1 Clasificación Geoquímica de los Elementos, Modelo del Átomo, Tabla periódica y propiedades químicas, Enlaces Químicos.

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3 Afinidad Geoqu í mica En el esquema de clasificación de Goldschmidt, los elementos son divididos de acuerdo a como se fraccionan entre silicatos líquidos, sulfuros líquidos, líquidos metálicos y fases gaseosas coexistentes. Silicatos Líquidos Sulfuros Líquidos Liquido metálico Fase gaseosa Siderofilos Calcofilos Litofilos Atmofilos H, He, N, gases noble Alcalinos, Alcalino Terros, Halógenos, B, O, Al, Si, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Y, Zr, Nb, Lantánidos, Hf, Ta, Th, U Cu, Zn, Ga, Ag, Cd, In, Hg, Tl, As, S, Sb, Se, Pb, Bi, Te Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Mo, Re, Au, C, P, Ge, Sn La distribución de los elementos entre núcleo y manto se asemeja al equilibrio de partición entre metal liquido y silicatos confirmado en meteoritos ferrosos y condriticos ( a alta P, sin una fase de sulfuro separada) De la fusión de un condrito resultan 3 líquidos inmiscibles mas una fase vapor:

4 Afinidad Geoquímica y Electro Química ¿Que hace a un elemento siderófilo o litófilo?, Las categorías de Goldschmidt están bien agrupadas en la tabla periódica tabla de los elementos: H Li Na K Rb Cs Fr Be Mg Ca Sr Ba Ra Sc Y Ti Zr Hf Rf V Nb Ta Db Cr Mo W Sg Mn Tc Re Bh Fe Ru Os Hs Co Rh Ir Mt Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd Hg Ga In Tl Ge Sn Pb As Sb Bi Se Te Po Br I At Kr Xe Rn B Al C Si N P O S F Cl Ne Ar He La Ac Ce Th Pr Pa Nd U Pm Np Sm Pu Eu Am Gd Cm Tb Bk Dy Cf Ho Es Er Fm Tm Md Yb No Lu Lr 1 2 3 4 5 6 7 IAIIA IIIAIVA VAVIAVIIAVIIIA IIIBIVB VBVIBVIIB VIIIB IBIIB Lantánidos Actínidos 1 3 11 19 37 55 87 4 12 20 38 56 88 21 39 22 40 72 104 23 41 73 105 24 42 74 106 25 43 75 107 26 44 76 108 27 45 77 109 28 46 78 29 47 79 30 48 80 5 13 31 49 81 6 14 32 50 82 7 15 33 51 83 8 16 34 52 84 9 17 35 53 85 10 18 36 54 86 2 57 89 58 90 59 91 60 92 61 93 62 94 63 95 64 96 65 97 66 98 67 99 68 100 69 101 70 102 71 103 Atmófilo Litófilo Calcófilo Siderófilo Artificial

5 El modelo básico del átomo Núcleo = protones (+) + neutrones (neutral) = Z (# Atómico) = Z (# Atómico) El núcleo del átomo constituye la mayoría de la masa atómica. Proporción de protones + neutrones es variable para un elemento dado. La variación en el numero de neutrones conduce al concepto de isótopo; mismo elemento con diferente numero of neutrones. El peso atómico de un elemento es el promedio del peso de sus isótopos AW (Peso Atómico) Electrones (-) giran alrededor del átomo y dan el tamaño (estadístico). Radio atómico el rango 0.5-2.5 Angstroms (1 x 10-9 m) e- in special shells with particular energy levels quantized.

