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2.009

El Universo Químico en la Construcción del Conocimiento. La Química.

Cuando digo “universo” me refiero en este caso a mundo. El mundo de la química. Y si busco un concepto de

mundo puedo decir que es el “conjunto de todas las cosas creadas” (diccionario RAE). Entonces, universo (ó mundo) en

5to Año

QUÍMICA 5

Autor: Jorge Miguel PERALTA

“No se equivoca el pájaro que ensayando el primer vuelo

cae al suelo.Se equivoca aquel que

por temor a caerse renuncia a volar

permaneciendo en el nido”Anónimo.

una primera síntesis, es todo lo que nos rodea. En Química “eso” que nos rodea se llama materia.

Materia, es todo aquello que puedo percibir, es decir que impresiona (exci-ta) mis sentidos (vista, olfato, tacto, oí-do, gusto), y tiene tres características: ocupa un lugar en el espacio, tiene ma-sa y tiene energía.

La materia compone a los cuerpos. Cada cuerpo es un pedacito de materia. Entonces, cuerpo es una porción limi-tada de materia.

Si observo un cuerpo y luego lo com-paro con otro concluyo que algunos es-tán hechos por ejemplo de madera, otros de hierro, otros de papel… O sea que hay diferencias y parecidos. Sus-tancia es una clase o tipo de materia que tiene propiedades intensivas o es-pecíficas.La Química es la ciencia que estu-dia la composición, la estructura y las propiedades de la materia (cuerpos y sustancias), y los cam-bios que en ella se producen tanto a nivel atómico como molecular.

En esta definición hay varios términos importantes:

Cuando digo ciencia me refiero a los conocimientos obtenidos mediante la observación y el razonamiento, sistemáticamente organizados, de los que se pueden deducir principios y leyes generales.

Cuando digo composición me refiero a los elementos básicos de los que está hecha la materia. ¿Y, de qué es-tá hecha la materia? De átomos.

Cuando digo estructura me refiero a la manera, la forma en que los ele-mentos se relacionan, se unen, se degradan… para formar cuerpos y sustancias.

Cuando digo propiedades me refiero a características cuantitativas y cua-litativas de la materia.

Cuando digo cambios me refiero a las modificaciones que puede sufrir la materia y transformarse en otras distintas o en energía.

La química es una ciencia experimen-tal que utiliza un método para lograr su objetivo: Esa herramienta de trabajo es la que se llama METODO CIENTÍFICO.

Historia y el rol de la Química dentro de la Ciencias Natura-les

Las primeras formas de vida animal du-rante milenios pasaron frente a piedras también milenarias sin prestarles atención más allá de la necesaria para la superviven-cia, como por ej. protección, alimento, pero nada más

Hace aproximadamente un millón de años, una especie surgida de otra aparece sobre la faz de la Tierra. Tenían algunas ca-racterísticas nuevas: poca altura, débiles, caminaban erguidos, manteniendo en alto su cabeza. Mal dotado para la caza y peor aún para la carrera. Sólo una habilidad es digna de mención especial: la de trepar a los árboles. Además sus extremidades ante-riores perfectamente adaptadas para suje-tarse a las ramas, balancearse en ellas, sal-tar de una a otra. Esta era la razón para que vivieran más en los árboles y poco en el suelo, con innumerables peligros para ellos. Ahí estaba en sus 1ros pasos la especie hu-mana: subida en los árboles, mirando el suelo.

Pero… siempre los hay! Un día uno de esos seres, primitivos humanos, quizás hembra, ya que estas son más curiosas,

bajó de su seguro árbol, se acercó a las piedras, tomó una entre sus diestras mano y la observó. Luego y casi sin quererlo ases-tó un golpe a una rama próxima. La rama se quebró. Otros hombres bajaron e imita-ron, experimentando así la potencia de las piedras golpeando todo aquello que encon-traron a mano.

Otra vez, uno de ellos asoció la forma de la piedra con la forma de la rama, tomó una liana y las unió, así la fuerza de la piedra se potenciaba con la técnica. Habíase construi-do la primera hacha.

Todos los animales, incluyendo el hombre primitivo, temían al fuego. A diferencia del resto, algunos hombres se protegían y ob-servaban. Hasta que un día uno salió de su escondite y e acercó a un tronco carboniza-do que aún tenía fuego. Lo tocó con su ha-cha y vio que las ligaduras y el mango se quemaban pero la piedra no. Tomó piedras y rodeo con ellas el tronco quemado, agre-gó ramas secas y avivó el fuego.

Comprobó que las llamas se mantenían dentro del círculo de piedras y que el fuego

Profesor: Jorge Miguel PERALTA QUIMICA_5 Página 2/25

se despertaba al ir añadiendo ramas, cuen-to más secas éstas ¡mejor!.

Otros hombres se acercaron y rodearon la hoguera que brindaba calor, luz y los prote-gía de las bestias más grandes siempre al acecho. Allí, por lo menos de noche se que-daban, hasta que empezó a llover y el fue-go se apagó. Pero a la próxima tormenta con rayos ya sabían como “capturar” el fue-go y lo llevaron a cuevas para evitar el pro-blema de las lluvias.

Con el transcurso del tiempo, otra vez uno de esos hombres primitivos, descubre que puede “crear” el fuego frotando dos pa-los o piedras entre sí y con él extender el dominio sobre las otras especies más gran-des y fuertes.

Además, descubrieron que el fuego trans-formaba la materia que comían haciéndola más sabrosa y más blanda. Se dieron cuen-ta que el barro se endurecía, así que mol-dearon recipientes con tierra húmeda que luego podían secar al calor del fuego. Llegó así una especie de primitivo confort: que-darse en un lugar, con agua cerca, en una cueva que los protegía, con utensilios, ha-chas y cálidas pieles de animales para abri-garse.

