1. SEGUNDA CLASE VIRTUAL <br />UNIDAD DIDACTICA 1<br />TEMAS:<br />ESTRUCTURA DE LA MATERIA: El átomo. <br />TABLA PERIODICA: Los elementos químicos.<br />UNIONES QUÍMICAS: Iónicas. Covalentes. <br />FUERZAS INTERMOLECULARES: Van Der Waals, Puente Hidrógeno.<br />¡Hola a todos!<br />¿Cómo les resultó la primera parte? Espero que muy fácil y enriquecedora.<br />Entonces…. Continuemos.<br />Ud. además, debe saber que….<br />Los elementos químicos son aquellos que constituyen todas las sustancias, tanto las simples como las compuestas.<br />Se representan con símbolos que se escriben con letras imprenta, la primera en mayúscula, y, cuando es necesario, se le agrega una segunda letra imprenta en minúscula. Los nombres de los elementos, generalmente derivan del latín y se refieren, o a una propiedad del elemento o bien rinden homenaje a quien lo descubrió. Los símbolos tienen validez internacional, independientemente del idioma.<br />Ellos se encuentran representados en la Tabla Periódica de los Elementos.<br />Los griegos ya sostenían que las sustancias están constituidas por unidades indivisibles y pequeñas, denominadas ÁTOMOS. Los átomos de algunos elementos pueden existir de manera separada, pero por lo general se encuentran enlazados en cadenas de dos o más, llamadas MOLÉCULAS. Estas son la mínima parte de un elemento que puede existir normalmente de modo independiente.<br />Identificaremos las uniones químicas como aquellos mecanismos por los cuales dos o más átomos se unen para formar moléculas. También aprenderemos que las reacciones químicas son aquellos fenómenos químicos en donde una o más sustancias reaccionan, y se convierten en otra u otras sustancias.<br />Cerraremos analizando los compuestos químicos tales como los óxidos, hidróxidos, ácidos, hidruros, hidrácidos y sales.<br />Acompáñenme en esta tarea!<br />Recuerde que cuando vea el icono deberá recurrir al cuadernillo de lectura complementaria.<br />John Dalton, en 1805 enunció su teoría atómica que afirmaba que la materia era discontinua (no se podía dividir infinitamente), y que estaba formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos (partículas sin división).<br />(Ud. Puede leer en los libros recomendados, más acerca de otros científicos que colaboraron con distintas teorías atómicas.)<br />ATOMOS Y MOLECULAS:<br />ATOMO: es la menor porción de materia que se combina para formar moléculas. <br />MOLECULA: es la menor porción de una sustancia, que puede existir libre y conserva todas las propiedades de esa sustancia.<br />Así como los elementos se representan mediante símbolos, las moléculas lo hacen mediante fórmulas, las cuales indican el tipo y el número de átomos que constituyen las moléculas. Ej. la molécula de oxígeno está formada por dos átomos de oxígeno (se representa O2); el agua, está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (su fórmula es H2O).<br />Recuerden que para indicar la cantidad de átomos dentro de una molécula, el número se coloca como subíndice, bajo el elemento correspondiente. La ausencia de subíndice, indica que hay un solo átomo de ese elemento en la molécula.<br />Las moléculas pueden ser:<br />Simples : cuando están formadas por un mismo tipo de átomos. Ej. el oxígeno (O2).<br />Compuestas: cuando provienen de la unión de átomos diferentes. Ej. el agua (H2O).<br />Algunos elementos, como por ejemplo los gases nobles (He, Ne, Ar, etc.) o los metales (Na, Ca, K, etc.), están formadas por un solo átomo, por lo que se llaman monoatómicas. <br />Otros átomos, no pueden existir solos, por lo que se unen de a dos. Estas son llamadas diatómicas o biatómicas, y son:<br />Oxígeno <br />Hidrógeno<br />Azufre<br />Nitrógeno<br />Halógenos: CloroFlúorBromoIodo<br />También existen moléculas formadas por varios átomos iguales, son las llamadas poliatómicas, por ejemplo fósforo (P4), azufre (S8 )<br />Resumiendo:<br />MONOATOMICAS<br /> SIMPLESDIATOMICAS<br />POLIATOMICAS<br />MOLECULAS<br /> COMPUESTAS<br />Ahora veamos cómo están formados los átomos……<br />¿Cómo está formado un átomo?<br />Está formado por tres partículas fundamentales: <br />Protones (+)<br /> NUCLEO<br />Neutrones <br />Electrones (-) ORBITAS<br /> <br />Los PROTONES, son partículas con carga POSITIVA, dotadas de masa, que se encuentran en el núcleo del átomo. Los NEUTRONES, como su nombre lo indica, NO poseen carga eléctrica, pero sí tienen masa, ubicándose además en el núcleo. Los ELECTRONES, con carga NEGATIVA, y una masa despreciable, se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas o niveles energéticos. Cada átomo en su conjunto es ELECTRICAMENTE NEUTRO, por lo que el número de electrones (-) es igual al de protones (+).