6 COMPONENTES DEL ATOMO Z = Protones N = neutrones e = electrones A = masa atómica (peso atómico) A = Z + N Representación simbólica de un elemento con sus componentes La notación indica que el átomo o nuclido es un isótopo de carbón, su núcleo contienen 6 protones, 6 neutrones y masa 12

7 ISOTOPOS Átomos del mismo elemento con el mismo numero atómico, diferente numero de neutrones y por lo tanto diferente masa Isótopo significa "mismo lugar“, lo que indica que los isotopos de un mismo elemento ocupan el mismo lugar en la tabla periodica, debido a que tienen las mismas propiedades quimicas

8 PESO ATOMICO El peso atómico de un elemento es la suma de los productos individuales, resultado de la multiplicación de la masa de cada isotopo por la respectiva abundancia de ese isótopo IsótopoAbundanciaMasa, amu 92.2327.976927 4.6728.976495 3.1029.973770

9 EL peso atómico gramo de un elemento, es igual al peso atómico en gamos Peso molecular gramo (peso formula gramo) de un compuesto es el peso molecular (formula gramo) en gramos Al peso atómico gramo y al peso formula gramo también se les conoce como mol. Esta es la unidad básica de masa de elementos y compuestos en química. Una mol de un elemento o compuesto siempre contiene un numero fijo de átomos o moléculas, al cual se le conoce como Numero de Avogadro N A = 6.022045x10 23 Una mol es la cantidad de un sistema que contiene tantas partículas elementales como la cantidad de átomos que hay en 0.012 kg de 12 C Es decir 6.022045x10 23 de átomos, moléculas, iones o cualquier otra partícula especifica constituyen una mol

10 Peso atómico de un compuesto BaSO 4 P.A. Ba = 137.23 P.A. S = 32.06 P.A. O = 15.9994 x 4 P.A. BaSO 4 = 233.366 El peso equivalente-gramo de un ion el el peso atómico gramo o el peso formula gramo dividido por su valencia

11 Niveles Principales de Energía En nuestro modelo, el átomo tiene un núcleo cargado positivamente, rodeado por nubes de electrones con diferentes niveles principales de energía. El nivel principal de energía mas cercano al núcleo se le da el número 1 y cada nivel de energía siguiente es enumerado con el siguiente entero consecutivo. El átomo más grande conocido (112 electrones), necesita sólo 7 niveles principales de energía para acomodar a todos sus electrones. Al número de nivel de energía principal se le da el símbolo n y se le llama el número cuántico principal. El nivel principal de energía más cercano al núcleo contiene menos electrones que los siguientes niveles principales de energía. Cada nivel principal de energía puede acomodar un máximo de electrones igual a 2n 2. A partir de esto, podemos calcular que los primeros cuatro niveles principales de energía pueden tener 2, 8, 18 y 32 electrones respectivamente. Los últimos tres niveles de energía tienen 50, 72 y 98, los cuales no están completamente llenos.

12 Estructura electrónica Shells and Subshells El mas internoK(n = 1)2es (menor E)L(n = 2)8es, p –M(n = 3)18es, p, d El mas externoN(n = 4)32es, p, d, f (generalmente mayor E) Altos niveles de E de la mayoría de los átomos de los elementos generalmente no están llenos lo cual conduce a la inestabilidad y necesidad de enlazarse.

13 Electro Química y la Tabla Periódica ¿Que es la tabla periódica? Una grafica de la estructura de los electrones en átomos neutros. Esta es una útil predicción del comportamiento químico debido a que solo los electrones de los orbitales externos participan en las reacciones químicas comunes. La mecánica quántica describe los niveles de energía u orbitales que los electrones pueden ocupar, cada uno descrito por cuatro números quánticos n, l, m, s Nivel de energía n, valor de cualquier entero + l, momento angular, se permiten valores de 0, 1, …, n–1 m, momento magnético, se permiten valores –l, …, l s, el spin, es +1/2 or –1/2 para electrones La tabla periódica resulta de dos reglas mas. Un átomo neutro con Z protones también tiene Z electrones y: El principio de exclusión de Pauling: dos electrones en el mismo átomo no pueden tener el mismo set de números quánticos. El principio Aufbau: el estado estable de un átomo se alcanza llenando los orbitales del nivel mínimo de energía hacia el nivel máximo Niveles de energía del átomo de H

14 Estructura Electrónica Niveles Quánticos de Energía Energia Relativa Energia Relativa n = 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q s s s s s s s p p p p p p d d d ddf f f La energía no necesariamente se incrementa de K  L  M  N etc. 4s < 3d