Hoy, no hay duda que la Química nació en el mismo momento que el hombre primitivo conquistó el fuego, y que sus orígenes pue-den encontrarse en las artes y oficios técni-cos de aquel hombre, de los que tenemos idea por los materiales usados por él y en-contrados en los restos de las civilizaciones desaparecidas.

El Hombre se interesó primero por los metales, resistentes y duraderos y a los que pudo dar forma con mas facilidad utili-zando el fuego. El uso de estos metales dio origen a las llamadas edades del oro-cobre-plata, del bronce y del hierro.

De las civilizaciones más antiguas la que logró mayores avances en las artes “quími-cas” fue la egipcia. Ellos fabricaron vidrios, esmaltes, jabones, perfumes y venenos. Pe-ro estas prácticas eran fundamentalmente empíricas y no constituían una ciencia en el sentido estricto.

En la búsqueda del origen y la naturaleza de todo lo que nos rodea, el hombre primiti-vo, creó como explicación mitos en los que cada cosa, cada fuerza natural era un dios o una figura humana. Este estado teológico de la Ciencia dura aproximadamente hasta el siglo VI a.J.C., momento que en Grecia, se da un movimiento intelectual y sus más grandes filósofos especularon sobre tales cuestiones.

Así, la idea de un principio permanente origen de todo se establecía. Para Tales de Mileto (624-565 a.J.C.) era el agua. Anaxí-menes (285-524 a.J.C.) sostuvo que era el aire. Para Heráclito de Efeso (540-475 a.-J.C.) el principio de todo era el fuego y para Empédocles de Agrigento (500-430ª.J.C.) agregó la tierra.

Todo esto unido a las cuatro cualidades: caliente, húmedo, seco y frío y a dos fuer-zas cósmicas, el amor y el odio, eran el es-quema perfecto para explicar el origen

de todas las cosas. Gráficamente y con signos las relaciones así:

La teoría de los 4 elementos fue aceptada por ARISTOTELES (384-322 a.J.C.) el gran pensador griego cuya autoridad hizo que durara más de dos mil años.

Los cuatro elementos generalizaban y re-presentaban a una observación familiar: un cuerpo es sólido (tierra), líquido (agua) o gaseoso (aire), o bien se encuentra en esta-do de incandescencia (fuego).

Por la misma época (460-270 a.J.C.) Epi-curo creó la palabra átomo. Leucipo y De-mócrito enseñaron la discontinuidad de la materia formada por átomos, el ser, y de

vacío, el no ser, que eran espacios entre aquellos y permitían sus movimientos. Los átomos decía Demócrito, son eternos, indi-visibles y de la misma naturaleza, pero di-fieren de forma, por el orden en que están colocados en el cuerpo, por su posición re-lativa y por su magnitud. Pero no fueron de-sarrolladas estas ideas llenas de conceptos filosóficos solamente, ya que los griegos NO experimentaban, solo especulaban.


CALIENTE HÚMEDO

SECO FRÍO

fuego

aire

agua

tierra

En el siglo II antes de JC las ideas científi-cas griegas llegaron a Roma, quienes más inclinados a ser guerreros y constructores, no prosiguieron con las mismas.

Llegamos a la Edad Media, en especial en el período del 400-1000 conocido como la edad Tenebrosa, hubo un eclipse total de la ciencia y recién hacia el siglo VII empieza a adquirir la Ciencia entre los árabes una cierta importancia. Reunieron los conoci-mientos aprendidos de los egipcios y las ideas filosóficas de los griegos. Ordenaron y sistematizaron todo el pensamiento químico existente. Observaron y experimentaron abriendo paso así a la química científica que denominaron Alquimia.

Los alquimistas, pretendían obtener oro a partir de otros metales. Esto era la transmu-tación, conocida como “La Gran Obra”, y debía realizarse en presencia de la “piedra filosofal” cuya preparación fue la tarea pri-mera de los alquimistas. En el siglo VIII se extendió este objetivo al buscar el “elixir fi-losofal o de la larga vida”, imaginado como una infusión de la piedra filosofal, el cual debía eliminar la enfermedad, devolver la juventud, prolongar la vida e incluso asegu-rar la inmortalidad.

El trabajo de los alquimistas, si bien no lo-gró el objetivo descrito, produjo indudables progresos en la química de laboratorio, puesto que se obtuvo un gran número de nuevas sustancias, perfeccionaron varios aparatos útiles y técnicas útiles en el futuro.

Aunque la transmutación de los metales fue creída hasta ele siglo XIX, la Alquimia fue perdiendo su carácter ideal para pasar a ser charlatanería y engaño, e incluso llegan-do a ser prohibida por reyes y papas. No obstante a principios de siglo XVI el esfuer-zo de muchos alquimistas se dirige a prepa-rar drogas y remedios que a decir de Para-celso (1493-1541) la misión era curar la en-fermedad. Aparece así en escena una tran-sición entre lo que fue la Alquimia y lo que será la Química: la Iatroquimica o química farmacéutica o química médica.

El irlandés Robert Boyle (1627-1691) es el primer químico que rompe abiertamente con la tradición alquimista. En su libro apa-recido en 1661 “El químico escéptico” esta-blece el concepto moderno de elementos: son “ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados de otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen y en que se descompo-nen en último término todos los cuerpos mixtos” y que su cantidad es superior a los cuatro elementos de los alquimistas.

No obstante los químicos de la época de Boyle no estaban preparados para aceptar y entender sus ideas, pero en cambio, sí les

atraía los experimentos que había realizado acerca de los gases que les sirvió de base para por ejemplo investigar mejor la com-bustión.

