Química 1ro Bachillerato: Estados y propiedades de la materia

COLEGIO MUNICIPAL“JOSÉ RICARDO CHIRIBOGA V”
Av. Bobonaza y Pedro de Céspedes S/n Pío XII
Teléfonos: 2 654-824 - 2656801
GUÍA DE ESTUDIOS
1. DATOS INFORMATIVOS:
1.1. Asignatura: Química
1.2. Curso: Primero de Bachillerato
1.3. Docente: Lic. Marco Chacha
1.4. Paralelo: A
1.5. Jornada: Vespertina
1.7. Unidad: 1
1.8. Titulo de la Unidad: “Principios que rigen a la materia”
2. OBJETIVO DE LAS UNIDAD
Describir la importancia de mezclas y sus procesos de separación mediante Planteamiento de ejemplos, lecturas de análisis y
comparaciones para determinar la utilidad en las actividades del ser humano
3. COMPETENCIAS
• Dibuja de elementos, Observación de modelos.
• Denomina, describe y formula de preguntas,
• Obtén información científica y Expón de argumentos.
• Elabora inferencias: Formula hipótesis y conclusiones.
• Relaciona y transfiere de conocimientos: Relación de conocimientos y su aplicación en la vida diaria.
3. INSTRUCCIONES:
a) Lea detenidamente cada una de las actividades a realizarse
b) El trabajo debe presentarse en le fecha establecida.
c) La presentación del trabajo debe ser impecable.
d) El trabajo debe ser realizado según el orden indicado.
e) Se considera en la evaluación su aporte personal en cuanto a la investigación, creatividad y criterio personal.
f) Trabajos similares serán anulados.
4. INSTRUCCIONES:
g) Lea detenidamente cada una de las actividades a realizarse
h) El trabajo debe presentarse en le fecha establecida.
i) La presentación del trabajo debe ser impecable.
j) El trabajo debe ser realizado según el orden indicado.
k) Se considera en la evaluación su aporte personal en cuanto a la investigación, creatividad y criterio personal.
l) Trabajos similares serán anulados.
5. CONTENIDO DE APRENDIZAJE
• Materia: Estados; propiedades.
• Propiedades generales y específicas
• Propiedades físicas y químicas
• Mezclas: Homogéneas y heterogéneas.
MATERIA
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa, peso, es perceptible a nuestros sentidos y es susceptible a
medición. Se la encuentra en la naturaleza en estado sólido, líquido y gaseoso.
1.
Propiedades generales de la materia:
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Toda la materia poseen estas propiedades, las mismas, que no permiten diferenciar un cuerpo de otro, ya que cuerpos diferentes
pueden tener igual masa.
a) Masa.- Es la medida de la cantidad de materia que posee un cuerpo. Se la mide con la balanza.
b) Peso.- Es la medida de la fuerza de atracción que ejerce un cuerpo de mayor masa sobre los de menor masa. A esto se
denomina fuerza de gravedad y se la mide con el dinamómetro.
Ejemplo: Un astronauta sobre el trasbordador Columbia a medida que va alejándose del planeta va perdiendo peso, pero la masa
sigue siendo la misma.
c) Volumen.- Es el espacio ocupado por un sustancia.
d) Es indestructible.- La materia no se crea ni se destruye solo se transforma por lo tanto es indestructible.
e) Discontinuidad.- La materia, no es continua ya que no se puede dividirla indefinidamente sino que finalmente existe una
partícula unitaria que al dividirla, hace que se pierdan las propiedades de esa materia.
f) Impenetrabilidad.- Es la propiedad de los cuerpos que indica que no pueden dos cuerpos ocupar al mismo tiempo el mismo
lugar en el espacio, ya que cada átomo ocupa un lugar determinado.
g) Inercia.- Es el estado de reposo o de movimiento de un cuerpo que puede ser modificado por intervención de una fuerza
extraña. No hay reposo absoluto ya que todas las partículas de un cuerpo se encuentran en movimiento.
2. Propiedades Específicas de la materia.
Estas propiedades nos permiten identificar un cuerpo de otro ya que son propias de cada una, tenemos las siguientes:
Propiedades Físicas.- Estas propiedades son físicas ya que son procesos reversibles y actúan sobre un determinado cuerpo sin
dañar la estructura de dicho cuerpo y vuelve a su estado inicial.
Ejm: el ciclo del agua,
a) Solubilidad.- La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de ella que se disuelve en una determinada cantidad de
solvente a temperatura y presión específica.
La sustancia que se disuelve se llama soluto y la sustancia que disuelve es el solvente. Cuando una ‘sustancia sólida (soluto) se
disuelve en un solvente líquido se dice que la sustancia es soluble como sal en agua, la que no se disuelve se dice que es
insoluble o no soluble como la cera en agua.
Cuando ‘una sustancia líquida (soluto) se disuelve en un solvente líquido se dice que son líquidos miscibles como el alcohol en
agua, y si no se disuelve son líquidos no miscibles o inmiscibles en el caso del aceite en agua.
b) Punto de Ebullición.- Es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión de 1 atmósfera. El punto
de ebullición está influenciado por la presión y altura. A mayor altura la presión es menor y por ende el punto de ebullición es
menor y a menor altura hay mayor presión y el punto de ebullición es mayor. Por Ejm. El punto de ebullición del agua en Quito es
de 92°C y en Guayaquil es de 100°C, del Cu es de 2567°C, alcohol etílico de 78°C, etc.
c) Punto de Fusión.- Es la temperatura en la que un sólido se transforma en líquido a la presión de 1 atm. Por Ejm: El punto de
fusión del hielo (agua) es de 0°C, del Fe es de 1535C, Mg es de 650C. etc.
d) Densidad.- La densidad de un cuerpo es la relación que existe entre la masa de un cuerpo por la unidad de volumen., por ejm.
la densidad del agua es 1 g/ml es decir que 1 g de agua ocupa un volumen de 1 ml la densidad del aluminio es de 23g ml es decir
que 2.7g de Al ocupa un volumen de 1ml La densidad se expresa matemáticamente con la fórmula d=m/v en donde la masa y el
volumen se expresa en
Ejercicios:
• Calcule la densidad del Hg si 1.00 x102g ocupa un volumen de 7.36cm3
• Calcule el volumen de 65.00g del líquido metanol si su densidad es de 0.791g/ml
• Que masa en gramos tiene un cubo de oro (densidad = 19.32gcm3), si su arista es de 2.55 cm
• Calcule la densidad de de una muestra de 374,5 g de Cu si tiene un volumen de 41.83cm3
• Un estudiante necesita 15.58g de etanol para un experimento si la densidad del alcohol es de 0.789g/ml. ¿Cuántos
Mililitros de alcohol necesita.