15 Modelo del Átomo de Bohr

16 Subniveles de energía. Cada nivel principal de energía de un átomo contiene uno o más subniveles. El número máximo de subniveles en cada nivel principal de energía es igual al valor n para ese nivel. Por ejemplo el 3er nivel principal de energía, donde n=3, puede tener un máximo de tres subniveles. Para los 112 elementos conocidos, sólo 4 subniveles son utilizados. El 5to, 6to y 7mo (n=5, n=6 y n=7) son teóricamente posibles, pero actualmente no se necesitan. Los subniveles numerados 0, 1, 2, 3 son también llamados subniveles s, p, d y f. Para distinguir un subnivel de otro, se combinan el número cuántico principal y la letra del subnivel, para indicar el nivel principal de energía en el que ocurre el subnivel. Por ejemplo, 4p indica un subnivel p en el cuarto (4) nivel principal nivel de energía. Cada subnivel de un átomo contiene 1 o más orbitales de electrones. Un orbital es definido como el espacio o región que tiene una alta densidad de electrones. Para compartir un orbital, dos electrones deben de tener un spin opuesto.

17 Electro Química y la Tabla Periódica Estados quánticos permitidos (n,l,m,s): n=1:1,0,0,±1/21s (2 electrones)[2 electrones] n=2:2,0,0,±1/22s (2 electrones) 2,1,(–1,0,1),±1/2 2p (6 electrones)[8 electrones] n=3:3,0,0,±1/23s (2 electrones) 3,1,(–1,0,1),±1/23p (6 electrones) 3,2,(0,±1,±2),±1/23d (10 electrones) [18 electrones] n=4:4,0,0,±1/24s (2 electrones) 4,1,(–1,0,1),±1/24p (6 electrones) 4,2,(0,±1,±2),±1/24d (10 electrones) 4,3,(0,±1,±2,±3),±1/24f (14 electrones) [32 electrones]

18 Subniveles de Electron (s) Geometría general S orbitales de electrón = esferas.

19 Subniveles de electrón (p) Geometría general de orbitales de electrón P = forma dumbbell. x z y y x z z y x pxpxpxpx pypypypy pzpzpzpz

20 Subniveles de electrón (d). Geometría general de orbitales de electrón d = Trébol de cuatro hojas.y x zd x 2 -y 2 zx y d xz z y xdxy x y z d yz z y x d z2z2z2z2

21 Estructura de electrónica del átomo

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24 Electro Química y la tabla Periódica III Secuencia de llenado: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 4p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10... Un diagrama para la secuencia de llenado siguiendo las flechas: Ejemplos: C (Z=6) 1s 2 2s 2 2p 2 Si (Z=14) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 = [Ne]3s 2 3p 2 Ge (Z=32) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2 = [Ar]4s 2 3d 10 4p 2 (Estos elementos tienen el mismo valor de electrones de valencia (externos) y comportamiento químico similar. Energía de orbitales con diferente l partido por Z>1 debido al escudo diferencial y penetración cerca del núcleo

25 Electro Química y la Tabla Periódica

26 Hay un llenado progresivo de orbitales de e- al incremental la energía.

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28 Ejemplo de notación: Al = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1Ejemplo de notación: Al = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Este es solo un modelo para la estructura de un átomo dado, pero parece que funciona muy bien.Este es solo un modelo para la estructura de un átomo dado, pero parece que funciona muy bien. Las formas de los subniveles dicen mucho sobre las propiedades macroscopicas de los elementos.Las formas de los subniveles dicen mucho sobre las propiedades macroscopicas de los elementos. Las características de un átomo dependen de la configuración del e-.Las características de un átomo dependen de la configuración del e-. Esto resulta en parte del numero de protones & la neutralidad eléctrica.Esto resulta en parte del numero de protones & la neutralidad eléctrica. Átomos con un numero diferente de protones & electrones, pero similar configuración de electrón e- (electrónica) tienen propiedades similares.Átomos con un numero diferente de protones & electrones, pero similar configuración de electrón e- (electrónica) tienen propiedades similares.

