ELEMENTOS QUÍMICOS

Un elemento químico es la especie material más simple compuesta de átomos. Se conocen más de cien elementos, unos de origen natural y otros sintéticos. El oxígeno y el nitrógeno son los componentes más abundantes en el aire; el carbono y el hidrógeno están presentes en composiciones significativas en la materia orgánica. Algunos se encuentran en la naturaleza en combinación con otros elementos como por ejemplo el sodio, cuya fuente principal es el cloruro de sodio contenido en el mar. Otros se encuentran en el subsuelo como las minas de carbón y hierro. Los sintéticos son los fabricados por el hombre. Desde el punto de vista estructural, un elemento se caracteriza por el número de partículas que contienen sus átomos, es decir, por la cantidad de protones, neutrones y electrones. Los protones y neutrones que se mueven en la región central o núcleo del átomo, y los electrones que lo hacen alrededor de este, determinan para un elemento un conjunto de propiedades que lo distinguen de los demás. La Tabla 1 muestra la masa y la carga de cada una de estas partículas

Partícula

Masa, Kg

Carga eléctrica, Coulombios

Protón

1,673x10-27

+ 1,6x10-19

Electrón

9,11x 10-3

- 1,6x 10-19

Neutrón

1,675x10-25

-

Tabla 1. Masa y carga de partículas atómicas

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Se observa que la mayor parte de la masa del átomo está concentrada en el núcleo debido a la diferencia considerable entre las masas de las partículas nucleares y los electrones. El número de protones en el núcleo de un átomo se define como su Número atómico (Z), mientras que la suma de los protones y los neutrones corresponde a su Número másico (A) que es el número entero más próximo a la masa atómica Si se representa por N el número de neutrones, el número másico de un átomo será: A = Z+N El número atómico de un átomo determina el elemento químico correspondiente. Un átomo de número atómico igual a uno corresponde al elemento hidrógeno, mientras que un átomo con 6 protones en su núcleo corresponde al elemento carbono. El símbolo de un elemento químico que indique su contenido de partículas subatómicas se representa como

A Z

X . Por ejemplo, 146C , simboliza un átomo de carbono que contiene

6 protones y 8 neutrones. Isótopos son átomos que tienen el mismo número de protones (mismo número atómico) pero diferente número de neutrones (diferente número másico). Para un isótopo de un elemento, el número de neutrones es la diferencia entre el número másico y el número atómico. Es usual simbolizar los isótopos omitiendo la escritura del número atómico, y escribir el símbolo del elemento seguido del número másico separado por un guión. Al referirse, por ejemplo, al C-14 se entiende que es el isótopo del carbono de número másico 14 y que, por lo tanto, contiene 6 protones y 8 neutrones. Para la mayoría de los elementos no existe, en la naturaleza, un isótopo sencillo sino una mezcla de isótopos que se han ido descubriendo. Hidrógeno, Deuterio y Tritio son los nombres de los tres isótopos del hidrógeno simbolizados por H-1, H-2 y H-3 que contienen respectivamente, cero, uno y dos neutrones. De la misma manera, se conocen tres isótopos del carbono con composiciones nucleares C-12, C-13 y C-14. La masa atómica de un elemento es la suma de las masas del conjunto de sus

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partículas y se expresa en unidades de masa atómica o urna. Un uma se define exactamente como

1 de la masa del átomo de C-12 y su 12

equivalencia en gramo es 1,66x10-24 g

El peso real de un átomo de hidrógeno es 1,67x10-24 g ó 1,008 uma y el peso real de un átomo de carbono es de 2,0x10-23 g ó 12 uma. Interesa conocer la masa atómica media de los átomos que reflejen la abundancia relativa de los distintos isótopos de un elemento. Por ejemplo, si una muestra natural de carbono tomada al azar contiene 98,892 % de C-12 y 1,108 % de C-13, la masa atómica del carbono se calcula como el promedio ponderado de las masas de los isótopos contenidos en dicha muestra. La masa media experimental se llama peso atómico relativo, peso atómico químico o simplemente peso atómico. Estos son los valores que figuran en la Tabla Internacional de Pesos Atómicos y son los que se usan en todos los cálculos químicos. Peso atómico-gramo de un elemento o "átomo-gramo" se define como su masa atómica expresada en gramos. Entonces, el peso atómico del cobre, expresado en gramos es 63,54 g y el del azufre es 32,06 g. El término átomo-gramo es una unidad que designa 6,022x1023 átomos y ha sido reemplazado por el término mol como la unidad básica de cantidad de sustancia en el sistema SI. Es decir, que resumiendo los conceptos anteriores podemos escribir las siguientes equivalencias 1 mol de átomos = 6.022x1023 átomos = Peso atómico-gramo Número de Avogadro es la cantidad de átomos que hay en un mol de átomos. Se