• Que masa en gramos tiene 25.03ml de Hg (densidad= 13.63g/ml)
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e) Olor, color, sabor: Estas propiedades físicas pueden ser reconocidas por nuestros sentidos (se las conoce también como
propiedades organolépticas).
Propiedades Químicas.- Son fenómenos químico como las reacciones químicas que se caracterizan por ser procesos irreversibles
ya que se producen cambios de la estructura interna del cuerpo y no vuelve a su estado inicial. Por Ejm: en la reacción del
hidrógeno con el oxígeno forma agua
1.
Sustancia puras o especies químicas.- Son todas las sustancias químicas puras y homogéneas y en cualquier parte de la
materia presentan propiedades iguales. Ejm: Na, Ca, H20, CO2.
Existen especies químicas simples y compuestas:
a) Especies Químicas Simples.- Son aquellos que están formados por átomos de la misma clase y de los cuales no pueden
obtener otras sustancias más simples.
Los elementos químicos se representan por medio de símbolos: ejm. Sodio Na. Calcio Ca. Hierro Fe, etc.
b) Especies Químicas Compuestas.- Son combinaciones que están formadas por la unión de átomos de diferente clase que se
han combinado en proporciones definidas. De los compuestos se pueden obtener sustancias más sencillas por medio de procesos
químicos.
Los compuestos químicos se representa por medio de fórmulas que se forman de la unión de 2 o más elementos diferentes: ejm.
amoníaco NH3, glucosa C6H12O6. Cal CaO,
2. Mezclas.- Es la unión de 2 o más sustancias en cantidades variables. Los elementos de una mezcla pueden ser elementos y
compuestos en donde cada una de las cuales mantiene sus propiedades y se los puede separar por medios físicos.
Existen mezclas homogéneas y heterogéneas.
a.- Mezclas Homogéneas.- Son las que presentan uniformidad en su composición. Por Ejm. Las soluciones corno el aire, sal en
agua, etc.
b.- Mezclas Heterogéneas.- Son las que no presentan uniformidad en su composición. Por Ejm. Madera, suelo, rocas, etc.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Existen diferentes métodos físicos que permiten separar mezclas para obtener especies químicas puras, entre las cuales tenemos:
destilación, filtración, decantación, centrifugación, tamización, levigación, cromatografía, etc.
Mezcla y Combinación
Mezcla: Es la unión de 2 o más sustancias simples o compuestas en proporciones variables.
Combinación: Es la unión íntima de 2 o más sustancias simples o compuestas en cantidades fijas y determinadas.
ESTADOS DE LA MATERIA
La materia se encuentra en la naturaleza fundamentalmente en 3 estados fisicos que son:
1. Sólido.
• Las moléculas están muy unidas y casi no hay espacios intermoleculares.
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• El movimiento molecular es escaso.
• Prevalecen las fuerzas de cohesión o atracción.
• Los cuerpos en este estado tienen una forma definida.
• El volumen es constante.
2. Líquido.
• Las moléculas están más separadas que en el estado sólido.
• Hay más espacios intermoleculares y las moléculas pueden moverse más fácilmente.
• Los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene.
• Las fuerzas de cohesión son similares a las fuerzas de repulsión
• Tienen volumen definido (no aumenta ni disminuye).
3. Gaseoso.
• Las moléculas de los gases están más muy separadas.
• Tienen espacios intermoleculares grandes.
• Los gases adoptan la forma del recipiente donde están.
• Tienen un volumen indefinido.
• Predominan las fuerzas de repulsión o expansión
• Se conoce en la actualidad un cuarto estado de la materia llamado de plasma.
4. Plasma
• Estado de la materia que se caracteriza por haber sido acelerados los electrones de un gas hasta separarse de los
átomos, por ejemplo la materia que se encuentra en el interior de sol, estrellas. Por ejm. en el sol debido a la enorme
temperatura (millones de grados centígrados), no existen moléculas ni átomos completos porque se han disgregado en
partículas menores que brillan, por tener gran cantidad de energía.
Factores que determinan los cambios de estado son:
• La elevación o disminución de la temperatura y presión. La tensión de vapor de un cuerpo.
• El estado de cohesión o agregación molecular.
• La composición química de las sustancias.
CONSTITUCION DE LA MATERIA
Todos los cuerpos están formados por materia, y ésta a su vez constituido de partículas, moléculas, átomos y partículas
subatómicas.
Por ejemplo: Un pedazo de tiza (cuerpo), presenta partículas de tiza visibles (polvo), éstas contienen moléculas de CaSO4, 2H2O,
las mismas que contienen átomos de Ca, S, O, H y cada uno de estos átomos contiene partículas subatómicas como protones,
neutrones, electrones, etc.
Moléculas: Son porciones de materia invisibles a simple vista, conservan las propiedades de la materia que forma parte.
•
•
•
Se encuentran libres en la naturaleza. Por ejm. Al colocar azúcar en agua las partículas desaparecen a simple vista pero su
sabor dulce nos indica que sus moléculas mantienen sus propiedades.
• La molécula se forma de la unión de 2 o más átomos. Se clasifican en:
Átomo: Son partículas invisibles infinitamente pequeñas que forman las sustancias.
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• No se encuentran libres en la naturaleza.
• El átomo es considerado como la unidad compleja de la materia.
Teóricamente los compuestos se representan por medio de fórmulas que indican moléculas. Ejm: H2O (molécula de agua), CO2
(molécula de anhídrido carbónico), NH3 (molécula de amoníaco). Y los elementos se representan por medio de símbolos que
indican átomos. Ejm: Na (átomo de sodio), Fe (átomo de hierro), Ca (átomo de calcio)
TEMPERATURA
Es la magnitud que contempla el contenido calórico de un cuerpo, depende del promedio de la vibración de las moléculas. Para
medir medir la temperatura se usan varias escalas: Celsius, Fahrenheit, kelvin y ranquine.
CELSIUS (Cº).