Así Georg Ernst Stahl (1660-1734) basán-dose en estos conceptos enuncia la Teoría del flogisto, conocida también como “subli-me teoría”, que supone la existencia de un principio inflamable en las sustancias com-bustibles al que denominó flogisto. La teo-ría del flogisto explicaba tanto la combus-tión como la reducción de reacciones como la siguiente:

Metal = Cal + Flogisto (combustión)Si caliento la cal con carbón, este le

transmite su flogisto y se obtiene de nuevo el metal: Cal+Carbón = Metal (re-ducción)

Pero se observaba que siempre ne-cesitábamos aire y que las cales tenían, a pesar de perder flogisto, más peso que los metales.

Fue recién con los trabajos de Antoi-ne Lavoisier (1743-1794) se destruye la teo-ría del flogisto por ser falsa, al establecer ahora la naturaleza verdadera de la com-bustión: Toda combustión en el aire resulta de una combinación con una parte del aire.

La obra de Lavoisier consistió funda-mentalmente en:

Uso de la balanza (“su más exacto co-laborador”), aplica el Análisis cuantita-tivo.

Establecer la noción precisa de sustan-cia pura.

Utilización del principio de la conserva-ción de la materia: “Nada se pierde, nada se crea”, del que en realidad no fue el autor, si el que lo aplicó. (El creador de este principio fue un médi-co de nombre Jean Rey).

Utilización de un nueva nomenclatura en las que nos nombre dan idea de su composición: El Aceite de Vitriolo pasa a ser el Ácido Sulfúrico; El espíritu de Venus es Ácido Acético; Azafrán de Marte el Óxido Férrico; Lana Filosófica el Óxido de Cinc; el Vitriolo de Chipre el Sulfato Cúprico

Aplicar el que hoy llamamos método científico.

Después de Lavoisier la química progresa en general de la siguiente manera:

Los químicos aplican el análisis cuantitativo y descubren las leyes gravimétricas de las combinaciones químicas.

La teoría atómica de Dalton (1808) las explica y da origen a la notación química desarrollada por Berzelius (1835), de mucha utilidad.


El Principio de Avogadro (1811) per-mite establecer y diferenciar los con-ceptos de átomo y molécula y crea las bases para la determinación del peso atómico y molecular (1858).

El descubrimiento de la pila eléctrica de Volta (1800) da origen a la elec-troquímica a la electrolisis de Fara-day (1834).

La termoquímica iniciada por Lavoi-sier Y Laplace explica la medida de la energía calórica que se pone en juego en las reacciones.

El desarrollo de la teoría cinética de los gases y el calor para explicar el comportamiento de las sustancias gaseosas.

El equilibrio químico establecido y estudiado por Le Chatelier (1880).

La clasificación periódica de los ele-mentos en base sus números atómi-cos realizada por Mendelejew y Me-yer.

Y continúa hasta nuestros días...

EL METODO CIENTIFICO

Tanto las posibilidades como las limi-taciones de la ciencia dependen de este método. Como veremos, la mayor parte de las fases o pasos del método cientí-fico son procedimientos vulgares em-pleados cada día por nosotros, que to-mados en conjunto, constituyen este método, que es la herramienta más po-derosa inventada por el hombre para conocer y regular la naturaleza.

Definición: el método científico es un proceso que el investigador realiza en forma organizada para encontrar res-puestas a los problemas que plantea la Naturaleza.

Proceso: significa pasos, etapas o acciones sucesivas. Investigador: es la persona o con-junto de personas que trabajan en equipo en esas etapas o pasos.

Forma organizada: se deben rea-lizar cada uno de los pasos si saltear ninguno siguiendo las reglas estable-cidas (un plan) al iniciar el proceso.

No hay un acuerdo entre los autores en relación a los pasos y el orden a seguir, pero más o menos todos respetan las siguientes etapas en el Método Científi-co y qué abarca:

Nº E t a p a D e s c r i p c i ó n

1 Observación Examinar un fenómeno o muestra. Incluye: Descripción y Aná-lisis.

2 Problema Planteo o enunciado que deberá resolverse.

3 Hipótesis Explicación Tentativa o probable del problema que requiere verificación.

4 Predicciones Deducir las consecuencias que habría si la hipótesis se confir-ma.

5 Diseño del Ex-perimento

Incluye la planificación, selección de las técnicas y la elección de investigadores hábiles en ellas.

6 Análisis de los DatosExaminar cuidadosa y paciente-mente cada dato verificando su va-lidez o no.


7 Conclusio-nes

Rechazo de la Hipótesis La conclusión es la respuesta que el investigador da al problema. Que termina confirmando o recha-zando la Hipótesis. Cuando se con-firma y se puede aplicar a fenóme-nos semejantes, se Generaliza y se pueden formular principios y Le-yes, con los que se elaboran las Teorías.

Confirmación de la Hipóte-

sis

Generalizacio-nes

Principios

Leyes

8 Teoría Explicación completa de un cierto orden de hechos o fenómenos.

Trabajo Práctico Nro 1:

En la carpeta deberás realizar los siguientes ejercicios teniendo en cuenta:1) La forma de contestar una pregunta. 2) Cuidar la ortografía y la caligrafía. 3)

Agregar materiales como escritos, diarios, revistas, Internet, indicando a que pre-gunta amplían. Mínimo sobre tres (3) preguntas. 4) Cumplir en tiempo y forma con la entrega de los TP.

1. ¿Qué es Materia, cuerpo y sustancia? Dar tres ejemplos.2. ¿Qué es la química?3. ¿Qué tipo de ciencia es la química y cuál es su método?4. ¿Define el Método Científico? Explica las partes de la definición. 5. ¿Cuáles son las etapas del Método Científico.6. En los siguientes eventos aplicar la etapa de observación del método cien-

tífico:A. El vuelo de una mosca. B. En una habitación hay una pequeña abertura por

donde se filtra la luz que luego de recorrer toda la habitación da contra la pared opuesta. C. Se produce un tornado.