29 Los electrones del orbital mas externo o e- de valencia son fundamentales en la formación y propiedades de los minerales. Configuraciones similares de los orbitales externos  Grupos en la Tabla Periódica, por ejemplo: –metales alcalinos (Ia): un e- de valencia en orbital externo –halógenos (VIIa): siete e- de valencia –gases inertes (VIIIa): ocho e- de valencia = # mágico... Llenos los niveles de energía s & p –(He solo tiene s con 2 e-)

30 Otros elementos intentan ganar la configuración estable de los gases inertes de tener lleno los niveles de energía externos combinándose o enlazándose con otros elementos. Si un átomo tiene un e- extra (alkalis) fácilmente lo perderá si puede encontrar la forma de alcanzar un balance de cargas : ENLACE Esto resulta en un ion con valencia +1 Grupo II metales perderán 2 e -  valencia +2 Halogenos capturaran un e -  y alcanzarán la configuración de un gas inerte.  -1

31 Los atomos son estables si los orbitales de electrón están llenos (Gases Nobles) Los átomos pueden gana o perder e- para volverse estables>> IONES. Átomo – electrón > oxidado = catión (+) Átomo + electrón > reducido = anión (-) Es necesaria energia para remover e- >> Potencial de Ionización. IP aumenta con > el numero atómico. IONES

32 Es la energía requerida para remover o agregar electrones de valencia. Medida de la intensidad de la carga positiva en la superficie de un átomo. Depende de la carga iónica y del tamaño del ion. Que tan fácil un átomo cederá electrones para formar un enlace. Cationes grandes cationes con baja carga (+1, +2) no conservan sus e- (baja I) y pueden combinarse rápidamente con otros compuestos (e.g., agua). Estos son los CATIONES SOLUBLES (Grupos 1a, 2a). Sales y precipitados químicos. Potencial de Ionización (I)

33 Sistemática de la Tabla Periódica: columnas y valencia Un orbital de 8 electrones en s y p es especialmente estable; medio llenos p o d también tienen extra estabilidad. Por lo tanto, los iones formados por un elemento están mayormente controlados por la columna en la tabla periódica (i.e., numero de electrones en el nivel mas externo de un átomo neutro) Elementos con electronegatividad baja fácilmente llenan sus orbitales externos al ceder sus electrones de valencia y se convierten en iones cargados positivamente (cationes). Elementos con alta electronegatividad fácilmente llenan sus orbitales externos aceptando electrones extra y convirtiéndose en iones cargados negativamente (aniones). +1,-1 +1 +2 +3 +4 +5 +3,+4 +5 +3,+4 +5 +3,+6 +3,+4 +5,+6 +4,+6 +2,+7 +4,+5 +6,+7 +2,+3 +3,+4 +4 +2,+3 +3,+4 +2,+3 +1,+2 +3,+4 +1,+2 +2 +1,+2 +3 +1,+3 +4 +2,+4 +5 +3 -2,+6 +4,+6 0 0 0 +3 -4,+4 +4 -3,+3 +5 +3,+5 -2 -2,+6 0 0 0 +3 +3,+4 +4 +3 +3,+4 +5 +3 +3,+4 +5,+6 +3 +2,+3 +3 +3,+4 +3 1 2 3 4 5 6 7 IAIIA IIIAIVA VAVIAVIIAVIIIA IIIBIVB VBVIBVIIB VIIIB IBIIB Lantánidos Actínidos 1 3 11 19 37 55 87 4 12 20 38 56 88 21 39 22 40 72 23 41 73 24 42 74 25 75 26 44 76 27 45 77 28 46 78 29 47 79 30 48 80 5 13 31 49 81 6 14 32 50 82 7 15 33 51 83 8 16 34 52 84 9 17 35 53 85 10 18 36 54 86 2 57 89 58 90 59 91 60 92 6162 63 6465 666768697071 +4 +4,+6+3,+5+2,+4+1,+3 +2,+4 +3,+4