En esta escala, el punto de solidificación del agua es de 0ºC y el punto de ebullición 100ºC a una atm, el espacio entre estos dos
valores se divide en 100 partes iguales correspondiendo a cada parte 1ºC
FAHRENHEIT (°F)
En esta escala se asigna al punto de solidificación del agua un valor de 32 grados y al de ebullición un valor de 212 grados; el
espacio entre estos valores se divide en180 partes, cada uno de los cuales corresponde a 1º F. Como el espacio comprendido
entre el punto de ebullición y el punto de congelación del agua está dividido en 100 intervalos en la escala Celsius y en 180 en la
escala Fahrenheit, es lógico que 100 intervalos Celsius equivalen a 180 intervalos Fahrenheit, o sea que: 100ºC=180ºF. por tanto.
Ahora bien, el punto de congelación del agua es 0º en la escala Celsius y 32º en la Fahrenheit, es decir: 0ºC=32ºF
Por tanto: Temperatura Fahrenheit 9/5 (temperatura Celsius) + 32
Temperatura Celsius = 5/9 (temperatura Fahrenheit —32)
KELVIN (°K)
En la escala Kelvin, al punto de solidificación del agua se le asigna un valor de 273°K y al de ebullición 373°K; entre estos dos
valores se hacen 100 divisiones equivalentes a 1°K. Esta escala también se denomina escala absoluta porque no tiene valores
negativos de temperatura.
Las escalas Kelvin y Celsius difieren únicamente en la elección del punto cero. Se toma como cero en la escala absoluta de Kelvin
el cero absoluto de temperatura, equivalente a —273°C:
0°K = —273°C
Temperatura Kelvin = 273 + temperatura Celsius
RANKINE (°R)
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En la escala Rankine, el valor del intervalo del grado es el mismo que el intervalo en la Fahrenheit, pero el punto cero corresponde
a 0°K ó — 273°C.
0ºR= -460ºF
Entonces: temperatura Rankine = 460 + temperatura Fahrenheit.
Las escalas Rankine y Kelvin tienen el mismo cero, por lo tanto existe entre ellos una relación muy sencilla.
Temperatura Rankine = 5/9 x temperatura Kelvin.
Ejercicios:
• Si la temperatura del cuerpo humano oscila entre 37.2ºC y 37.8ºC cual es su valor en grados Fahrenheit, kelvin,
• Compruebe que -40ºC es igual a -40ºF
• Convertir 30ºC y -6ºC en grados Kelvin
• Convertir 40ºK y 450ºK a grados centígrados
• Expresar 66ºF a ºR,ºC y ºK
• Convertir 90ºC a ºk y ºF
• 24ºF a ºR y ºK
• 453ºK a ºC y ºR
GUÍA DE ESTUDIOS
1.4. Unidad: 3-4
1.5. Titulo de la Unidad: “Estructura atómica”
• Describir la importancia de la estructura atómica y propiedades que dependen del núcleo atómico para determinar la
utilidad en las actividades del ser humano
3. DESTREZA CON CRITERIO DE DESEMPEÑO
Describir los modelos atómicos, estructura del átomo, números atómicos, Isótopos de los elementos más importantes, número y
masa atómica, representación de Lewis para los electrones, regla del octeto, energía de ionización y afinidad electrónicas,
electrones de valencia, enlaces químicos y las propiedades de los compuestos iónicos, covalentes y metálicos, para establecer la
estructura y composición de la materia
• Estructura atómica
• Modelos atómicos
• Modelo actual del átomo
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• Núcleo del átomo
• Propiedades que dependen del núcleo del átomo
• Envoltura del átomo
• Teoría cuántica
• Teoría atómica moderna
ESTRUCTURA ATOMICA
Desde hace varios siglos a.C. muchos sabios se dedicaron a estudiar la estructura de la materia y supusieron que debía haber un
tamaño mínimo de materia que conserve las propiedades del cuerpo que lo forma y que sea indivisible, por lo que le dieron el
nombre de átomo (a=sin, tomo= división).
Este proceso de la fusión atómica ocurre en la bomba de hidrógeno, en el sol y las estrellas con liberación de energía.
MODELOS ATÓMICOS
Son representaciones teóricas del átomo que han ido dadas a conocer por científicos que han tratado de explicar la estructura del
átomo a través del tiempo.
Dichos modelos han permitido llegar a establecer el modelo actual del átomo.
MODELO ATÓMICO DE DALTON
En 1808 Dalton formuló su teoría atómica, teoría que rompía con todas las ideas tradicionales (Demócrito, Leucipo).
Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, es la primera teoría científica que considera que la materia está
dividida en átomos. Los postulados básicos de esta teoría son:
• La materia está dividida en unas partículas indivisibles e
inalterables llamadas átomos.
• Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista.
• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual masa e
iguales propiedades.
• Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas
propiedades.
• Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una
relación constante y sencilla
• En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero ningún
átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se convierte
en átomo de otro elemento.
Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Tras el descubrimiento del electrón (descubierto por Thomson en el año 1897; véase
partículas subatómicas), en 1898 Thomson propuso un modelo atómico que tomaba
en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica.
Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro
del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro.
El modelo de Thomson era parecido a un pastel de frutas: los electrones estaban
incrustados en una masa esférica de carga positiva. La carga negativa total de los
electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que
el átomo era neutro.
Thomson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos.
Cuando el átomo pierde algún electrón, la estructura queda positiva y se forman iones
positivos; pero si el átomo gana algún electrón, la estructura queda negativa y se
forman iones negativos.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Tras el descubrimiento del protón, Rutherford formuló su modelo atómico.
En 1911, Rutherford empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna
de la materia (experimento de la lámina de oro;). A partir de ese experimento dedujo
que:
• La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse (99,9%).
• Algunas partículas se desvían (0,1%).
• Al ver que no se cumplía el modelo propuesto por Thomson, Rutherford
formuló el modelo nuclear del átomo.
• Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza:
• Núcleo: aquí se concentra casi la totalidad de la masa del átomo, y tiene
carga positiva.
• Corteza: está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares (sistema solar en miniatura)
• Así mismo, también dijo que la materia es neutra, ya que la carga positiva del
núcleo y la negativa de la corteza se neutralizan entre sí.
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Rutherford dedujo que:
• La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces más pequeño que el radio del átomo.
• La mayoría de las partículas alfa no se desvían porque pasan por la corteza, y no por el núcleo.
• Las que pasan cerca del núcleo se desvían porque son repelidas.
• Cuando el átomo suelta electrones, el átomo se queda con carga negativa, convirtiéndose en un ión negativo; pero si, por
el contrario, el átomo gana electrones, la estructura será positiva y el átomo se convertirá en un ión negativo.
El átomo es estable.