<br />Es necesario estudiar dos números que nos suministran información importante:<br />Número atómico:<br />Los átomos de los distintos elementos se diferencian unos de otros por poseer un n° específico y único de protones. Este n° de protones, se llama n° atómico, y se representa con la letra Z.<br />n° atómico = Z = p+<br />Ej. el carbono, tiene 6 protones en su núcleo, por lo que Z=6; el oxígeno, tiene Z=8.<br />Dado que el átomo es eléctricamente neutro, la cantidad de protones es = al n° de electrones.<br />n° atómico = Z = p+ = e-<br />Número másico:<br />También llamado número de masa, se representa por la letra A, y está relacionado con la masa del átomo. La masa del átomo está concentrada principalmente en su núcleo, y proviene de los protones y neutrones presentes en el mismo, por lo que:<br />N° másico = A = (p+) + (n)<br />Ej. el aluminio (13 protones y 14 neutrones), por lo tanto, A=27.<br />Relacionando los conceptos anteriores, podemos concluir:<br />Z = p+ = e-<br /> Remplazando, A = Z + n n = A – Z<br />A = (p+) +( n)<br />Para representar los números vistos anteriormente, se coloca el símbolo del elemento (X), y a la izquierda del mismo, como subíndice, el número atómico (Z), y como superíndice, el número másico (A). A Z X<br />ISOTOPOS:<br />Muchos elementos están formados por átomos que tienen el mismo número de protones (Z) y diferente número de neutrones, y por ello distinto A. Así, definimos a los isótopos como “átomos de un mismo elemento que poseen diferente masa, pero igual número Z”. Por ej. los isótopos del átomo de hidrógeno, son tres: <br />Protio ( 1 1H )Deuterio (21H )Tritio ( 31H )<br />IONES:<br />La materia tiene una propiedad llamada carga eléctrica, de modo que los distintos objetos están formados por partículas con carga. Las cargas pueden ser positivas o negativas. Las + y las – se atraen, neutralizándose mutuamente. Pero si el n° de cargas + es mayor a las -, el objeto tiene carga neta positiva, y si el n° de cargas negativas, es mayor que las +, el objeto tiene carga eléctrica negativa.<br />Este razonamiento se aplica a la formación de IONES, o sea, partículas que tienen carga eléctrica. Sabemos que los átomos son eléctricamente neutros, por lo que si los mismos ganan electrones (cargas negativas), dejan de ser neutros y dan lugar a iones llamados ANIONES. Por ej. el cloro, tiene 17 protones y 17 electrones, si gana un electrón (una carga negativa), produce un anión cloruro, cuya carga neta es negativa.<br />Cl- (anión cloruro)<br />Si, por el contrario, el átomo pierde una carga negativa, queda con carga neta positiva, formando un ión llamado CATION. Por ej. el sodio, que tiene 11 p+ y 11 e-, generalmente pierde 1 e-, y queda con carga neta positiva, formando el catión sodio.<br />Na+ (catión sodio)<br />La carga eléctrica de un ión, se coloca como superíndice, a la derecha del símbolo del elemento. Según se pierdan 1, 2, 3, etc. electrones, la carga eléctrica puede ser +1, +2, +3 (Na+1, Ca+2, Al+3). Y si se ganan 1, 2, 3 electrones, la carga será -1, -2, -3 (Cl-1, O-2, N-3).<br />Generalmente los elementos metálicos, tienden a perder electrones, transformándose en cationes; y los elementos no metálicos, tienden a ganar electrones, por lo que se transforman en aniones.<br /> POSITIVOSCATIONES (metales)<br />IONES<br />RECUERDEN QUE EN LA FORMACION DE IONES, SOLAMENTE INTERVIENEN LOS ELECTRONES. LOS PROTONES DEL NUCLEO NO PARTICIPAN. NEGATIVOS ANIONES (no metales)<br />En 1870, el Ruso Mendeleiev, descubre que algunos elementos químicos comparten ciertas propiedades físicas y químicas. Así, los ubica en la llamada tabla periódica de los elementos, la cual representa una herramienta importante para el estudio de la Química, puesto que nos brinda información referente a los elementos químicos existentes, tanto naturales como artificiales. <br />(Si ud. No cuenta con una tabla periódica, puede trabajar con la que se encuentra en la pág.6, del cuadernillo auxiliar de lectura)En ella se observa la secuencia lineal de los elementos, ordenados de izquierda a derecha, según sus números atómicos crecientes. Estas filas horizontales, se llaman períodos, que, enumerados de arriba hacia abajo, son 7. El período 7, se completa con los elementos “transuránidos” (donde encontramos los lantánidos y los actínidos).