V).
Hidruros no metálicos.
Se forman cuando el hidrógeno se combina con un no metal. En éstos
compuestos el hidrógeno actúa con estado de oxidación: +1.
Los hidruros formados tanto con el azufre como con los
halógenos, una
vez disueltos en agua, se transforman en ácidos hidrácidos.
·
Los hidruros covalentes forman más o menos
polares y tienen bajos puntos de fusión y ebullición. La energía de enlace de
dichos hidruros crece al situarse el no-metal más hacia arriba y hacia la
derecha de la tabla, al igual que sucede con la polaridad del enlace y la
estabilidad de dichos compuestos.
·
Sin embargo, el carácter ácido aumenta según el
no-metal se encuentra más a la derecha y más hacia abajo en la tabla periódica
siendo el HI el ácido más fuerte.
·
El poder reductor aumenta conforme más metálico
sea el elemento.
Características
generales
·
A temperatura ambiente es un gas incoloro, si
bien su puntos de fusión y ebullición son más elevados de lo que les
correspondería debido a la unión entre moléculas por puentes de hidrógeno.
·
Tiene un olor sofocante muy característico.
·
Puede licuarse a temperaturas ordinarias.
·
Es muy soluble en agua y el volumen del líquido
incrementa notablemente.
·
El amoniaco es claramente una base débil con una
constante de basicidad Kb = 1,8·10 –5, que se une a los
ácidos formando sales amónicas.
·
Al disolverse en agua forma los iones amonio e
hidróxido: NH3 + H2O Á NH4+
+ OH–.
·
A partir de los 500 ºC empieza a descomponerse
en N2 y H2.
·
A alta temperaturas posee un marcado carácter
reductor capaz de reducir óxidos metálicos desprendiendo nitrógeno: 3 CuO + 2
NH3 Á 3 Cu + N2 + 3 H2O. Con
oxígeno se oxida a nitrógeno o a monóxido de nitrógeno si se usa como catalizador
platino.
Halógenos
Son los siguientes elementos: flúor , cloro, bromo, yodo y
astato y constituyen el grupo 17 de la Tabla Periódica.
El término “halógeno” significa “formador de sales” y los
compuestos formados por halógenos y metal se llaman sales haloideas. No se
encuentran libres en la naturaleza, sino formando haluros de metales alcalinos
y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las
series de desintegración radiactiva.
Propiedades:
· Configuración electrónica: ns2p5.
·
Los estados de oxidación más usuales son –1 en
compuestos iónicos y covalentes polares y +1, +3, +5 y +7, a excepción del
flúor, en compuestos covalentes con elementos más electronegativos,
especialmente con oxígeno,.
·
Es el único grupo en el que todos sus elementos
son claramente no-metales..
·
Presentan alta afinidad electrónica (muy
negativa), que lógicamente es mayor en valor absoluto según subimos en el grupo
(excepto el flúor).
·
Igualmente, presentan muy altos valores de
primera energía de ionización, tan sólo superados por los gases nobles.
·
Los valores de electronegatividad también son
los de los más altos, siendo el flúor el elemento más electronegativo que se
conoce.
·
Forman moléculas diatómicas X2 cuyos
átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y cuya energía de enlace
disminuye al descender en el grupo (excepto el flúor).
·
Son oxidantes muy enérgicos disminuyendo el
carácter oxidante según se desciende en le grupo.
Anfígenos
Son los siguientes elementos: oxígeno, azufre, selenio,
teluro y polonio y constituyen el grupo 16 de la Tabla Periódica.
Teniendo en cuenta que una gran parte de los
constituyentes de la corteza son óxidos, sulfuros y sales oxigenadas, los
elementos de este grupo son los más abundantes de todos, destacando el oxígeno
con más del 50 % en masa de toda la corteza terrestre; le sigue en abundancia
el azufre; sin embargo, los demás son menos frecuentes, siendo el polonio muy
raro, ya que se obtiene como producto intermedio de las series de desintegración,
siendo su vida media corta.
Anfígeno fue significa formador de ácidos y bases. El
oxígeno y el azufre se encuentran en la naturaleza en estado elemental, aunque
también formando son óxidos, sulfuros y sulfatos.
Propiedades:
· Configuración electrónica: ns2p4.
·
Los estados de oxidación más usuales son –2, +2,
+4 y +6.
·
El oxígeno y azufre son no-metales, mientras que
el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas
diatómico, el azufre es un sólido amarillo formado por moléculas cíclicas de
ocho átomos y el polonio un metal pesado.
·
El carácter ácido de los oxoácidos disminuye según
se desciende en el grupo, mientras que el de los calcogenuros de hidrógeno
aumenta, siendo todos ellos débiles en disolución acuosa.