MODELO ATÓMICO DE BÖHR
Tras el descubrimiento del neutrón, en 1913 Böhr intentó mejorar el modelo atómico de
Rutherford aplicando las ideas cuánticas de Planc a su modelo. Para realizar su
modelo atómico se valió del átomo de hidrógeno; describió el átomo de hidrógeno con
un protón como núcleo y con un electrón girando a su alrededor. Las nuevas ideas
sobre la cuantización de la energía son las siguientes:
• El átomo está cuantizado, ya que solo puede poseer unas pocas y
determinadas energías.
• El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada órbita
es un estado estacionario que va asociado a un número natural, "n" (núm.
cuántico principal), y toma valores del 1 al 7.
Así mismo, cada nivel "n" está formado por distintos subniveles, "l". Y a su vez, éstos
se desdoblan en otros, "m". Y por último, hay un cuarto núm. cuántico que se refiere al
sentido, "s" al cambiar de nivel el electrón absorve energía y pasa a llamarse electrón excitado. Es el modelo planetario de Böhr.
MODELO ACTUAL DEL ATOMO
Está basado en los estudios de la mecánica cuántica. Según los científicos el átomo no tiene forma definida, sino más bien se
parece a una nube cósmica que varía constantemente. En la actualidad este modelo es el que nos permite estudiar y conocer las
diferentes partes constitutivas del átomo.
Modelo mecano-cuántico de Schrodinger
Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrodinger. Aspectos
característicos:
• Dualidad onda-partícula: es decir que las partículas materiales tienen
propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una
onda asociada.
• Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un
electrón en un punto exacto del espacio.
• Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento
de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la
imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas.
• Así establecieron el concepto de orbital región del espacio del átomo
donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.
• Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no
determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor
probabilidad.
• Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que
la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor.
• El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos Los números
cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución.
• Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la Tabla Periódica,
aunque le precedieron muchos otras propuestas. En la Tabla Periódica los elementos se clasifican según el número
atómico.
PARTES DEL ÁTOMO.
El átomo es la partícula más pequeña, que conserva las propiedades del elemento al que pertenece. El átomo es un conjunto de
corpúsculos subatómicos que tienen masa y carga eléctrica específica.
El átomo está formado por un núcleo y una envoltura. Las principales partículas subatómicas del núcleo son: protones y neutrones
y de la envoltura es el electrón que se encuentra girando a altas velocidades alrededor del núcleo.
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO
Núcleo del átomo
Es la parte central del átomo donde se encuentra casi la totalidad de la masa del átomo, aproximadamente el 99,9%. En relación
al átomo es 10000 veces menor que el átomo total.
En el núcleo se han encontrado más de 40 partículas subatómicas, como son los protones. Neutrones, positrones, mesones,
neutrinos, muones, bariones, piones, etc. de las cuales unas son estables y otras son inestables. A las inestables se los llama
QUARS.
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En el comportamiento químico de los átomos las partículas fundamentales son los protones y los neutrones (llamados nucleones).
Protón. Es 1840 veces mayor que la masa del electrón y son partículas subatómicas de carga eléctrica positiva, de masa 1,00732
uma. Se representan con el símbolo p+.
La cantidad de protones es propia y característica de cada elemento químico. Por eje:
Neutrones. Fueron descubiertos por el científico Inglés James Chadwick en 1932 y son partículas subatómicas de carga eléctrica
neutra (no tienen carga), de masa 1,00866 uma. Se representa con el símbolo n°.
Propiedades que dependen del núcleo
De la estructura del núcleo dependen muchas propiedades que son:
a) Número atómico
b) Número de masa
c) Peso atómico
d) Isótopos
e) Isóbaros
f) Radioactividad
a) Número atómico.- Es un número que indica la cantidad de protones (cargas positivas) que tiene el núcleo del átomo. Se lo
representa con la letra Z.
Todo átomo en estado basal o en estado fundamental de energía (es decir cuando los átomo no están combinados o están en
estado libre) son eléctricamente neutros es decir que tienen igual número de cargas positivas y negativas. Por lo tanto en número
atómico también nos indica:
• Cantidad de protones en el núcleo
• Cantidad de electrones en la envoltura
• Cantidad de cargas eléctricas positivas
• Cantidad de cargas eléctricas negativas
• El lugar que ocupa el elemento en la tabla periódica
b) Número de masa.- Es un número que indica la masa del núcleo atómico y se lo representa con la letra A. La masa del núcleo
atómico representa casi la totalidad de la masa del átomo, ya que la masa del electrón es mínima.
El número de masa se lo puede obtener aproximando al entero inmediato el peso atómico o masa atómica.
El número de masa está dado por la suma de protones y neutrones.
Por lo tanto:
A = número de masa
Z = número de protones
N = número de neutrones
1) Indicar toda la información del átomo 66Zn (cinc).
c) Peso atómico.- Al peso atómico se lo puede considerar de 2 maneras que son:
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A = Z + N

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• Peso atómico absoluto.- Es el peso real de un átomo. Por eje. La masa absoluta de un átomo del H es de
una cantidad muy pequeña y difícil de manejar, por lo cual es más conveniente expresar los pesos
atómicos en números relativos a lo cual se lo llama peso atómico relativo.
• Peso atómico relativo.- Es el peso de un átomo comparado con el peso del átomo de 12C tomado como unidad, Las
masas atómicas relativas se expresan en una unidad atómica que es la UMA (unidad de masa atómica).
• UMA: Una urna es la doceava parte 1/12 de la masa del átomo de 12C. Por acuerdo internacional a este isótopo de 12C
se le asignó una masa de 12 uma (unidades de masa atómica).
Actualmente el isótopo de 12C se lo ha tomado como patrón para obtener las masas atómicas de los átomos del resto de
elementos.
A partir de esto se estableció cuantos son más livianos o más pesados los átomos del resto de elementos.
La equivalencia entre uma y gramos se puede calcular de la siguiente manera:
Para realizar los cálculos de los pesos atómicos y pesos moleculares se expresa en gramos.
Concepto de Mol. El mol es una de las siete unidades del Sistema Internacional de unidades (SI) y se define como la cantidad de
materia contenida en unidades químicas que pueden ser átomos, moléculas, electrones, iones. etc.
Peso atómico gramo (At-g) = mol.- Es el mismo peso atómico relativo expresado en gramos y equivale a un mol de átomos del
elemento. Eje:
Número de Avogadro.- Es una constante física que representa al número de átomos que existen en 12 g del isótopo del o 1
mol de sustancia y es igual a (sirve para calcular el número de átomos, moléculas, iones, cationes, aniones y
electrones perdidos o ganados).