7. Realizar una línea de tiempo con lo señalado en el texto.

LA ESTRUCTURA ATÓMICATeoría clásica de la estructura del átomo. Teoría cinética molecular. Hechos experimentales que condujeron al modelo actual: electrolisis, descargas en tubos con gases enrarecidos y Espectroscopia.. Modelos de Thompson, Rutherford,

Borh. Radioactividad. Niveles y subniveles. Principio de exclusión de Pauli. Principio de energía mínima. Regla de Hund. Números cuánticos. Llenado de orbitales y clasificación periódica.

Hablar de estructura es decir distribución y orden. Al expresar “estructura atómica” aceptando que el modelo atómico actual indica que tiene partículas subatómicas, es hablar de la distribución y orden de esas partículas.

El camino para llegar al modelo atómico es largo, pero es importante conocerlo para llegar a entender los comportamientos de la materia y el manejo de algunos fenóme-nos que por razones que van desde medicina a Internet, es necesario implementar.

A lo largo de la historia científica en la confección del modelo y teorías atómicas se han desarrollado una serie de descubrimientos y experimentos que paso a paso fue-ron sentando los cimientos para llegar a lo que hoy se establece como modelo atómi-co aceptable: el modelo cuántico.

Los hechos experimentales que condujeron a dicho modelo, entre otros, y que co-menzaron a darnos una idea de la naturaleza del átomo fueron: Profesor: Jorge Miguel PERALTA QUIMICA_5 Página 6/25

La electrólisis del agua, Descargas en tubos con gases enrarecidos. La Espectroscopia.

Electrólisis del agua:La electrólisis (Electro=electricidad y lisis=rotura) es el proceso de descomposición

de un compuesto por el pasaje de energía eléctrica. Aplicado este concepto al agua, diré que es la descomposición del agua (H2O) en oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) utili-zando electricidad.

Descargas en tubos con gases enrarecidos: LOS RAYOS CATÓDICOS:Si tomamos un tubo de vidrio en cuyo interior hay un electrodo en cada extremo y lo

conecto a una fuente de potencial muy elevado (varios miles de voltios) se observaran descargas en forma de chispas entre ambos electrodos.

Haciendo el vacío dentro del tubo y disminuyo la presión observo que del cátodo (electrodo negativo) sale una pequeña columna de luz: es la luz catódica o negativa. Y lo mismo sucede con el ánodo (electrodo positivo) de donde sale la luz anódica o posi-tiva.

Si sigo disminuyendo la presión hasta llegar al los 0,01 mm de Hg desaparece toda la luz positiva y el tubo de vidrio frente al cátodo adquiere una luminosidad fluores-cente azulada o verdosa que se debe a los llamados RAYOS CATÓDICOS.

Estos rayos, por medio de sencillos experimentos, tienen estas características:

1 Salen del cátodo y producen som-bra.

2 Se propagan en línea recta.

3 Son corpúsculos materiales.

4 Poseen carga eléctrica negativa

La Espectroscopia:Es el estudio de un espectro realizado con un aparato llamado espectrógrafo.


Un ESPECTRO es la representación gráfica de la distribución de la intensidad de una radiación en función de la longitud de onda, la energía, la frecuencia o la masa.

Un espectro es característico para cada uno de los elementos químicos que hoy conocemos. Esta formado por bandas de colores que van desde el rojo (menor ener-gía, frecuencia más baja, longitud de onda mayor) hasta el azul (de menor energía, frecuencia más alta y menor longitud de onda). Hay dos tipos de espectros:

Los cuerpos emiten radiación y absorben radiación:

Las radiaciones visibles están comprendidas en las longitudes de onda que van del rojo al violeta.

Las radiaciones de longitud de onda inferior al violeta se llaman radiación ultravioleta, rayos X, y rayos gamma, por orden decreciente en la longitud de onda.

Las radiaciones de longitud de onda superior al rojo son las denominadas in-frarrojas, microondas y ondas de radio, por orden creciente en longitud de ondas.

Cuando un gas absorbe energía al calentarse, los átomos alcanzan estados energéti-cos discretos de los que pueden retornar a otros de menor energía. Al realizarlo emi-ten luces de frecuencias definidas que sirven para medir las diferencias entre los nive-les energéticos.

Lo expuesto hasta aquí indica claramente que la materia es discontinua. Esto signi-fica que está formada por “partes”. Ya desde la época de los filósofos griegos se admi-tía que la materia no era continua. Sostuvieron que esa divisibilidad de la materia te-nía un límite. A esa parte que no se podía dividir la llamaron átomo (no divisible).

Y a partir de este momento comenzó una carrera científica química para determinar las características de esas partículas o corpúsculos.

Así es que por el año 1808 John Dalton se anima a proponer una teoría atómica, con los postulados siguientes:

La materia no es continua es discontinua. La materia está formada por corpúsculos indivisibles e indestructibles llama-

das átomos. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, es decir tienen la

misma masa y volumen. Los átomos de los distintos elementos son diferentes entre sí: tienen dife-

rente masa y volumen. Los átomos se unen para formar las distintas sustancias, cambiando sólo su

distribución.

Hubo mecanismos y experiencias que determinaron el radio atómico, su volumen, su peso y su masa. Y también se ha establecido, según las conclusiones de la espectros-copia, los estudios de rayos catódicos y la electrolisis descriptos en este apunte y el


Continuos : la luz proviene de un sólido incandescente y el paso de un color a otro es gra-dual.

