propiedades fisicas y quimicas de los elementos

Densidad

La densidad de un elemento indica el número de unidades de masa del alemento que están presentes en cierto volumen de un medio. Tradicionalmente la densidad se expresa a través de la letra griega “ro” (escrita r). Dentro del sistema internacional de unidades (SI) la densidad se expresa en kilogramos por metro cúbico (kg/m³). La densidad de un elemento se expresa normalmente de forma gráfica con temperaturas y presiones del aire, porque ambas propiedades influyen en la densidad.

Punto de fusión

El punto de fusión de un elemento o compuesto es la temperatura a la cual la forma sólida del elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma líquida. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.
Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0^oC, o 273 K.

Punto de ebullición

El punto de ebullición de un elemento o compuesto significa la temperatura a la cualla forma líquida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.
Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100^oC, o 373 K.
En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.

Radio de Vanderwaals

Incluso si dos átomos cercanos no se unen, se atraerán entre sí. Este fenómeno es conocido como fuerza de Vanderwaals.
Las fuerzas de Vanderwaals provocan una fuerza entre los dos átomos. Esta fuerza es más grande cuanto más cerca estén los átomos el uno del otro. Sin embargo, cuando los dos átomos se acercan demasiado actuará una fuerza de repulsión, como consecuencia de la repulsión entre las cargas negativas de los electrones de ambos átomos. Como resultado, se mantendrá una cierta distancia entre los dos átomos, que se conoce normalmente como el radio de Vanderwaals.
A través de la comparación de los radios de Vanderwaals de diferentes pares de átomos, se ha desarrollado un sistema de radios de Vanderwaals, a través del cual podemos predecir el radio de Vanderwaals entre dos átomos, mediante una simple suma.

Radio iónico

Es el radio que tiene un ión en un cristal iónico, donde los iones están empaquetados juntos hasta el punto que sus orbitales atómicos más externos están en contacto unos con otros. Un orbital es el área alrededor de un átomo donde, de acuerdo con la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

Isótopos

El número atómico no determina el número de neutrones en una corteza atómica. Como resultado, el número de neutrones en un átomo puede variar. Como resultado, los átomos que tienen el mismo número atómico pueden diferir en su masa atómica. Átomos del mismo elemento que difieren en su masa atómica se llaman isótopos (isotopos). Principalmente con los átomos más pesados que tienen un mayor número, el número de neutrones en la corteza puede sobrepasar al número de protones.
Isótopos del mismo elemento se encuentran a menudo en la naturaleza alternativamente o mezclados.

Un ejemplo: el cloro tiene un número atómico de 17, lo que básicamente significa que todos los átomos de cloro contienen 17 protones en su corteza. Existen dos isótopos. Tres cuartas partes de los átomos de cloro que se encuentran en la naturaleza contienen 18 neutrones y un cuarto contienen 20 neutrones. Los números atómicos de estos isótopos son: 17 + 18 = 35 y 17 + 20 = 37. Los isótopos se escriben como sigue: 35Cl y 37Cl.
Cuando los isótopos se denotan de esta manera el número de protones y neutrones no tienen que ser mencionado por separado, porque el símbolo del cloro en la tabla periódica (Cl) está colocado en la posición número 17. Esto ya indica el número de protones, de forma que siempre se puede calcular el número de electrones fácilmente por medio del número másico.

Existe un gran número de isótopos que no son estables. Se desintegrarán por procesos de decaimiento radiactivo. Los isótopos que son radiactivos se llaman radioisótopos.

Corteza electrónica

La configuración electrónica de un átomo es una descripción de la distribución de los electrones en círculos alrededor de la corteza. Estos círculos no son exactamente esféricos; tienen una forma sinuosa. Para cada círculo la probabilidad de que un electrón se encuentre en un determinado lugar se describe por una fórmula matemática. Cada uno de los círculos tiene un cierto nivel de energía, comparado con la corteza. Comúnmente los niveles de energía de los electrones son mayores cuando están más alejados de la corteza, pero debido a sus cargas, los electrones también pueden influir en los niveles de energía de los otros electrones. Normalmente los círculos del medio se llenan primero, pero puede haber excepciones debido a las repulsiones.
Los círculos se dividen en capas y subcapas, que se pueden numerar por cantidades.