Por estudios realizados durante muchos años los científicos han deducido lo siguiente:
Qué en de una sustancia (elemento) hay átomos de dicha sustancia.
Peso molecular gramo (Mol).- Es el peso en gramos de una mol de moléculas de la misma sustancia y se calcula sumando los
pesos atómicos de cada una de los elementos. Ejes:
Hoy en día el mol es la unidad de la materia. En 1 mol de cualquier sustancia hay moléculas.
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d) Isótopos.- Son átomos de un mismo elemento químico que posee el mismo número atómico, pero con diferente número de
masa y diferente número de neutrones.
De esto tenemos que el numero atómico (Z) determina las
propiedades físicas y químicas de un elemento químico. La
mayoría de los elementos químicos son una mezcla de
isótopos. Los isótopos son naturales y artificiales. La masa
atómica de un elemento es el promedio de las masas
atómicas de los isótopos que lo forman.
• Los isótopos naturales son escasos, la mayoría son
estables y pocos son inestables (radioactivos).
• Los isótopos artificiales son obtenidos por las
reacciones nucleares, son escasos y la mayoría son
radioactivos (se desintegran con rapidez).
• Entre algunos isótopos tenemos los siguientes: Del
elemento hidrógeno se conocen 3 isótopos que son:
e) Isóbaros- Químicamente son átomos de diferentes
elementos químicos que tienen igual número de masa y
diferente número atómico. Entre algunos isóbaros tenemos
los siguientes:
f) Radioactividad.- Es la emisión espontánea de radiaciones de diferente tipo por parte de una sustancia. Este fenómeno fue
descubierto accidentalmente por Becquerel en 1 897.
Al estudiar la fosforescencia de ciertos compuestos, descubrió que algunas sustancias que no habían sido previamente excitados
con alguna clase de luz emitían rayos que eran capaces de atravesar ciertos materiales opacos a la luz ordinaria.
Estos rayos son emitidos por compuestos de uranio, elementos como el torio, radio, polonio, etc. Marie Curie estudiante de
Becquerel determinó que la radioactividad es una característica propia de sus elementos y no de sus compuestos.
Los rayos emitidos por estas sustancias radioactivas están constituidos por 3 tipos de radiaciones que son alfa, beta y gama, las
mismas que tienen distinto poder de penetración y diferente comportamiento ante campos eléctricos y magnéticos.
Estos rayos poseen grandes energías al ser emitidos desde un átomo radioactivo y las partículas se los pueden utilizar como
fuente de proyectiles de dimensión atómica.
ENVOLTURA DEL ÁTOMO
La envoltura del átomo es la parte externa del átomo que rodea al núcleo, donde se encuentran girando los electrones siendo igual
el número de electrones con el número de protones, por lo tanto es neutro el átomo en estado basal.
Electrón.- Es una partícula con carga eléctrica negativa y masa insignificante. Los electrones se encuentran girando alrededor del
núcleo a una velocidad de 300.000 Km/s.
Toda partícula en movimiento pierde energía por lo tanto el electrón en algún momento debería chocar contra el núcleo debido a la
pérdida de energía y por atracción eléctrica (de acuerdo a la Física clásica), pero esto no sucede ya que el electrón tiene la
dualidad de ser partícula y de ser onda.
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Por lo tanto el electrón se lo estudia como partícula y como energía radiante (luz). Para lo cual es necesario tener ideas básicas de
lo que es la luz.
TEORIA ATOMICA MODERNA
La teoría de Bohr ayudó a la investigación de la estructura del átomo, pero luego se comprobó que no era más que un modelo
incompleto e imperfecto de la Física clásica, ya que utiliza ecuaciones de la mecánica cuántica y del electromagnetismo clásico, y
por otro lado recurre a reglas de cuantización establecidas de manera un tanto arbitrarias.
El modelo atómico de Bohr explicó con mucho éxito el espectro atómico del hidrógeno, pero fracasó al tratar de explicar los
espectros más complicados de los átomos de otros elementos, es decir que la teoría atómica de Bohr tenía muchas insuficiencias
y no permitía explicar cómo los átomos podían formar moléculas.
Esta teoría de Bohr especifica orbitales definidos, velocidades y energías exactas del electrón en el átomo (1920). Pero muy
pronto se pudo apreciar que esta teoría era inadecuada, y que se requería de una nueva teoría que es el modelo actual del átomo
que se basa en la mecánica cuántica ondulatoria.
MECÁNICA CUANTICA ONDULATORIA
Un electrón según Bohr describe una orbita circular. Según Louis de Broglie la del
electrón es la de una onda, en este caso es considerado como un conjunto de
ondas que vibran alrededor del núcleo.
Los aspectos sobresalientes de esta teoría son:
• Dualidad onda-partícula (hipótesis de Broglie)
• El Principio de la incertidumbre de Heisemberg
• La ecuación de onda de Schrodinger
1. Dualidad Onda-Partícula
En 1924, el físico francés Louis de Broglie propuso una nueva hipótesis, mediante
la cual llegó a la conclusión de que “Las partículas también tienen las
características de ondas” (demostrado por Einstein ya en 1905), de esto dedujo que los electrones y fotones tienen una naturaleza
dual de onda-partícula en donde en algunos experimentos sus propiedades de ondas son más evidentes y en otros como
partículas. Las partículas pueden comportarse como ondas en determinadas circunstancias.
Matemáticamente llegó a establecer la siguiente expresión:
2. El Principio de la incertidumbre de Werner Heisemberg
Fue planteado en 1926, su enunciado dice “Es imposible determinar al mismo tiempo la posición y la velocidad exacta de un
electrón en un instante dado”
3. Ecuación de Onda de Schrödinger
En 1926 un físico austriaco Erwin Schrödinger consiguió adaptar al electrón las teorías de Heisenberg y de Broglie. Utilizando
ecuaciones del movimiento ondulatorio, en coordenadas cartesianas consiguió deducir ecuaciones matemáticas que determinan
regiones en el espacio donde tenemos la máxima probabilidad de encontrar a un determinado electrón (orbital).
Esta región en el espacio donde existe la probabilidad máxima de encontrar a un determinado electrón se la conoce como
ORBITAL del electrón.