De rayas : la luz proviene de una masa gaseosa in-candescente. La distribución y la naturaleza de las rayas varían de un elemento a otro y son caracterís-ticas de los niveles energéticos de las clases de áto-mos.

descubrimiento de la radicación y la determinación de la naturaleza eléctrica de la materia que esta partícula es divisible.

Desde el punto de vista eléctrico el átomo es NEUTRO. Sabemos que está constitui-do por partículas más pequeñas llamadas: protones, electrones y neutrones. Pero ¿Cómo están distribuidas? O ¿Cómo es un átomo?.

La respuesta no es sencilla. Como aproximaciones basadas en experimentos, se fue-ron proponiendo los llamados modelos atómicos.

MODELOS ATÓMICOS

Un modelo es la representación a escala o imagen de algo que queremos explicitar o explicar. En nuestro caso el modelo atómico debe explicar todo lo referente a la cons-titución de la materia y los fenómenos físicos y químicos que la afectan. Tengamos presente que un modelo se va “armando” según los avances científicos y nunca es de-finitivo, sencillamente porque la dimensión en la que se encuentra (del orden de los nanometros) no es alcanzada por el hombre.

En el siguiente cuadro, veremos las características de los modelos desde el que es-tableció Dalton hasta el que domina hoy a la luz de la mecánica cuántica, conceptos que desarrollaremos después, tocando temas como la distribución electrónica, unio-nes químicas, casillas cuánticas y las leyes que deben respetarse.

Reseña modelo

Modelo atómico según Dalton: Como el átomo era indivisible lo imaginó como una esfera.

Modelo atómico de Thomson: Con sus experimentos Thomson pude determinar la relación carga masa del electrón. Supo que el átomo tenía cargas nega-tivas y positivas, y lo imaginó como una masa esfé-rica positiva con incrustaciones de electrones (pan dulce)Modelo atómico de Rutherford: Era discípulo de Thomson, y tratando de probar el modelo de su je-fe, descubre que partículas alfa rebotaban con án-gulos muy grandes al bombardear con ellas una lá-mina muy delgada de oro. ¿Cómo explicar ese des-vío? ¿Qué podía ser tan grande cómo que una par-tícula alfa rebotase? Rutherford consideró que la so-lución era pensar en que la carga positiva del áto-mo estaba concentrada en un punto al que deno-mino núcleo.

Núcleo positivo

Zona de electrones


Modelo atómico Bohr: Bohr presentó los siguientes postulados: En un átomo, el e- tiene permitidos únicamen-

te ciertos estados definidos de movimiento: cada uno de estos llamados estacionarios tie-nen una energía fija y definida, porque la energía esta cuantizada.

Cuando un electrón está en uno de estos esta-dos, el átomo no irradia (es decir no emite energía), ni tampoco la absorbe; pero cuando el electrón cambia de un estado de alta ener-gía a un estado menor, el átomo emite un cuanto de radiación cuya energía es igual a la diferencia de energía entre los dos estados.

En cualquiera de estos estados el electrón se mueve siguiente órbita circular alrededor del núcleo.

Modelo según la Teoría cuántica: mejora el modelo anterior e cuanto que establece que los niveles no son circulares sino más bien elípticos y en diferen-tes direcciones.

TRABAJO PRÁCTICO Nº 21. ¿A qué nos referimos cuando hablamos de estructura atómica?2. ¿Cuáles son las características de los rayos catódicos? Explique cada una.3. ¿Qué es la espectroscopia y qué es un espectro?4. ¿Cuándo un espectro es continuo? ¿Cuándo es de rayas? Explique.5. ¿Cuál es el espectro visible para el ser humano? Investigar.6. ¿Explique la electrolisis del agua?.7. ¿Cuál fue y cuales son las fallas de la teoría atómica de Dalton? Explique.8. ¿Explique brevemente los modelos atómicos?

TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOSGrupos y Periodos. Metales y no metales. Gases raros. Propiedades periódicas en función de la estructura atómica: ra-dio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico. Estados de oxidación.

Concepto y clasificación de iones: Cationes y aniones.

Breve reseña histórica de la Clasificación Periódica:Antes de llegar a la confección de la Tabla Periódica tal como la conocemos hoy, hu-

bo algunos intentos o modelos de clasificación, que de acuerdo a los resultados de ex-perimentos e investigaciones y la implementación de teorías nuevas, en especial en el campo de la electricidad y la luz, reflejaron las diferentes propiedades de los ele-mentos.

Por ejemplo, citemos:1. Las Triadas de Dobereiner: clasificación en grupos “de a tres”, que co-

mo vimos en años anteriores, el peso o masa atómico del elemento colo-cado al centro del trío, resultaba ser el promedio aproximado de los otros dos. Ej.: Li (6,94), Na (22,90) y K (39.10).

2. Las Octavas de Newlands: que ordenó los elementos en base a sus pe-sos o masas atómicas y dedujo que “el octavo elemento contado desde uno dado, repite las propiedades el primero, como la octava nota de la escala musical. Ej.:

Valen-cia 1 2 3 4 3 2 1

Elemen- Li Be B C N O F


e-

e-

e-

e- e-

e-

tos Na Mg Al Si P S ClK Ca

3. La Tabla de Mendelejeff y Meyer: Al igual que la anterior utilizó, para

clasificar los elementos, los pesos atómicos. En este trabajo se prioriza-ban las propiedades de los elementos en lugar del peso atómico, de ahí que existen algunas inversiones: I (127) y el Te (128). Además, para esta época todavía no se habían descubierto los gases raros, por eso no figu-ran al igual que otros elementos.