simboliza por NA y es igual a 6,022x1023 Este concepto se aplica tanto a átomos como a moléculas Se puede escribir que:

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1 mol de átomos de H contiene 6,022x1023 átomos de H y pesa 1,008 g. 1 mol de átomos de O contiene 6,022x1023 átomos de O y pesa 16,00 g 1 mol de átomos de Cu contiene 6,022x1023 átomos de Cu y pesa 63,54 g Configuración electrónica de los átomos de los elementos

Una descripción resumida de la Teoría atómica moderna nos enseña que: Los electrones en un átomo se mueven a diferentes distancias con respecto a su núcleo de acuerdo a su energía, de tal manera que el átomo tenga el estado de energía mas bajo denominado estado fundamental. Estas distancias o niveles de energía se enumeran a partir del núcleo en orden ascendente de contenido energético Según la distancia a la que se mueve el electrón, este describe una cierta trayectoria u orbital. Los electrones que en un átomo se mueven en el nivel uno, describen una trayectoria circular denominada orbital "s"; mientras que los electrones que se mueven en el nivel dos, algunos describen una trayectoria circular mientras que los otros describen una trayectoria bilobular u orbital "p" en tres direcciones perpendiculares. Al ascender en el nivel de energía algunos electrones describen trayectorias complejas denominados orbitales d (cinco) y orbitales f (siete). En cada uno de los orbitales se desplazan un máximo de dos electrones que se diferencian en el contenido energético. Tabla periódica y Ley periódica

La tabla periódica es una organización de los elementos químicos en orden creciente de número atómico. Es esencialmente la misma que propuso el ruso Dimitriv Mendeleiev hace dos siglos en orden creciente de masas atómicas. Consiste en una distribución en

grupos verticales constituidos de elementos con propiedades similares y en filas o períodos horizontales de elementos cuyas propiedades varían paulatinamente con el aumento en el número atómico. Como resultado de lo observado en este arreglo surge la formulación de La Ley Periódica, la que establece que "al ordenar los elementos

químicos en orden creciente de número atómico, se presenta una repetición periódica de elementos con propiedades similares"

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La tabla tiene siete períodos, de los cuales el primero es de solo dos elementos, hidrógeno y helio. El período 2 contiene 8 elementos, se inicia con el litio y se cierra con el neón. Al lado izquierdo de este período están los metales litio, berilio. A medida que avanzan hacia el lado derecho los elementos disminuyen sus propiedades metálicas y aumentan sus propiedades no metálicas que se acentúan con el carbono, nitrógeno, oxígeno y fluor. El período cierra con un gas noble. Las propiedades metálicas dependen de la facilidad o tendencia a perder electrones de valencia mientras que las propiedades no metálicas dependen de la capacidad o tendencia a ganar electrones. El período 3 se inicia con los metales sodio, magnesio y aluminio, continua con los no metales silicio, fósforo, azufre y cloro y termina con el gas noble argón. El período 4 y 5 incluyen, entre el grupo IIA y IIIA, 10 elementos de transición empezando con el grupo IIIB y terminando con el IIB. El grupo VIIIB lo componen tres columnas conocidas corno la del hierro, cobalto y níquel. El período sexto incluye 32 elementos, 14 de ellos colocados en una fila separada y que se denominan los lantánidos cuyos números atómicos van desde 58 hasta 71. Con el período séptimo sucede algo parecido, es un periodo largo e incompleto. A medida que se sintetizan nuevos elementos se agregan a él. Se inicia con el francio, incluye los actínidos de números atómicos entre 90 y 103 y regresa a ubicar elementos nuevos del 104 en adelante. De un total de 16 grupos, satisfacen La Ley Periódica, los incluidos en los 8 grupos A, razón por la cual se les llama los grupos representativos lo que los diferencia de los 8 grupos B o grupos de transición. El grupo IA es el de los metales alcalinos como el sodio y el potasio; el grupo IIA contiene los metales alcalino terreos como el calcio, magnesio y bario; el grupo IIIA contiene el no metal boro y metales como el aluminio; el grupo IVA o grupo del carbono porque es encabezado por dicho elemento seguido del silicio; el grupo VA o grupo del nitrógeno compuesto además, por los no metales fósforo y arsénico; el grupo VIA, también denominado de los anfigenos, contiene además del oxígeno, los no metales azufre, selenio y telurio; el grupo VIIA o grupo de los halógenos que contiene al flúor, cloro, bromo, yodo y astato y el grupo VIIIA o grupo de los gases nobles helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Los elementos representativos tienen un número de electrones de valencia igual al número correspondiente del grupo en donde se localizan y, en general, todos los elementos presentan un número de niveles de energía igual al número del período. Se denomina