Energía de la primera ionización

La energía de ionización es la energía que se requiere para hacer que un átomo libre o una molécula pierdan un electrón en el vacío. En otras palabras; la energía de ionización es una medida de la fuerza con la que un electrón se enlaza con otras moléculas. Esto involucra solamente a los electrones del círculo externo.

Energía de la segunda ionización

Aparte de la energía de la primera ionización, que indica la dificultad de arrancar el primer electrón de un átomo, también existe la medida de energía par ala segunda ionización. Esta energía de la segunda ionización indica el grado de dificultad para arrancar el segundo átomo.

También existe la energía de la tercera ionización, y a veces incluso la de la cuarta y quinta ionizaciones.

EnLaceS

Enlace químico. 

Se define como la fuerza de unión que existe entre dos átomos, cualquiera que sea su naturaleza, debido a la transferencia total o parcial de electrones para adquirir ambos la configuración electrónica estable correspondiente a los gases inerte; es decir, el enlace es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para adquirir la configuración electrónica estable de los gases inertes y formar moléculas estables.

Enlace iónico: 

El enlace iónico: fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico. 

Características del enlace iónico. 

Se rompe con facilidad obteniéndose los iones que lo forman, generalmente basta disolver la sustancia. 

Las substancias con enlaces iónicos son solubles en solventes polares. 

Formación de los compuestos iónicos. 

Resulta de las interacciones electrostáticas entre iones, que a menudo resulta de la transferencia neta de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro, es decir, es la atracción de iones con carga opuesta (cationes y aniones) en grandes números para formar un sólido. Ejemplo: un átomo de sodio (Na) fácilmente puede perder un electrón para formar el catión sodio, que se representa como Na+, un átomo de cloro puede ganar un electrón para formar el ion cloruro Cl -, Se dice que el cloruro de sodio (Na Cl), la sal común de mesa es un compuesto iónico porque está formado por cationes y aniones. El Na+ es el catión y el Cl – es el anión. 

Na Cl 

Enlace covalente: 

enlace en el que dos átomos comparten dos electrones. 

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 sustancia 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 sustancia en solventes no polares. Ejemplo: un enlace C-H o C-C 

Tipos de enlaces covalentes. Los átomos pueden formar distintos enlaces covalentes: En un enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones. En muchos compuestos se formar enlaces múltiples, es decir, enlaces formados cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. Si dos átomos comparten dos pares de electrones, el enlace covalente se denomina enlace doble. Un triple enlace surge cuando dos átomos comparten tres pares de electrones. 

Formación de los enlaces covalentes. Se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones. Este tipo de enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos (átomos) es cero o relativamente pequeña. 

El enlace covalente se representa con una línea recta que une a los 2 átomos, por ejemplo: 

O-H 

Enlaces covalentes polares y no polares: 

Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. En un enlace no polar tal como el de la molécula de hidrógeno, H2, el par electrónico es igualmente compartido entre los dos núcleos de hidrógeno. Ambos átomos de hidrógeno tienen la misma electronegatividad (tendencia de un átomo a atraer los electrones hacia sí en un enlace químico), es decir que los electrones compartidos están igualmente atraídos por ambos núcleos de hidrógeno y por tanto pasan iguales tiempos cerca de cada núcleo. En este enlace covalente no polar, la densidad electrónica es simétrica con respecto a un plano perpendicular a la línea entre los dos núcleos. Esto es cierto para todas las moléculas diatómicas homonucleares, tales como H2, O2, N2, F2 Y Cl2, porque los dos átomos idénticos tienen electronegatividades idénticas. Por lo que podemos decir: los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas homonucleares deben ser no polares. 

Un enlace covalente polar, tal como el fluoruro de hidrógeno los pares electrónicos están compartidos desigualmente. El enlace H-F tiene algún grado de polaridad ya que H y F no son átomos idénticos y por lo tanto no atraen igualmente a los electrones. La electronegatividad del hidrógeno es 2,1 y la del fluor es de 4,0, claramente el átomo F con su mayor electronegatividad, atrae el par electrónico compartido mucho más fuertemente que H. La distribución asimétrica de la densidad electrónica está distorsionada en la dirección del átomo más electronegativo F. Este pequeño desplazamiento de densidad electrónica deja a H algo positivo. El HF se considera una molécula diatómica heteronuclear, ya que contiene dos clases de átomo. 