La TABLA PERIÓDICA de hoy, desde 1913 en que Mos-eley enunció la “nueva” ley periódica, se organiza en base a los número atómicos (Z). Dicha ley indica que “Las pro-piedades de los elementos químicos son funciones periódi-cas de sus números atómicos”.

Las filas horizontales, se llaman periodos, y las co-lumnas verticales reciben el nombre de grupos o familia, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elemen-tos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Los grupos se numeran correlativamente desde el 1 al 18. Los con mayor número de elementos, se conocen como grupos principales (s), y son el 1 (Metales Alcalinos) 2 (Metales Alcalino Térreos), desde el 13 al 17 (p )(no metales) y el 18 (Gases raros o inertes). Los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición (d) y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna (f). Los elementos de la primera fila de elementos de transi-ción interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la se-gunda fila son actínidos.

Las filas o periodos se las numera desde el 1 hasta el 7. La cantidad de elementos que constituyen un determinado período está condicionada por el número de orbitales atómicos en el nivel de energía que se está llenado. Esto tiene que ver también con el hecho de que a medida que nos alejamos del núcleo AUMENTA la energía de un elec-trón.

Todos los elementos de un mismo grupo poseen igual configuración electrónica en su último nivel de energía.

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS:Así como la configuración electrónica depende la ubicación o posición del elemento

en la Tabla, hay otras propiedades que también varían de manera sistemática y que son las llamadas propiedades Periódicas. Veremos algunas de ellas:

PROPIEDAD PERÍODICA ESQUEMA EN TABLANúmero o estado de oxidación: es el número de electrones que Regla del octeto. Los metales ceden e-


cede o gana en forma total o parcial un átomo al formar un compuesto. y los no metales captan e-. Ej. Óxidos.

Conductividad eléctrica. Carácter Metálico de los elementos: ca-pacidad de permitir el paso de la electricidad. Los Metales (M) permiten el paso los NO-Metales (m) no permiten. En período

decrece con Z y en un grupo aumentaLas flechas indican aumento.

Radio Atómico: debemos considerar el radio de un átomo como la distancia entre un electrón de la capa más externa y el nú-cleo y más precisamente como la distancia entre dos núcleos

de dos átomos iguales en un enlace químico (unidos).

Al avanzar en un periodo aumenta la atracción de los electrones del último nivel por la mayor carga nuclear efectiva.

Las flechas indican aumento.

Potencial o Energía de ionización: es la energía mínima para sustraer un electrón a un átomo aislado en su estado funda-

mental.

Las flechas indican aumento.

Electronegatividad: es la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia él.

Las flechas indican aumento.Para explicar gráficamente la distribución de electrones y las propiedades periódicas

de los elementos químicos utilizamos el modelo tradicional, esto es, el de Rutherford/Borh cómo que está formado por un núcleo en donde se encuentran los protones y neutrones (esto es el número masico A) y una corteza en la que se mueven los elec-trones. El número o cantidad de protones ó electrones es el número atómico Z. Si de-cimos que el átomo es neutro afirmamos que tiene igual cantidad de protones (con carga positiva) que de electrones (carga negativa). La diferencia entre A y Z nos da el número de neutrones.

Un Nivel de Energía u orbital: es la zona o espacio alrededor del núcleo donde se sabe que hay probabilidad de encontrar un electrón. Antes, hasta Rutherford se ha-blaba de orbita o camino bien definido por donde pasa el electrón, concepto que se abandona, ya que los modelos atómicos basados en él no podían explicar la emisión de radiación ni los “saltos” de energía.

El modelo de Bohr explicaba las líneas espectrales encontradas para el átomo de hi-drógeno, pero no podía explicar los espectros de átomos con muchos electrones. Cuando los aparatos se fueron perfeccionando se vio que cada línea que predecía el modelo de Bohr en realidad aparecía desdoblada en mas líneas, como si en cada nivel de energía predicho por Bohr existieran distintos subniveles.

Determinados experimentos solo pueden explicarse si la luz es considerada como una onda y otros experimentos como la radiación de un cuerpo negro solo pueden ex-plicarse si la luz es considerada como partículas. Esto es lo que se llama la dualidad onda partícula.

De Broglie supuso que la dualidad onda partícula que se daba en la luz podía darse también en el electrón, que hasta ese momento se consideraba como partícula. En realidad la dualidad onda partícula se da en todas las partículas muy pequeñas y que se mueven a velocidades muy grandes.


De la cuantificación de la energía, que llevo a toda una nueva mecánica, denomina-da mecánica cuántica y de considerar al electrón como una onda surge el modelo atómico actual. Este modelo propone una ecuación matemática (que nace de la mecá-nica cuántica) propuesta por Schröedinger y que se denomina “Ecuación de Onda de Schröedinger”.

En el año 1926 Werner Heisenberg, alemán, enuncia el Principio de Incertidum-bre o de Indeterminación siguiente: “No es posible determinar simultáneamente, la velocidad y posición exactas de una partícula en movimiento”.

Aplicando este principio a los electrones de masa muy pequeña y velocidad muy grande, se hace evidente que los postulados de Bohr no eran exactos en cuanto a las órbitas definidas. Sólo es posible calcular “la probabilidad de hallarlo en un determina-do lugar”. La mecánica cuántica determina esa probabilidad, estableciendo que el electrón no ocupa una órbita que se determina con exactitud sino que ocupa un orbi-tal: “lugar del espacio que rodea al núcleo, donde es mayor la probabilidad de hallar un electrón”.