ACTIVIDADES
Ejemplo 2
Cada elemento se representa por un símbolo y dos números así: En el caso del sodio 11Na23, indicando con esto que Z=11, es
decir posee 11p y 11e y que A=23, entre protones y neutrones, entonces N=A-Z = 23-11= 12 Neutrones
Ejercicios:
1. Establezca, el número de protones neutrones y electrones para los siguientes elementos: 1H1, 2He4, 3Li6, 4Be9, 5B10,
6C12, 7N14, 10Ne20, 16S32, 22Ti47, 23Ni58.
2. Identifique además el elemento que cada símbolo representa.
3. Indique toda la información de los siguientes elementos: Oxígeno, Hierro, Calcio, Cobre, Plomo, Fluor, Yodo, Selenio,
Teluro, plata,
4. Escriba los símbolos de los elementos anteriores,
5. Determine peso Molecular gramo-mol de los siguientes compuestos: FeCuS2, KMgF3, Al(OH)3, LiHSe, Mn(HTe)3,
Cr(HS)2.
GUÍA DE ESTUDIOS
1.4. Titulo de la Unidad: “Números cuánticos y enlaces químicos”
• Describir la importancia de los números cuánticos y los enlaces químicos mediante Planteamiento de ejemplos, lecturas
de análisis y comparaciones para determinar la utilidad en las actividades del ser humano
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• Números cuánticos.
• Configuración electrónica
• Clasificación periódica de los elementos químicos
• Clasificación periódica actual.
• Familias A y B
• Enlaces químicos
• Formas moleculares
NUMEROS CUANTICOS
Los número cuánticos son valores calculados por la mecánica cuántica (en base a la ecuación de Schrdinger), estos números
cuánticos sirven para señalar (el estado de energía de un electrón de un átomo), las características de los electrones en la
envoltura, es decir nos indica: niveles, subniveles, orbitales y el tipo de giro del electrón sobre su propio eje. La teoría cuántica se
desarrolla en todos los electrones. Los números cuánticos son 4
1). Número cuántico principal.- Este número determina el nivel de energía donde se encuentra localizado el electrón. Se lo
representa con la letra “n”.
Este número solo puede adquirir valores enteros que van de 1, 2, 3, 4, 5, etc. hasta el infinito. N = 1, 2, 3,4
7, (infinito) Eje: n = 4 nos indica que el electrón está en el nivel cuarto. Los electrones del primer nivel
poseen la energía mas baja mientras que los electrones de niveles superiores poseen energías mayores.
2) Número cuánlíco orbital o azimutaL Este número cuántico designa el subnivel o subcapa donde está el
electrón dentro de cada nivel, e indica la forma del orbital (nube electrónica) en el
cual se mueve el electrón alrededor del núcleo. Este número cuántico depende del número cuántico
principal. Se lo representan con la letra “l”.
Los valores de l son de 0 hasta (n -l). l = 0, 1, 2,3…………. (n— 1) en donde l depende de n
Los valores de l se acostumbran sin embargo a utilizar letras s, p, d, f para designar el número cuántico
secundario. Debido a que se conocen solamente 4 subniveles, existen solo 4 valores.
L = 0, 1, 2, 3¸s p d f s = Sharp; p = principal; d = Difusa; f = Fundamental
Los subniveles que se distribuyen en cada nivel son: En el primer nivel hay un 1 subnivel, en el segundo
nivel hay 2 subniveles, en el tercero hay 3 y en el cuarto nivel hay 4 subniveles.
De esto obtenemos lo siguiente.
3) Número cuántico magnético.- Nos indica la orientación de cada
orbital en el espacio, es decir indica las posibles orientaciones de la nube electrónica cuando sobre el átomo actúa un campo
magnético.
Se lo representan con la letra “m”. Los valores de m
dependen de l y son números enteros positivos y
negativos que incluyen al cero. m = -1…………
0………….+1 El número de orbitales que se
encuentran en cada subnivel son: s = 1 orbital, p = 3, d
= 5 y f = 7.
De esto se puede deducir lo siguiente:
4) Número cuántico del spin.- Nos indica la
orientación del spín (o giro) del electrón sobre su
propio eje. Se lo representa con el símbolo “S”. Existen 2 valores debido a que hay dos tipos de giro:
Spin + +1/2 = cuando el electrón tiene un giro positivo (sentido horario)
Spin - - 1/2 = cuando el electrón tiene un giro negativo (sentido antihorario)
El número máximo de electrones en cada subnivel son los siguientes: s = 2 electrones; p = 6 electrones; d = 10 electrones; f = 14
electrones.
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De esto podemos deducir el número de electrones que hay en cada nivel, subnivel, orbitales en el siguiente cuadro de resumen:
Este
número
máximo
de
electrones
solo se
cumple
hasta el
cuarto
nivel. En
los
siguientes
niveles 5,
6 y 7 los
electrones
no llegan
a llenarse
por
completo en ningún átomo, mas bien disminuye en forma simétrica.
Nivel 5, 18 electrones (puede llegar hasta 32); Nivel 6, 8 electrones (puede llegar hasta 9), nivel 7, 2 electrones. Los 3 primeros
números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schörodinger, el cuarto número cuántico de Spin no.
Formas posibles que adoptan los orbitales en el espacio
Los diferentes orbitales adoptan en el espacio varias formas, así tenemos:
Los orbitales p adoptan la forma de lóbulos unidos por sus vértices. Tienen 3 orientaciones distintas, una en cada eje, x, y, z, como
se observa en los gráficos.
Orbitales d y f: Estos orbitales son mas complejos ya que los orbitales d son 5 (d1, d2, d3, d4, d5) y los orbitales f son 7 (f1, f2,
f3, f4, f5, f6, f7).
Los orbitales se representan por medio de círculos o cuadrados y para representar los electrones se emplean flechas.
Para el llenado de los
orbitales hay que tomar en cuenta las siguientes reglas
Principio de Exclusión de Paulin: Este principio dice que en un átomo no pueden encontrarse 2 electrones con los cuatro
números cuánticos iguales, es decir que solo pueden haber 2 electrones con Spin contrario en un mismo orbital.
Regla de Hund o de la Máxima Multiplicidad: Cuando hay disponibles orbitales de energía idéntica, los electrones tienden a
ocupar los orbitales de uno en uno y no por pares, es decir que en un mismo subnivel no hay orbitales llenos mientras haya
orbitales vacíos.
CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ATOMOS
La configuración electrónica es una forma resumida de señalar los números cuánticos que tienen los electrones de un átomo. Los
electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima. A partir de un diagrama de niveles energéticos es posible establecer la
secuencia con la que se llenan los orbitales y tomando en cuenta el principio de Paulin y la regla de Hund.