nivel de valencia al último nivel de energía en un átomo y electrones de valencia a los 5

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del nivel de valencia El hidrógeno es el elemento de número atómico uno, por lo tanto su configuración electrónica es 1s1, lo cual indica que posee un electrón de valencia y se localiza en el grupo IA y período uno; al carbono de número atómico seis, le corresponde una distribución electrónica 1s22s22p2, lo que indica que posee cuatro electrones de valencia, se localiza en el grupo IVA y período dos; y el sodio de número atómico once y configuración electrónica 1s22s22p63s1 muestra un electrón de valencia y se localiza en grupo IA y período tres. En el comportamiento químico de un átomo sólo intervienen los electrones pues al modificar al núcleo entraríamos en el campo de las reacciones nucleares, es decir, que en las combinaciones entre átomos tienen que ver el número de electrones y su distribución dentro de ellos. Los gases nobles se caracterizan porque sus átomos son estables en estado neutro, debido a que poseen la energía potencial mínima que les permiten aparecer libremente en la naturaleza y no combinarse con otros elementos. Los átomos que tengan 2, 10, 18, 36, 54 u 86 electrones son estables y todos los demás elementos son inestables y, por lo tanto, no pueden permanecer como átomos neutros y que para lograr la estabilidad deben asociarse a otros átomos con el fin de ganar, ceder o compartir electrones y completar de esta forma un número de electrones que le de estabilidad. El no metal fluor (Z = 9) adquiere estabilidad ganando un electrón para completar 10, es decir, configuración del gas noble neón; mientras que el cloro (Z = 17) se estabiliza ganando un electrón y completando 18, es decir configuración del gas noble argón. El oxígeno (Z = 8) adquiere estabilidad ganando dos electrones para completar un número de 10, es decir configuración de neón; mientras que el selenio (Z = 34), ganando dos electrones se estabiliza con configuración de kripton (Z = 36). Por otra parte, el metal litio (Z = 3) adquiere estabilidad perdiendo su electrón de valencia, es decir, configurándose como el gas noble mas cercano helio (Z = 2) y el sodio (Z = 11) de igual manera se estabiliza configurándose como neón (Z = 10). Además de la variación periódica entre los elementos de las propiedades enunciadas 6

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como el carácter metálico, también se observa un comportamiento similar en otras propiedades denominadas potencial de ionización o energía de ionización, afinidad electrónica, tamaño de los átomos y electronegatividad química. El potencial de ionización o energía de ionización es una medida de la energía necesaria para remover un electrón de valencia de un átomo neutro y formar un ión de carga positiva A(g) + energía de ionización →

A+(g) + e¯

siendo A, un átomo neutro en estado gaseoso y A+ su correspondiente ión de carga positiva y e¯ el electrón removido. En general, entre los elementos de un grupo de la tabla periódica el potencial de ionización disminuye de arriba hacia abajo. En los períodos, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, pero este aumento no es regular.