DISTRIBUCION DE LOS ELECTRONES

La cantidad máxima de electrones que puede haber en cada uno de los orbitales o nivel cuántico de energía viene dada por la siguiente fórmula:

Siendo la el nivel de energía u orbital (o en tabla periódica LA FILA: el PERIODO) podemos esquematizar la cantidad de electrones por nivel de la siguiente manera::

A su vez, cada orbital o periodo o Nivel energético pueden tener subniveles que se indican con letras y que contienen cantidades máximas de electrones según vemos en este cuadro para los primeros cuatro niveles:

Nivel o periodo Subnivel Cantidad de e- en el Nivel =

Distribución elec-trónica en los su-bniveles al máxi-

mo1 s 2 .s2

2 .s y p 8 .s2 p6

3 .s, .p y d 18 .s2 p6 d10

4 .s,.p, d y .f 32 .s2 p6 d10 f14

Orbitales apareados y desapareados Un orbital se dice apareado o completo cuando posee dos electrones. Un Orbital esta desapareado o incompleto cuando tiene un electrón.

El principio de exclusión de Pauli (1925) expresa que“dos electrones NO pueden tener exactamente el mismo conjunto de número

cánticos”


Orbita s/Rutherford Nivel cuántico Nro de e- máximoK 1 L 2 M 3 N 4

Cuadro I

y la regla de Hund establece que:“un e- no puede completar un orbital hasta que todos los orbitales del subnivel con-tengan un electrón”.

Una primera representación en papel la denominamos Diagrama energético o Casi-llas Cuánticas. Cada casilla se dibuja como un rectángulo con una de sus diagonales y el e- es una flecha.

Orbital Desapareado: Orbital Apareado: El orbital n=1 es de forma esférica:

Diagrama energético del n = 1 Configuración electrónica del Nivel 1:Apareado:

El nivel n=2 tiene dos subniveles: el s y el p. El primero es esférico y los segundos son en forma de manubrio según vemos en los siguientes esquemas:

Diagrama energético del n=2 s px py pz

IMPORTANTE: los subniveles d tienen mayor energía que los “s” del nivel siguiente, por eso hay una inversión en el orden de llenado: primero se lle-nan los subniveles “s” del nivel inmediato superior y recién se llena el subni-vel “d” del nivel anterior.

NÚMEROS CUÁNTICOS:

Nombre Sím-bolo Detalles

principal nDetermina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón, vendrá determinada por este número cuántico. Su valor va desde 1 hasta 7.-

azimutal l Determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 has-ta (n-1).Así, para el nivel 1, n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondien-te a una órbita circular. Para el nivel 3, n es 3, entonces l tomará los va-


Orbita Nivel cuántico u orbital Subnivel

K .1 s

1s2

Orbita Nivel cuántico u orbital Subnivel

L 2 s y p

Distribución Electrónica.Orden de Llenado según mayor ener-

gía. 1s2

2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 5s2 4d10 5p2 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

Configuración electrónica: 1s2 2p6

lores de 0, 1 y 2. magnéti-

co mDetermina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pa-sando por el valor 0

del spin s Vale

TRABAJO PRACTICO Nº 31. ¿Cuáles fueron los antecedentes de la clasificación periódica?2. ¿en base a qué se organiza hoy la tabla periódica? Explique.3. ¿Qué es un grupo y qué un período? Cómo los clasificamos?4. ¿Qué expresa la Ley periódica?5. ¿Detallar las propiedades periódicas?6. Qué diferencia hay entre orbital y orbita?7. ¿En consiste la dualidad onda partícula?8. ¿Qué expresa el principio de incertidumbre de Heisenberg?9. Realice las casillas cuánticas y los distribución e- desde Z=1 hasta Z =5410.Realizar los números cuánticos para n=1, 2 y3.-

TEORIA DE VALENCIA - ENLACE QUIMICOElectrones y capas de valencia. Teoría del Octeto de Lewis. Formas de representar moléculas: diagrama de Lewis, dia-

grama de rayas: modelos espaciales y fórmulas condensadas. Tipos de Enlace: iónico o electrovalente, Covalente (apolar, polar, coordinativo o dativo), metálico. Propiedades. Propiedades de los compuestos moleculares, metálico.

Uniones Intramoleculares: Puente de Hidrógeno y Fuerzas Dipolo-Dipolo.

Muchas teorías, llamadas TEORIAS DE VALENCIA, han sido expuestas en un in-tento por explicar la manera, el modo, en cómo se produce el enlace químico.

Estas teorías para ser satisfactorias tienen que dar alguna respuesta a tres cuestiones fundamentales que surgen al considerar las moléculas de un mis-mo compuesto químico formadas por los mismos átomos que se hallan en la misma posición e idénticas distancias: ¿Por qué se forman los enlaces Quí-

micos? ¿A qué se debe que los distintos ele-

mentos formen distinto número de enlaces?

¿A qué se debe que los átomos que constituyen una molécula manten-gan siempre una posición definida con respecto a los otros de modo

que el conjunto tenga una configura-ción característica.

Para responder a tales cuestiones, co-mencemos estableciendo el concepto de Valencia: es el número de enlaces por los cuales un átomo se une a otro/s para formar compuestos. Es una propie-dad fundamental de cada átomo, cons-tante e invariable, determinada por su configuración electrónica, en especial, de la capa más externa por cuya razón esas partículas reciben el nombre de electrones de valencia.

Observando la configuración de los elementos u átomos, en 1916 Kossel expuso la idea de que en las reacciones químicas los átomos tienden a adoptar la configuración electrónica de los ga-ses nobles. Por ej.:

Notemos que tomando el nivel máximo de energía y sus correspondientes subnive-les todos terminan en o donde n es el nivel energético.

Este concepto se lo llamo “Regla del 8” o “Regla del octeto”. Kossel observó que en una reacción química entre un metal y un no metal el primero

“cedía” electrones y el segundo los “aceptaba” tendiendo ambos a tener 8 electrones en su última capa.