·
Las combinaciones hidrogenadas de los elementos
de este grupo, con excepción del agua, son gases tóxicos de olor desagradable.
Reacciones:
Nitrogenoideos
Son los siguientes elementos: nitrógeno, fósforo, arsénico,
antimonio y bismuto y constituyen el grupo 15 de la Tabla Periódica.
Únicamente forman el 0,35 % de la masa de la corteza
terrestre. A veces se presentan nativos pero o más habitual es encontrarlos
como óxidos o sulfuros.
Propiedades:
· Configuración electrónica: ns2p3.
· El
carácter metálico se incrementa según se desciende en el grupo. Así, mientras
el nitrógeno es un no-metal típico, el fósforo, el arsénico y antimonio,
considerados también como no-metales, presentan algunas propiedades metálicas y
el bismuto es un metal pesado.
· Mientras
el nitrógeno es un gas por formar moléculas biatómicas, el resto de los
elementos son sólidos, si bien disminuyen los puntos de fusión a partir del
arsénico, al descender el carácter
covalente de los enlaces y aumentar el metálico.
· Al
encontrarse los orbitales “p” semiocupados el potencial de ionización es bastante
elevado, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.
· Poseen
estado de oxidación –3 frente a los electropositivos, y +3 y +5 frente a los electronegativos. El
nitrógeno tiene todos los estados de oxidación comprendidos entre –3 y 5.
·
Las combinaciones con oxígeno con E.O. = +5 son
siempre ácidas, disminuyendo su fuerza según se desciende en el grupo, mientras
que con E.O. = +3 el Bi(OH)3 es básico; sin embargo, el resto de
hidróxidos son ácidos, tanto más cuanto más arriba se encuentre el elemento en
el grupo.
·
Los hidruros de los elementos de este grupo son
agentes reductores muy efectivos
· El
fósforo, arsénico y antimonio, así como sus compuestos, son tóxicos.
Carbonoideos
Son por los siguientes elementos: carbono, silicio,
germanio, estaño, y plomo y constituyen el grupo 14 de la Tabla Periódica.
Más de la cuarta parte de la masa de la corteza terrestre
está formada por dichos elementos, especialmente por el silicio, segundo
elemento más abundante tras el oxígeno. El carbono, constituyente fundamental
de la materia orgánica es el segundo elemento del grupo en abundancia.
En estado natural sólo se encuentran carbono, estaño y
plomo, si bien lo más común es encontrarlos como óxidos y sulfuros.
Propiedades:
· Configuración electrónica: ns2p2.
· El
carbono es un no-metal, mientras que estaño y plomo son metales típicos, siendo
silicio y germanio semimetales (metaloides).
· Mientras
el carbono en su forma de diamante es muy duro, los metales son mucho más
blandos, de manera que el plomo puede rayarse con la uña. Los semimetales
tienen dureza intermedia.
· Igualmente,
el carbono tiene muy elevados puntos de fusión y ebullición descendiendo estos
según se baja en el grupo.
· Los
estados de oxidación que presentan son +2 y +4. El carbono presenta también el
-4 (carburo), si bien en los compuestos orgánicos puede presentar una gran
variedad de estados de oxidación.
· Mientras
que los óxidos de carbono y silicio son ácidos, los del estaño y plomo son anfóteros.
· El
plomo es tóxico.
Terreos o boroideos
Forman el grupo 13 de la Tabla Periódica. Son el boro, aluminio,
galio, indio y talio.
El nombre del grupo térreos viene de tierra, ya que ésta
contiene una importante cantidad de aluminio que es, con diferencia, el
elemento más abundante del grupo dado que la corteza terrestre contiene un 7%
en
masa de dicho metal.
Al igual que los grupos anteriores son bastante reactivos,
por lo que no se encuentran en estado elemental, sino que suelen encontrarse
formando óxidos e hidróxidos.
Propiedades:
· Configuración electrónica: ns2p1.
·
El boro es claramente un no-metal y es
semiconductor y forma enlaces covalentes, mientras que el resto son metales
típicos aumentando el carácter metálico según descendemos en el grupo, si bien
el aluminio forma enlaces covalentes perfectamente definidos.
· Mientras
el boro es muy duro, los metales son mucho más blandos, destacando el talio que
puede rayarse con la uña.
· Electronegatividad intermedia e
irregular pues crece hacia abajo a excepción del boro.
· Estado de oxidación habitual: +3,
aunque Ga, In y Tl presentan también +1.
· Los
óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros
y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte.
· Puntos de fusión bastante bajos
a excepción del boro, destacando el del galio que es líquido a 30ºC, y puntos
de ebullición intermedios.
· La
mayoría de las sales son solubles en agua.
· Son
buenos reductores, especialmente el aluminio.