Momentos bipolares. La polaridad de una molécula la indicamos por su momento dipolar, que mide la separación de cargas en la molécula.

Enlace metálico:

 Los electrones de valencia de cada átomo pasan a un "fondo común", formando una nube electrónica que rodea a los iones positivos que integran la red metálica.

Propiedades:

- La estructura comentada puede explicar las propiedades claramente.

-Alta conductividad térmica y eléctrica, los electrones pueden moverse con libertad por la nube electrónica.

-Son dúctiles (factibles de hilar) y maleables (factibles de hacer láminas), su deformación no implica una rotura de enlaces ni una aproximación de iones de igual carga, como ocurría en los compuestos iónicos por ejemplo.

-Los puntos de fusión son moderadamente altos, la estabilidad de la red positiva circundada por la nube de electrones es alta.

-Son difícilmente solubles en cualquier disolvente, por el mismo motivo que justifica el punto anterior. (Pensar en la forma de "atacar" el agua a un compuesto iónico, en un metal que es "un todo uniforme" no existe esa posibilidad.

mas concptoOs!

CARACTERISTICAS DEL ATOMO

La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió obtener respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y masa de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10^-10 m (0,0000000001 m) y una masa alrededor de 1,7 × 10^-27 kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos.

De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”. La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.

mecánica cuántica 

está en la base de los intentos actuales de explicar la interacción nuclear fuerte y desarrollar una teoría unificada para todas las fuerzas fundamentales de la materia. No obstante, existen dudas sobre si la mecánica cuántica es o no completa. La dificultad de divergencia, por ejemplo, sólo se ha resuelto en parte. Igual que la mecánica newtoniana fue corregida por la mecánica cuántica y la relatividad, muchos científicos —Einstein era uno de ellos— están convencidos de que la mecánica cuántica también experimentará cambios profundos en el futuro. Por ejemplo, existen grandes contradicciones teóricas entre la mecánica cuántica y la teoría del caos, que empezó a desarrollarse rápidamente en la década de 1980. Los físicos teóricos como el británico Stephen Hawking siguen haciendo esfuerzos para desarrollar un sistema que englobe tanto la relatividad como la mecánica cuántica.

2dos conceptos!

Orbital

En mecánica cuántica, la función que describe la región del espacio que circunda el núcleo de un átomo y en la cual se da la probabilidad máxima de encontrar un electrón (orbital atómico).

 El descubrimiento de los electrones, realizado a finales del siglo XIX, dio lugar a una serie de investigaciones encaminadas a determinar la estructura y conformación del átomo. En 1911 el físico británico Ernest Rutherford formuló un modelo atómico según el cual los electrones giraban en torno al núcleo en órbitas circulares fijas, comparables en cierto modo a las órbitas de los planetas. Este modelo fue seguido por otros que asumían, en cualquier caso, que el electrón tenía una órbita precisa determinable. 

Esta hipótesis entró en crisis con el desarrollo de la mecánica cuántica, según la cual no tiene sentido hablar de órbita del electrón; este concepto ha sido sustituido por el de distribución de probabilidades. Dicho de otro modo, un electrón se puede encontrar con cierta probabilidad en cualquier punto alrededor del núcleo; las zonas del espacio donde la probabilidad es más elevada corresponden a lo que en los modelos precedentes constituía la órbita.

La distribución de probabilidades puede representarse matemáticamente mediante funciones de onda que reciben el nombre de orbitales y que pueden ser descritas gráficamente como figuras fuera de cuyo contorno la probabilidad de encontrar un electrón es mínima. Hay orbitales de forma esférica (tipo s), como en el caso del único electrón del átomo de hidrógeno, el más sencillo; orbitales de forma toroidal o de ocho (tipo p), que, a diferencia de los orbitales s, son múltiples y orientables en el espacio según los tres ejes cartesianos, y orbitales aún más complejos (tipo d y tipo f). Puede suceder también que los orbitales de tipo s y p interactúen dando lugar a la formación de los denominados orbitales híbridos. En un orbital puede haber un máximo de dos electrones, en cuyo caso su espín es de signo opuesto. La energía del orbital viene determinada por la energía de los electrones que lo ocupan. Los orbitales moleculares están formados por orbitales atómicos y son estructuras de una gran complejidad. Sólo los orbitales atómicos que reúnen determinadas características —por ejemplo, valor energético casi idéntico, mismas propiedades de simetría, máxima superposición posible— pueden participar en la formación de un orbital molecular.