Realice la distribución electrónica de los 5 primeros elementos de la tabla periódica.
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Determine los 4 números cuánticos del sexto electrón del hierro (Fe)
CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Tabla Periódica: Es uno de los instrumentos más útiles de que dispone el investigador, en ella se encuentra la mas variada
información como es el número atómico, masa atómica, valencia, carácter metálico, no metálico, distribución electrónica, etc. Los
115 o más elementos han sido clasificados a base de los mas diversos criterios por los investigadores. Un periodo
aproximadamente de 50 años (1.820-1.870) ha demorado su actual configuración. Algunos de los científicos que contribuyeron en
su estudio son:
1.- Dibereiner (ley de las triadas) 1829.
2.- Newlands (ley de las octavas) 1864.
3.- Mendeleief (1869).- Es el creador de la Moderna Clasificación Periódica de los elementos químicos. Este famoso químico
Ruso clasificó a los elementos químicos conocidos en su época, en orden creciente de peso atómico, pero tomando en cuenta a la
vez sus propiedades químicas las mismas que iban variando periódicamente.
4.-Meyer (1870).- Realizó estudios similares a los de Mendeleief y demostró que muchas propiedades físicas muestran
periodicidad con el aumento del peso atómico.
Mendeleief y Meyer presentaron un nuevo modelo de la tabla periódica, el mismo que constituye el modelo actual de la
clasificación periódica. La base científica de la tabla periódica radica en la distribución electrónica de los electrones en un átomo,
CLASIFICACION PERIODICA ACTUAL
La clasificación de la tabla periódica se basa en el número atómico, en la distribución electrónica; en el nivel mayor de energía. La
ley periódica moderna dice
“Las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos son funciones periódicas de sus números atómicos”.
Los elementos están agrupados en orden creciente de sus
números atómicos, de los cuales hay 92 elementos naturales y el resto son artificiales, desde el H con número atómico de 1 hasta
el U con número atómico 92 (naturales), siguen el 93, 94, etc (artificiales).
Los elementos químicos en la tabla periódica se ubican de la siguiente manera:
Los elementos que se
encuentran cerca de la
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diagonal derecha de la tabla se denominan metaloides o semimetales debido a que presentan características de metales y no
metales.
Los elementos químicos en la tabla periódica se los ha colocado en columnas verticales de elementos conocidos como grupos o
familias y en filas horizontales denominados periodos.
Bloques.- El bloque viene dado por el tipo de electrones que tiene el elemento en su último subnivel. Hay cuatro bloques que son:
s, p, d y f
Períodos: Son las filas horizontales que nos indica el número de niveles de energía, por lo que existen 7 períodos incluidos los
Lantánidos y actínidos.
• El período 1 llamado muy corto que tiene 2 elementos ( H y He)
• El período 2 y 3 llamados cortos que tienen 8 elementos cada uno. El 2 (Li hasta Ne)
3 (Na hasta Ar)
• El período 4 y 5 llamados largos que tienen 18 elementos cada uno. El 4 (K hasta Kr)
5(Rb hasta Xe)
• El período 6 llamado muy largo que tienen 32 elementos (Cs hasta Lu)
• El período 7 llamado muy largo que tienen el resto de elementos y es incompleto
Cada período empieza con un metal alcalino y termina con un gas raro (ya que cada período termina con el llenado de niveles.
PERIOÍOS Y FAMILIAS
Grupos o Familias: En la tabla periódica se disponen las familias en columnas verticales y se les asigna con números romanos y
letras. Cada grupo o familia se caracteriza por presentar propiedades semejantes. Los números romanos indica el número de
electrones en el último nivel y la valencia del elemento. Esto se cumple solamente en las familias lA, lIA, lIIA, IVA, VA VIA, VIlA, IB,
lIB.
FAMILIAS A
Estos elementos de esta familia son normales o representativos que se caracterizan por tener el último nivel incompleto y el resto
de niveles completos o saturados. El hidrógeno no pertenece a la familia lA, es huésped.
• Familia lA: Son metales alcalinos (forman álcalis o bases como el NaOH, KOH, etc.), son blandos, punto de fusión y
densidad bajo, bastante reactivos. Tienen 1electrón en el último nivel de energía.
• Familia llA: Son metales alcalinos térreos, se caracterizan por ser más densos, con puntos de fusión más elevados que
los alcalinos, no son bastante reactivos y tienen 2e en el último nivel.
• Familia lIlA o Familia del boro: Son metales excepto el boro que es un típico no metal y tienen 3 electrones en el último
nivel.
• Familia IVA o Carbonoides: Tienen 4 electrones en el último nivel.
• Familia VA o Nitrogenoides: Tienen 5 electrones en el último nivel.
• Familia VIA o Anfigenos: Son no metales que tienen 6 electrones en el último nivel.
• Familia VIlA o alógenos: Son no metales que tienen 7 electrones en el último nivel.
• Familia VIllA o Familia Cero: Constituyen la familia de los gases nobles o raros, formada por: He, Ne, Ar, Kr, Xc y Rn.
Se caracterizan por tener todos los niveles llenos o saturados. En el último nivel presentan 8e cumpliendo el octeto
electrónico en el último nivel, excepto el He que solo tiene 2e. Se los llama también gases inertes por que se creía que no
son capaces de formar compuestos. Actualmente se ha comprobado lo contrario.
FAMILIAS B
Todos los elementos de la familia B son metales de transición. Poseen 2 o 3 niveles de energía incompletos (en el último,
penúltimo y antepenúltimo nivel). Las familias toman el nombre de los primeros elementos:
• Familia IB o Familia del Cobre: Tienen 1e en el último nivel.
• Familia lIB o Familia del Cinc Tienen 2e en el último nivel.
• Familia IIIB o Familia de Escandio: Aquí tenemos a la serie de los lantánidos y actínidos. Se caracterizan por tener 2e
en su nivel último.
• Familia IVB o Familia del Titanio: Con 2e en el último nivel.
• Familia VB o Familia del Vanadio: Con 2e en su último nivel, a excepción den niobio. Que tiene 1 e.
• Familia VIB o Familia del Cromo: Presentan e a excepción del Wolframio con 2e.
• Familia V1IB o Familia del Manganeso: Con 2e en el último nivel.
• Familia VIIIB: Esta familia se divide en 3 subfamilias que son las subfamilias del Fe, Co y Ni. Todas estas familias tienen
2e en el nivel último a excepción del Ru, Rh, Pt con 1 solo e y el Pd con 0e en su último nivel.