<br />DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIODICA:<br />Los elementos ubicados verticalmente, forman los grupos, cuya numeración va de izquierda a derecha, con números romanos (I A, II A,etc). En el bloque izquierdo, solamente hay dos grupos (I A, II A), y en el bloque derecho, hay seis (XIII A , XIV A, XV A, XVI A, XVII A, XVIII A). Ambos bloques contienen a los llamados elementos representativos. Los elementos contenidos en el grupo I, se llaman alcalinos, los del grupo II, acalino-térreos y el grupo XVIII contiene a los gases nobles o inertes.<br />En la zona central de la tabla (4° período), aparecen series que tienen 10 elementos, situados entre los dos bloques de elementos representativos. Son los llamados elementos de transición (III, IV, V, VI, VII, VIII, IX, X, XII).<br />Cabe aclarar que actualmente, hay diferentes modelos de tablas periódicas, pero todas nos brindan la misma información.<br />GENERALIDADES:<br />El número de grupo está relacionado con el número de electrones que tiene el elemento en su último nivel (órbita), y son los que intervienen en las uniones químicas (también se llaman electrones de valencia). Por ello, los elementos ubicados en el grupo 1, tienen 1 e- en su última órbita, los del grupo 2, tienen 2 e-, y así hasta llegar al grupo 8 (o 13).<br />En cambio, el número de período, se relaciona con el número de niveles energéticos (órbitas) en los que se distribuyen los electrones de los elementos. <br />Resumiendo: <br />Columnas verticales grupos n° electrones último nivel.<br />Filas horizontales períodos n° niveles electrónicos.<br />Observando la tabla, nos da los siguientes datos:<br /> A número másico <br /> X símbolo del elemento <br /> Z número atómico<br />En la tabla periódica, los elementos, según sus propiedades, se clasifican en: <br />METALES: <br />buenos conductores de electricidad y calor.<br />poseen brillo.<br />dúctiles y maleables, algunos se combinan para formar aleaciones.<br />excepto el mercurio (que es líquido), los demás son sólidos.<br />los átomos metálicos, tienden a perder electrones, y así formar cationes.<br />se combinan con el oxígeno para formar óxidos básicos.<br />NO METALES: <br />no conducen calor ni electricidad.<br />No poseen brillo.<br />Se presentan en distintos estados de agregación, si bien la mayoría son sólidos, algunos son gases y otros líquidos (bromo).<br />Sus átomos tienden a ganar electrones y transformarse en aniones.<br />Se combinan con el oxígeno para formar óxidos ácidos.<br />METALOIDES: tienen propiedades comunes a los metales y no metales. Son mejores conductores del calor y electricidad que los no metales, pero no tanto como los metales<br />GASES NOBLES:<br />son gases a T° ambiente.<br />No conducen calor ni electricidad.<br />Son inactivos químicamente, ya que tienen completo su último nivel energético.<br />PROPIEDADES PERIODICAS: <br />(Ud. Las puede encontrar en la pág. 6 y 7 del cuadernillo) de lectura)<br />Ahora que Ud ya conoce la tabla periódica y alguno de los elementos contenidos en ella, aprenderá a hacerlos reaccionar…..<br />Los elementos químicos, excepto los gases nobles, son inestables, por lo que necesitan unirse a otros para llegar a la estabilidad. Veamos entonces cómo se produce esto:<br />Teoría del octeto:<br />Para combinarse, los átomos toman, ceden o comparten electrones. Pero, ¿cuál es la condición que le permite a cada átomo elegir una u otra forma de unión? Simplemente, tiende a completar su último nivel de electrones (o nivel energético) a fin de llegar a tener 8 electrones (completar su octeto). Este N° de electrones que tiene cada átomo en su último nivel es lo que determina sus propiedades químicas.<br />Diagramas de Lewis:<br />Para facilitar la representación de cómo ocurren esas uniones entre los átomos, el científico Lewis, propuso representar los electrones del último nivel de los átomos, con puntos o cruces.<br />Por ejemplo, el oxígeno (Z=8), tiene 8 electrones en su último nivel, el sodio (Z=1), tiene un electrón.<br />Las Estructuras de Puntos de Lewis <br />Tipos de unión:<br />Unión iónica: este tipo de unión se establece entre un átomo metálico (que tiene pocos e) y otro no metálico (al que le faltan pocos e). Por ejemplo, la unión entre el flúor y el sodio. El flúor, tiene 7 e en su último nivel, y como es un no metal, tiende a aceptar 1 e para completar su octeto. Así, al recibir un e (carga negativa) se convierte en un anión. Mientras que el sodio, metal, tiene que ceder su electrón, para quedar con 8 en su último nivel, pierde carga negativa, y se convierte en un catión. Se establece entonces una unión iónica, ya que intervienen iones (aniones y cationes).