Átomo,

 es la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. A lo largo de los siglos, el tamaño y la naturaleza del átomo sólo fueron objeto de especulaciones, por lo que su conocimiento avanzó muy lentamente.

Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII , los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos se pueden descomponer en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno

EL ATOMO DE BOHR

Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr, este supuso que los electrones están dispuestos en capas definidas, o niveles cuánticos, a una distancia considerable del núcleo. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones.

 La primera capa está completa cuando contiene dos electrones, en la segunda caben un máximo de ocho, y las capas sucesivas pueden contener cantidades cada vez mayores. Ningún átomo existente en la naturaleza tiene la séptima capa llena. Los “últimos” electrones, los más externos o los últimos en añadirse a la estructura atómica, determinan el comportamiento químico del átomo. 

Todos los gases inertes o nobles (helio, neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen llena su capa electrónica externa. No se combinan químicamente en la naturaleza, aunque los más pesados (argón, criptón, xenón y radón) pueden formar compuestos químicos en el laboratorio. Por otra parte, las capas exteriores de los elementos como litio, sodio o potasio sólo contienen un electrón. 

Estos elementos se combinan con facilidad con otros elementos (transfiriéndoles su electrón más externo) para formar numerosos compuestos químicos. De forma equivalente, a los elementos como el flúor, el cloro o el bromo sólo les falta un electrón para que su capa exterior esté completa. También se combinan con facilidad con otros elementos de los que obtienen electrones.

TEORIA CUANTICA

 Teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula subatómica.

En los siglos XVIII y XIX, la mecánica newtoniana o clásica parecía proporcionar una descripción totalmente precisa de los movimientos de los cuerpos, como por ejemplo el movimiento planetario. Sin embargo, a finales del siglo XIX y principios del XX, ciertos resultados experimentales introdujeron dudas sobre si la teoría newtoniana era completa. Entre las nuevas observaciones figuraban las líneas que aparecen en los espectros luminosos emitidos por gases calentados o sometidos a descargas eléctricas. 

Según el modelo del átomo desarrollado a comienzos del siglo XX por el físico británico nacido en Nueva Zelanda Ernest Rutherford, en el que los electrones cargados negativamente giran en torno a un núcleo positivo, en órbitas dictadas por las leyes del movimiento de Newton, los científicos esperaban que los electrones emitieran luz en una amplia gama de frecuencias, y no en las estrechas bandas de frecuencia que forman las líneas de un espectro.

Otro enigma para los físicos era la coexistencia de dos teorías de la luz: la teoría corpuscular, que explica la luz como una corriente de partículas, y la teoría ondulatoria, que considera la luz como ondas electromagnéticas. Un tercer problema era la ausencia de una base molecular para la termodinámica. En su libro Principios elementales en mecánica estadística (1902), el físico estadounidense J. Willard Gibbs reconocía la imposibilidad de elaborar una teoría de acción molecular que englobara los fenómenos de la termodinámica, la radiación y la electricidad tal como se entendían entonces. 

primeroS Conceptos!

Nivel de energia: 
se asocian niveles energéticos con orbitales, para relacionar la distribución espacial de la carga eléctrica con la reactividad. De especial importancia son los niveles energéticos del HOMO (orbital molecular más alto ocupado) y del LUMO (orbital molecular más bajo vacío).


Número atómico: 
es el número entero positivo que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z (del alemán: Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.




P. Aufbau:
Aufbau es una palabra alemana que significa “construcción progresiva”. Es una expresión de cómo electrones generalmente se agregan a un átomo o un sistema molecular. Se afirma que los orbitales con menor energía se rellenan antes de aquellos con mayor energía. Un orbital se refiere a la ruta de movimiento de un electrón. Algunos llaman el principio de Aufbau una aplicación de la mecánica cuántica a construcción molecular.Explica las acciones de los electrones en términos físicos.

buUuU!!! nuevoO!! pro Ultimo semestre!!!

quimica 4!!!
maestro espero revise el blog de nuevo
hay le dejamos la tareaaaaaaa!!!
ponganos 10!!! jaja
adios!!!!