La afinidad electrónica es la energía liberada cuando un átomo gaseoso adquiere un electrón transformándose en un ión de carga negativa A(g) + e¯

→

A¯ (g) + energía

La afinidad electrónica varía en la tabla periódica de igual forma que el potencial de ionización. El dos veces Premio Nóbel Linus Pauling definió la electronegatividad como "la capacidad que tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan en un enlace químico". Pauling elaboró una escala de ectronegatividades asignando un número positivo a cada elemento entre 0.7 (para el Cs y Fr) y 4.0 (para el flúor). El valor de la electronegatividad permite desglosar los elementos no metálicos (electronegatividad

mayor

o

igual

que

2.1)

y

los

elementos

metálicos

(electronegatividad menor o igual que 1.8). Los elementos cuya electronegatividad está comprendida entre 1.8 y 2.1 pertenecen al grupo de los semimetales como el Si, As, Sb, Bi. La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en los períodos y de abajo hacia arriba en un grupo.

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El tamaño de los átomos generalmente aumenta en un grupo de arriba hacia abajo y en los períodos disminuye de izquierda a derecha. El carácter metálico de un elemento se determina por su brillo, maleabilidad, ductibilidad, conductividad eléctrica y térmica y disminuye en un período de izquierda a derecha y en un grupo de abajo hacia arriba. Ejercicios Resueltos Ejercicio 1. En una cantidad de 5 gramos de cobre, Calcular a) el número de átomos-

gramo de cobre y b) el número de átomos de cobre Peso atómico del Cu = 63,54 gr a)  1at-g de Cu  x=  = 0.079at-g  63.54g de Cu 

En 5 gramos de Cobre hay 0,079 at-g. b)  6.022 ×1023 atomos de Cu  22 x = 0.070at-g de Cu   = 4.2 × 10 atomos de Cu 1at-g de Cu  

Ejercicio 2. En 0,4 átomos-gramo de fluor. Calcular a) El número de átomos de fluor,

b) La cantidad de fluor en gramos y c) Las moles de fluor a)  6.022 × 1023 atomos de F  23 x = 0.4at-g de F   = 2.41× 10 atomos de F 1at-g de F  

b) Peso atómico del fluor: 18,99 g  18.99g de F  x = 0.4at-g de F   = 7.6g de fluor  1at-g de F 

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c) Número de moles de fluor = Número de at-g de fluor = 0,4 moles Ejercicio 3. En 0.2 moles de H2S, calcular a) ¿Cuántos átomos gramos de H y de S

hay?, b) ¿Cuántos gramos de H y de S hay?, c) ¿Cuántas moléculas de H2S hay? y d) ¿Cuántos átomos de H y de S hay? a) 1 mol de H2S contiene: 2 at-g de H y 1 at-g de S 0,2 moles de H2S contiene 0,2 x 2 = 0,4 at-g de H 0,2 moles de H2S contiene 0,2 x 1 = 0,2 at-g de S b) Peso atómico del Hidrógeno = 1 ; peso atómico del azufre = 32  1g de H  x = 0.4at-g de H   = 0.4g de H  1at-g de H   32g deS  x = 0.2at-g deS   = 6.4g deS  1at-g deS 

En 0,2 moles de H2S hay 0,4 gr de H y 6,4g de S c)  6.022 × 1023 moleculas de H 2S  23 x = 0.4 moles de H 2S   = 2.41× 10 moleculas 1mol de H S   2

d)  6.022 × 1023 atomos de H  23 x = 0.4at-g de H   = 2.41× 10 atomos de H 1at-g de H    6.022 × 1023 atomos deS  23 x = 0.2at-g deS   = 1.2 × 10 atomos deS 1at-g deS  

Ejercicio 4. ¿Cuántas moles de bromo hay en una muestra de 16,320*1022 átomos de

bromo?.   1mol de Br x = 16.320 × 1022 atomos de Br   = 0.271moles de bromo 23  6.022 ×10 atomos de Br  9

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Ejercicio 5. ¿Cuántos átomos de carbono de hay en 10 moles átomos de carbono?  6.022 ×1023 atomos de C  24 x = 10 moles de C   = 6.022 × 10 atomos de C 1mol de C  