<br />Catión sodio Anión fluoruro<br />Lo mismo sucede con la unión del sodio y el cloro. En ambos casos se forman cristales cuya estructura cúbica se puede representar:<br />Unión covalente: <br />Covalente simple:<br />Todos los átomos tienden a completar 8 e en su último nivel (octeto), excepto el Hidrógeno (que forma un dueto, o sea completa dos electrones). Así, los átomos que tienen pocos e, pueden ceder a aquellos a los que les faltan pocos e. pero ¿qué pasa cuando se enfrentan dos átomos a los que les faltan pocos e para completar 8 en su último nivel? También se combinan, pero para ello tienen que compartir sus electrones. Este tipo de unión se establece entre átomos no metálicos. Por ejemplo, la formación de la molécula de cloro:<br />Entonces, la molécula se escribe:<br />Lo mismo sucede con el hidrógeno, pero aquí, cada átomo comparte su único electrón (y forman un dueto).<br />H2 H:HH-H<br />Esta es la razón por la cual este tipo de moléculas son diatómicas.<br />Pero, ¿si tenemos átomos diferentes, como en la formación de la molécula de agua?: el oxígeno tiene 6 electrones en su último nivel, por lo tanto, necesita 2 electrones más, para llegar a 8. Así, necesita 2 átomos de hidrógeno con quien compartir sus electrones y llegar al octeto y dueto respectivamente, entonces:<br />La ecuación correspondiente a la formación de agua sería:<br />Otro ejemplo, sería la formación de la molécula de metano (CH4):<br />covalente doble: <br />Tomaremos como ejemplo la formación de la molécula de oxígeno:<br />O2 <br />covalente triple:<br />Explicaremos la formación de la molécula de nitrógeno:<br />Unión covalente coordinada o dativa:<br />Como en toda unión covalente, en este tipo de unión también se comparten electrones, pero la diferencia está dada en que el par de electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos.<br />Analicemos lo que ocurre en la formación de la molécula de dióxido de azufre.<br />Ambos elementos se ubican en el grupo VI de la tabla periódica, de modo que poseen seis electrones de valencia cada uno. Esto determina que un átomo de azufre y uno de oxígeno se unan compartiendo dos pares de electrones para completar su octeto:<br />Esto se representa:O <br />SO<br />Uniones polares y no polares:<br />La electronegatividad (EN) permite estimar si una unión es covalente polar o no polar, ya que según la diferencia de EN entre los átomos involucrados se puede predecir el tipo de unión que tendrá lugar.<br />Covalente no polar: cuando los átomos que se unen tienen la misma EN, por lo que atraen con la misma fuerza y por más tiempo el par de electrones que comparten. Por ej. la molécula de cloro, la de oxígeno.<br />Covalente polar: cuando los átomos que se unen tienen diferente EN, por lo que uno de ellos atraerá con la más fuerza y por más tiempo el par de electrones compartido. Así, la nube electrónica se desplazará hacia el átomo más EN, distribuyéndose asimétricamente alrededor de ambos núcleos, lo que genera la aparición de dos polos: uno positivo y otro negativo (por ello se denomina polar). Por ej. la molécula de agua.<br />Fuerzas intermoleculares: <br />Son responsables de muchas propiedades físicas de los compuestos, como el punto de fusión, de ebullición, solubilidad, etc. También se relacionan con propiedades biológicas, como es el caso de las proteínas.<br />Fuerzas de VanDer Waals: son más débiles que los enlaces iónicos o covalentes.<br />Fuerzas dipolo-dipolo: se establecen entre moléculas polares. Así el extremo positivo de una molécula, se une con el negativo de la otra.<br />Uniones “puente hidrógeno”: se establece cuando un átomo de hidrógeno, unido a un átomo muy electronegativo y pequeño (F, N, O), es atraído por otro átomo muy electronegativo. Esta unión se da entre moléculas de agua. Son más débiles que las uniones iónicas y covalentes, pero más fuertes que el resto de las uniones intermoleculares.<br />CIERRE:<br />Sabemos que ha sido un arduo trabajo, pero ahora tienes las bases necesarias para introducirte de lleno en esta materia. <br />Cuentas con los conocimientos necesarios como para definir un átomo, sus partes, los iones que forman………<br />Además conoces los elementos químicos, sabes dónde encontrarlos y cómo escribirlos. Lo más interesante de todo, ya sabes y puedes formar uniones entre ellos.<br />Por eso te invito a seguir trabajando…..te esperan nuevos conocimientos que aprender………<br />¡¡¡¡Buena suerte!!!! <br />BIBLIOGRAFIA<br />QUIMICA V, Milone; Ed. Estrada.<br />QUIMICA IV, José Mautino; Ed. Stella.<br />QUIMICA GENERAL, Whitten.<br />