VARIACION DE ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Entre algunas de las propiedades de los elementos químicos que varían en la tabla periódica son las siguientes:
electronegatividad, carácter metálico, no metálico, energía de ionización, radio atómico, iónico, afinidad electrónica, etc.
Electronegatividad.- Es la tendencia que tiene un átomo atraer electrones, cuando está químicamente combinado con otro
átomo. El Flúor es el más electronegativo.
La electronegatividad carece de unidades y existen algunas escalas arbitrarias de electronegatividad (E.N). Una de estas escalas
y la más conocida es la de Pauling que considera al flúor el más electronegativo con un valor de 4,0; mientras que el Cesio y el
francio los menos electronegativos con un valor de 0,7.
La electronegatividad aumenta hacia la derecha en un período y diminuye hacia abajo en un grupo. Esta propiedad es importante
para predecir sobre el enlace de un compuesto, ya que si la diferencia de E.N es grande se tiende a formar compuestos iónicos,
en cambio los elementos con pequeña diferencia de E.N (dos no metales) tienden a formar enlaces covalentes.
ENLACES QUIMICOS
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Toda molécula está formada por la unión de átomos, los cuales se encuentran unidos mediante enlaces químicos, que son fuerzas
de atracción que mantienen unidos a los átomos. Hay varios tipos de enlaces químicos.
Enlace iónico o electrovalente.- Se produce cuando se unen átomos metálicos con no metálicos. Este enlace se da entre
átomos de baja energía de ionización que se unen con átomos de baja afinidad electrónica, es decir los metales del grupo lA, IlA
con no metales del grupo VIA y VllA. En este enlace se da una transferencia de electrones es decir que un átomo neutro pierde
electrones y otro gana electrones. En este tipo de enlace los átomos al ganar o perder electrones se transforman en iones.
La sustancias que están formado por enlaces iónicos generalmente son sólidos, duros, con alto punto de fusión y ebullición, en
solución son conductores de electricidad (electrolitos).
lón.- Es un átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente. Cuando el átomo o grupo de átomos tiene carga positiva se
denominan cationes y cuando tienen carga negativa se denominan aniones.
Durante la combinación química los átomos tienden a alcanzar una configuración estable llamada el “octeto electrónico”.
Octeto electrónico.- Cuando un átomo tiene un número de 8 electrones en su último nivel se dice que esta lleno o saturado, a
esto se lo conoce como octeto electrónico. Aunque existen ciertos átomos que no cumplen con esta regla.
Símbolos de Lewis.- Son puntos, equis, etc que representan a los electrones de valencia que son electrones del último nivel de
energía y que pueden ser ganados, perdidos o compartidos. Los símbolos de Lewis se representan para los compuestos formados
por los elementos de los bloques s y p.
Enlace covalente.- Se presenta cuando se combina el hidrógeno con un no metal o entre 2 no metales. Como ambos son
electronegativos ninguno gana electrones, por lo tanto comparten sus electrones para completar el octeto electrónico.
Los compuestos con enlaces covalentes son líquidos o gases que no siempre se disuelven en agua y tampoco son conductores
de electricidad, excepto algunos casos, son electrolitos débiles. Existen 5 clases de enlaces covalente que son: simple, doble,
triple, dativo o coordinando, polar y no polar.
a) Enlace covalente simple. Se forma cuando los átomos comparten un par de electrones.
b) En lace covalente doble.- Cuando entre los 2 no metales comparten 2 pares de electrones.
c) Enlace covalente
triple.- Cuando entre los 2 no metales comparten 3 pares
de electrones.
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d) Enlace covalente coordinado o dativo.- Se produce cuando uno solo de los átomos aporta con 2 electrones y el otro no
aporta con ninguno.
e) Enlace
covalente polar.- Se forma cuando se unen átomos de diferente electronegatividad en donde el más electronegativo se
adueña del par compartido formando una molécula con un extremo de carga relativamente negativa y el otro positivo.
Ejm: En la fórmula HF, HCI, etc
f) Enlace covalente no polar.- Se forma cuando los átomos enlazados son de la misma electronegatividad, es decir que
son 2 átomos del mismo elemento que comparten por igual los 2 electrones de enlace. Eje: H2, N2, etc.
FORMAS DE LAS MOLÉCULAS
El arreglo espacial de los átomos en una molécula es de suma importancia en la química. Es posible predecir con exactitud
razonable las formas de las moléculas de los compuestos de los elementos de los grupos principales, de acuerdo a la teoría de la
repulsión de pares de electrones del nivel de valencia (TRPENV).
Teoría de la repulsión de pares de electrones del nivel de valencia
En esta teoría se define como pares electrónicos estereoactivos (PEA) de la capa o nivel de valencia a los electrones que
determinan la forma tridimensional de la molécula.
Para encontrar el número de pares estereoactivos se toma en cuenta lo siguiente: Un PEA es:
1.- Cualquier conjunto de electrones que enlaza un átomo periférico con el átomo central, es decir cualquier enlace simple, doble,
triple o resonante.
2.- Cualquier par de electrones solitarios que en la capa de valencia rodea al átomo central. Al representar los electrones con los
átomos de un compuesto espacialmente se toma en cuenta lo siguiente:
• Geometría electrónica.- Es la forma en que se distribuyen los PEA (pares estereoactivos) alrededor del átomo central.
• Geometría molecular.- Se refiere a la distribución de los átomos que rodean al átomo central y que determinan la forma
de la molécula.
El espacio que necesita cada PEA no es exactamente igual para todos, así tenemos lo siguiente:
• Un par solitario repele a otro par solitario más de lo que un par solitario repele a un par compartido y esta repulsión es
mayor que la de un par compartido sobre otro par compartido.
PS — PS > PS — PC > PC PC
Ejemplos: En el caso de la molécula de H2O, NH3 y CH4 Las tres moléculas tienen la misma geometría electrónica ya que las tres
tienen un átomo central con 4 PEA y son de geometría tetraédrica, en cambio la geometría molecular es diferente, siendo el agua
H2O (angular), el amoníaco NH3 (piramidal triangular) y el metano CH4 (tetraédrica).
Esto es debido a que tienen el agua 2, el amoníaco 1 y el metano O pares solitarios
alrededor del átomo central y porque los átomos periféricos unidos al central son 2,
3 y 4
respectivamente.
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ACTIVIDADES
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