· El
boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores
mientras que galio y talio son malos.
Metales Alcalinotérreos
Son los elementos metálicos del grupo 2 de la Tabla Periódica,
a saber, berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio, si bien los
primeros elementos del grupo, berilio y magnesio, tienen unas propiedades
ligeramente distintas.
El nombre del grupo es debido a su situación entre los metales
alcalinos y los elementos térreos y a que muchos de sus compuestos (tierras)
son básicos. Constituyen más del 4% de la corteza terrestre (especialmente
calcio y magnesio).
Al igual que los metales alcalinos no existen en estado
libre debido a su actividad química. Sus propiedades son intermedias a las de
los grupos entre los que se encuentran.
Propiedades:
· Configuración electrónica: ns2.
· Baja energía de ionización, aunque
mayor que los alcalinos del mismo periodo, tanto menor según se avanza en el grupo
hacia abajo.
· Afinidad electrónica positiva.
· Baja electronegatividad, tanto
menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
· Estado de oxidación habitual: +2.
· A excepción del berilio forman
compuestos claramente iónicos.
· La solubilidad en agua de sus
compuestos es bastante menor que la de los alcalinos.
· Son
metales poco densos aunque algo mayor que sus correspondientes alcalinos.
· Sus
colores van desde el gris al blanco.
· Son
más duros que los alcalinos, aunque su dureza es variable (el berilio es muy
duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable).
· Son
muy reactivos, aunque menos que los alcalinos del mismo periodo, aumentando su
reactividad al descender en el grupo.
· Se
oxidan con facilidad por lo que son buenos reductores aunque menos que los
alcalinos del mismo periodo.
· Sus
óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y
sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como
los de los alcalinos.
Metales Alcalinos
Los metales alcalinos, litio, sodio, potasio, rubidio, cesio
y francio integran el grupo 1 de la tabla periódica.
Deben su nombre a la basicidad (alcalinidad) de sus compuestos.
No existen en estado libre debido a su actividad química y
constituyen casi el 5 % de la composición de la corteza terrestre
(especialmente sodio y potasio). Poseen las siguientes
Propiedades:
· Configuración electrónica: ns1.
· Baja primera energía de
ionización, tanto menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
· Baja electronegatividad, tanto
menor según se avanza en el grupo hacia abajo.
· Estado de oxidación habitual: +1.
· Forman siempre compuestos
iónicos.
· Puntos de fusión y ebullición
bastante bajos dentro de los metales, que son menores según se baja en el
grupo, aunque todos son sólidos a temperatura ambiente.
· Densidad también baja dentro de
los metales debido a que son los elementos de cada periodo con mayor volumen
atómico y menor masa. Lógicamente, la densidad aumenta según se baja en el
grupo.
· Marcado carácter reductor con potenciales
estándar de reducción muy negativos, alrededor de –3 V y que disminuye según
descendemos en el grupo, con la excepción del Li, que es el elemento más reductor.
· Poseen estructura cúbica centrada
en el cuerpo.
· La mayoría de sus sales a
excepción de las de litio, son muy solubles en agua, por tratarse de compuestos
muy iónicos.
lunes, 12 de mayo de 2014
Tabla Periódica: Propiedades periódicas
Propiedades
periódicas.
Tal y como viene enunciado en la ley periódica, hay una
serie de propiedades en los elementos que varían de manera periódica al ir
aumentando el número atómico. Vamos a estudiar algunas de ellas.
·
Tamaño del átomo:
ü
Radio atómico:
– Radio covalente.
– Radio metálico.
ü
Radio iónico.
·
Energía de ionización.
·
Afinidad electrónica.
·
Electronegatividad.
·
Carácter metálico.
Tamaño de los átomos.
Radio atómico
Se define como: “la mitad
de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.
Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por
el que están unidos. Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de
enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.
En
un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva, es decir,
hacia la derecha, debido a que los electrones de la última capa estarán más
fuertemente atraídos.
En un grupo, lógicamente aumenta al aumentar el periodo
pues existen más capas de electrones.
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 (menor
apantallamiento o repulsión electrónica). Cuanto mayor sea la carga, menor será
el ion; así, en un mismo periodo, los metales alcalinotérreos serán menores que
los alcalinos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo
apantallamiento, mientras que los alcalinotérreos superan en una unidad la
carga nuclear de los alcalinos.
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; así, en un mismo periodo, los anfígenos serán mayores
que los halógenos correspondientes, dado que en ambos casos existe el mismo
apantallamiento, mientras que los halógenos superan en una unidad la carga
nuclear de los anfígenos.
En general, entre los iones con igual número de electrones
(isoelectrónicos) tiene mayor radio el de menor número atómico, pues la fuerza
atractiva del núcleo es menor al ser menor su carga.