34 Sistemática de la Tabla Periódica: PI y electronegatividad First Ionization Potential (eV) Electronegatividad de Pauling Primer Potencial de Ionización de los Elementos Cs Rb K Na Li Rn Xe Kr Ar Ne He Fr Ra Pu B C O F Mg Al Si Cl Ca Fe Ga Ge Br Sn I Au Hg Lu 0 5 10 15 20 25 Noble Gases Alkali Metals Rare Earths

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36 Significado Geoquímico de la electronegatividad Pares de átomos con electronegatividad muy diferente alcanzan gran estabilidad intercambiando electrones completamente formando enlaces iónicos. Este es el enlace dominante en casi todos los minerales Elementos con muy alta o muy baja electronegatividad tienden a ser litófilos. Pares de átomos con casi igual electronegatividad comparten electrones en enlaces covalentes. Este es el enlace dominante en los compuestos orgánicos, sulfuros, y aniones compuestos (CO 3 2-, SO 4 2-, etc.). Elementos con electronegatividad intermedia y orbitales-d completos o vacíos son comunes en enlaces covalentes con orbitales S y por lo tanto son calcófilos. Elementos electronegatividad intermedio y ~4 a ~8 electrones en d son estabilizados en enlaces metálicos neutros y tienden a ser siderófilos. NaCl, iónicoCCl 4, covalente Cr, metálico Electrones conductores deslocalizados

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40 (excepto para los gases inertes en los cuales es muy baja) Electronegatividad: característica de un átomo en una estructura cristalina atraer electrones hacia su orbital mas externo. Medida de la capacidad de un elemento de gana electrones para formar iones negativos o aniones. En general, la electronegatividad aumenta

41 Enlaces Químicos Son el resultado de las interacciones eléctricas entre átomos en la naturaleza los cuales son responsables de muchas de las propiedades de los minerales. Átomos con estructuras e- (electrónicas) estables no realizan enlaces.

42 Principales Tipos de enlaces Enlaces iónicos Enlaces covalentes Enlaces metálicos

43 Enlaces Químicos Los Atomos se enlazan en varias formas para formar enlaces químicos l Enlace Iónico Átomos ganan o pierden electrones volviéndose iones cargados negativa o positivamente que se atraen unos a otros l Enlace Covalente Se comparten electrones entre átomos similares l Enlace Metálico Electrones se mueven continuamente entre núcleos estrechamente compactos. Intermolecular (atracción débil entre átomos, creándose cargas temporales te )  Hidrogeno  Van der waal

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45 Determinación del carácter iónico de los enlaces Existe una sucesión continua entre Enlaces iónicos y covalentes

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47 Otros tipos de enlaces 1.Enlaces dipolo-dipolo 2.Enlaces de van der Waals 3.Enlaces de hidrogeno Intermolecular (atracción débil entre átomos, creándose cargas temporales) Hidrogeno Van der waal

48 Cristalo-Quimica Los Cristales pueden clasificarse en 4 tipos: 1. Cristales moleculares Moléculas neutras se mantienen unidas por débiles enlaces de Waals Como minerales son Raros Mayormente orgánicos Frágiles, baja dureza, etc Ejemplo: grafito

49 2. Cristales covalentes Átomos con similar y alta en lado derecho de la TP Minerales poco comunes Redes de fuertes enlaces covalentes sin Enlaces Direccionales simétricos y densos Ejemplo: diamante

50 Crystal Chemistry 3. Cristales metálicos Átomos con similar en en el lado derecho de la TP Enlaces Metálicos son altamente a-direccionales simétricos y densos Metales puros tienen átomos del mismo tamaño Empaquetamiento cerrado Cúbico Hexagonal 4. Cristales iónicos (comunes) Arreglo cerrado de átomos de oxigeno Cationes se acomodan entre los oxígenos –Diferente tipos de lugares intersticial disponibles –Ocupados solo por átomos que pueden ajustar –Ocupados solo por átomos que alcancen neutralidad de cargas

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