Ejercicio 6. ¿Cuántos gramos de H hay en 100 moles de átomos de H?  1.008g de H  x = 10 0 moles de H   = 100.8g de H  1mol de H 

Ejercicio 7. ¿Cuántos gramos de C hay en 10 moles de átomos de carbono?  12 g de C  x = 10 moles de C   = 120 g de C  1mol de C 

Ejercicio 8. Calcular el número de moléculas de O2 que hay en 0.631 moles de O2  6.022 × 1023 moleculas de O 2  23 x = 0.631moles de O 2   = 3.80 × 10 moleculas de O 2 1mol de O 2  

Ejercicio 9. ¿Cuántas moles hay en 50,16 gramos de FeS2?

Peso atómico del Fe = 56 g, Peso atómico del S = 64 g Peso mol de FeS2 = 56 + 2*32 = 120 g  1mol de FeS2  x = 50.16 gramos de FeS2   = 0.416 moles de FeS2  120 g de FeS2 

Ejercicio 10. ¿Cuántas moles hay en 42,58 gramos de NH3?

Peso molecular del NH3 = 17 10

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 1mol de NH 3  x = 42.58gramos de NH 3   = 2.5 moles de NH 3  17 g de NH 3 

Ejercicio 11. ¿Cuántas moléculas hay en 50 mililitros de CC14?

Densidad del CCl4:

ρ =1.595 g / ml

m = p x V = 1.595 g / ml x 50 ml = 79.78 g Peso mol del CCl4 = 12 + 35.45 x 4 = 153.82 gr/mol  1mol de CCl4  n = 79.78g de CCl4   = 0.52 moles de NH 3  153.82 g de CCl4 

 6.022 ×10 23 moleculas de CCl4  23 x = 0.52 moles de CCl4   = 3.13 × 10 moleculas de CCl4 1mol de CCl 4  

Ejercicio 12. Una muestra de cloro etá compuesto de por un 80% de moles de 35Cl y un

20% de

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Cl. Las masas atómicas de las dos especies son : 34.09689 y 36.9659

respectivamente. Calcular el peso atómico de la muestra de cloro a partir de estos datos.

Masa del 35Cl que hay en la muestra = 34.9689 x

Masa del 37Cl que hay la muestra = 36.9659 x

80 = 27.97 100

20 = 7.39 100

Peso atómico de la mezcla = 27.97 + 7.39 = 35.36 g Ejercicio 13. El cobre natural está formado por los isótopos Cu-63 y Cu-65. Las masas

atómicas de las dos especies son 62.929 y 64.928, respectivamente. ¿Cuál es el porcentaje de los dos isótopos en una muestra de cobre cuyo peso atómico es 63.54?

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Si x es el porcentaje de Cu-63, entonces (100-x) es el porcentaje de Cu-65 y la ecuación del peso atómico promedio es: x × 62.929 + (100 − x) × 64.928 = 63.54 100 Al resolver la ecuación resulta que {x = 69.435}, es decir que el porcentaje de Cu-63 es 69.435 y el de Cu-65 es de 30.565 Ejercicio 14. De acuerdo con el problema anterior, la distribución isotópica del cobre es

69.435% de Cu-63 y 30.565% de Cu-65. ¿Cuántos átomos de Cu-63 hay en 5 moles de cobre natural? Moles de Cu-63 en el cobre natural = 0.69435 x 5 = 3.4718 Átomos de Cu-63 en el cobre natural = 3.4718 x 6.02 x 1023 = 2.09 x 1024 Ejercicio 15. Las masas atómicas del N-14 y N-15 son 14.0031 y 15.0001,

respectivamente. ¿Cuál tendrá que ser la relación de N-15 a N-14 en el nitrógeno natural para un peso atómico de 14.0067? Si x es el porcentaje de N-14, entonces (100-x) es el porcentaje de N-15 y la ecuación del peso atómico promedio es:

x ×14.0031 + (100 − x) × 15.0001 = 14.0067 100 Al resolver la ecuación resulta que {x = 99.639}, es decir que el porcentaje de n-14 es 99.639 y el de n-15 es de 0.361, y la relación es:

N 15 0.361 = = 3.6231×10−3 15 N 99.639

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