Energía de ionización
(EI).
También llamado potencial de ionización. “Es la energía necesaria para extraer un e–
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, ... e–
extraído.
La EI aumenta hacia arriba en los grupos
al haber una mayor atracción por una “Z*”
parecida y una menor distancia de los electrones externos al núcleo; también
aumenta hacia la derecha en los periodos por una mayor “Z*” y un menor radio. La EI de los
gases nobles al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos es muy grande, pues
se debe extraer un e– a
átomos con configuración electrónica muy estable.
Afinidad electrónica (AE)
“Es la energía
intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e– y forma un
anión”. Es difícil de medir y se suele hacer por métodos indirectos.
Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. Al igual que con la
energía de ionización, hablamos de 1ª, 2ª,… AE.
Es más negativa en los halógenos (crece en valor absoluto
hacia la derecha del sistema periódico y en un mismo grupo hacia arriba) y
suele ser positiva en gases nobles y metales alcalinotérreos.
La 2ª y posteriores AE también
suelen ser positivas, pues se trata de introducir un e– a un anión,
lo que lógicamente está impedido por repulsión electrostática.
Son conceptos opuestos (a mayor “c” menor carácter metálico y viceversa).
La electronegatividad mide la tendencia de un átomo
a atraer los e– de otros átomos a los que está enlazado. Es
un compendio entre EI y AE.
La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos
pues los e– son más atraídos por el núcleo a menores distancias y
hacia la derecha en los periodos ya que hay mayor “Z*” y una menor distancia. Pauling estableció una escala
de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F).
Aunque la Tabla Periódica se clasifica tradicionalmente en
metales, no-metales y gases nobles, no existe una barrera clara entre las dos
primeras clases, existiendo unos elementos llamados semimetales con características intermedias ya que la mayor o menor
tendencia a perder o capturar electrones es gradual a lo largo de la tabla.
Tabla Periódica: Número atómico (Z)
Carga nuclear efectiva (Z*)
Es la carga real que mantiene unido a un e– al
núcleo. Depende de dos factores contrapuestos:
·
Carga nuclear (Z). A mayor ”Z” mayor
”Z*”, pues habrá mayor atracción por
parte del núcleo al haber más protones.
·
Apantallamiento o
efecto pantalla (a) de e– interiores o
repulsión electrónica. A mayor apantallamiento menor ”Z*”.
Así consideraremos que:
Variación de Z* en la tabla.
·
Varía poco al aumentar Z en los e– de
valencia de un mismo grupo, pues aunque hay una mayor carga nuclear
también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e–
de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.
Ejemplo:Z
Z* sobre el e– exterior del Li sería: 3 – 2 = 1,
mientras que en el caso del Na sería: 11 – 10 = 1, es decir apenas varía.
·
Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo
periodo, debido al menor apantallamiento de los e– de la última capa y
al mayor “Z”, de manera que según se avanza en un periodo hacia la derecha
crece más “Z” que “a”, pues el apantallamiento de los e– de ultima capa es
inferior a 1.
Tabla Periódica: Actualidad
En 1913 Moseley ordenó
los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el
número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su
número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y
químicas".
A partir de entonces la clasificación periódica de los
elementos siguió ese criterio, pues en los átomos neutros el número de protones
es igual al de electrones y existe una relación directa entre el último orbital
ocupado por un e– de un átomo (configuración electrónica) y su
posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula
estequiométrica de compuestos que forma.
Se clasifica en cuatro bloques: hozar
·
Bloque “s”: A la izquierda de la tabla, formado por los
grupos 1 y 2.
·
Bloque “p”: A la derecha de la tabla, formado por los grupos
13 al 18.
·
Bloque “d”: En el centro de la tabla, formado por los grupos
3 al 12.
·
Bloque “f”: En la
parte inferior de la tabla.
El hidrógeno (H) de difícil ubicación en la tabla y el
helio (He), claramente en el grupo 18 de los gases nobles, tienen configuración
“s1” y “s2” respectivamente.
| Bloque |
Grupo |
Nombres |
Config. Electrón. |
s
|
1
2 |
Alcalinos Alcalino-térreos |
n s1 n s2 |
p
|
13
14 15 16 17 18 |
Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles |
n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6 |
d
|
3-12
|
Elementos de
transición |
n s2(n–1)d1-10 |
f
|
El. de transición
Interna (lantánidos y actínidos) |
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14 |
Cada uno de los e– de
cada elemento viene determinado por una combinación de cuatro números
cuánticos, de tal manera, que tal y como se enunció en el principio de
exclusión de Pauli: “No hay dos electrones del mismo átomo que tenga los cuatro
números cuánticos iguales,
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