Posteriormente, Lewis agregó que dos átomos pueden cumplir con la regla del octe-to compartiendo uno ó más pares electrónicos sin que haya transferencia de electro-nes.

Teniendo en cuenta lo dicho por Kossel y Lewis podemos clasificar a los enlaces quí-micos tal como podemos ver en el siguiente diagrama tomado del libro QUIMICA Y AM-BIETE 1 de Fidel Cárdenas y otro:

sigue

Si comparamos la configuración de los primeros 20 elementos de la tabla periódica comprenderemos el por qué de los enlaces químicos:

Elemen-to Z Configuración Electróni-

caPara el Octeto Le “conviene”

H 1 Dueto le falta 1 Ceder 1 He 2 El dueto esta completo - - - -

Li 3 Tiene 1 le faltan 7 Ceder 1Be 4 Tiene 2 le faltan 6 Ceder 2B 5 Tiene 3 le faltan 5 Ganar 5C 6 Tiene 4 le faltan 4 Ganar 4N 7 Tiene 5 le faltan 3 Ganar 3

O 8 Tiene 6 le faltan 2 Ganar 2

F 9 Tiene 7 le faltan 1 Ganar 1

Ne 10

Completo - - - -

Na 11

Tiene 1 le faltan 7 Ceder 1

Mg 12


Al 13


Si 14

Tiene 4 le faltan 4 Ganar 4

P 15


S 16



Los enlaces químicos

Metálicos Iónicos Covalentes

DativoPolarPuroMetales puros

Completar 8 electrones

Transferencia de Electrones

Regla del Octeto

Comparten

Pares de electrones

en Hay

Para

Para

Cl 17


Ar 18

Completo - - - -

Tabla de ELECTRONEGATIVIDAD de Pauling: (hasta Z18) H2,1

He0

Li1,0

Be1,5

B2,0

C2,5

N3,0

O3,5

F4,0

Ne0

Na0,9

Mg1,2

Al1,5

Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0

Ar0

K0,8

Ca1,0

Sc1,3

Ti1,5

V1,6

Cr1,6

Mn1,5

Fe1,8

Co1,8

Ni1,8

Cu1,9

Zn1,6

Ga1,6

Ge1,8

As2,0

Se2,4

Br2,8

Kr0

La electronegatividad determina el tipo de enlace que puede darse entre:1. átomos iguales : en los cuales la diferencia de electronegatividad es cero y

el enlace es covalente puro o no polar como por ejemplo las moléculas de H2, O2 y N2 .

2. átomos diferentes : en los cuales la diferencia de electronegatividad es dis-tinta de cero pudiendo entonces el enlace ser:

a. Covalente polar cuando la diferencia está entre 0 y 1,7

b. Iónico se la diferencia es mayor que 1,7.

Para representar los enlaces utilizaremos la notación o fórmulas de Lewis para ca-da elemento que lo hace consignando el Símbolo químico y alrededor de él los electro-nes de valencia (última capa) marcados con puntos o cruces. Por Ej. Veamos el Cloro:

Símbolo es Cl y la cantidad de electrones de valencia son 7:

Para un enlace iónico la representación sería:

Para un enlace covalente puro no polar:

Para un enlace polar:


EL ENLACE QUIMICO Y LAS FUERZAS DE ATRACCIÓN INTERMOLECULARYa hemos determinado como es que los átomos se unen para formar una molécula.

Pero tengamos en cuenta que también hay fuerzas de atracción entre la moléculas a las que se las conoce con el nombre de fuerzas intermoleculares y son:

Interacciones dipolo-dipolo. Fuerzas de dispersión de London y Puente Hidrógeno.

Interacciones dipolo-dipolo: se presentan en moléculas de compuestos polares, debi-do a la atracción que ejercen unas sobre otras por los polos negativos y positivos ge-nerados.

Fuerzas de dispersión de London: Se las conoce también como fuerzas de corto al-cance ya que se manifiestan cuando las moléculas están unas muy próximas a otras.

Puente hidrógeno: son comunes cuando las moléculas se forman por ejemplo entre elementos del grupo XVII ó halógeno y el Hidrogeno. Como el hidrógeno cede su único electrón con relativa facilidad del polo molecular donde se encuentra habrá una con-centración mayor de cargas positivas y del lado del no metal de cargas negativas lo que provocará atracciones en las que el H quedará al medio, de ahí lo que se llama puente hidrógeno.

TRABAJO PRACTICO Nº 41. ¿Qué es la Unión química?2. ¿Cuándo decimos que la unión química es electrovalente o iónica? Explique ha-

ciendo el esquema del ClNa, BrZn, N2O5, SO3, P2O3 y FH .-3. ¿Cuándo la unión química es covalente? Que tipos Hay? Haga 3 ejemplos a su

elección.4. ¿Cuáles son las principales uniones entre moléculas? Explique.

ECUACIÓN QUÍMICALa ecuación química. Sustancias reaccionantes y productos de la reacción. Revisión del concepto de fenómenos y

Transformaciones. Las transformaciones químicas y su representación simbólica. Principio de Conservación de la ener-gía.

Cuando hablamos de ecuación química nos referimos a una igualdad formada por dos miembros, el Izquierdo constituido por las sustancias reaccionantes ó reactivos (SR) y el miembro derecho que corresponde a los Productos de la reacción (PR):

Recordemos que las sustancias pueden ser simples si están formadas por una sola clase de átomos (Ej. O2, CL2, Al, Na, Fe, etc.) o eran compuestas si por el contrario es-taban formadas por dos o más clase de átomos (Ej. H2O, CaO, H2SO4, Al(OH)3, Fe2(SO4)3, ETC).

La expresión de un elemento es un símbolo formado por la primera letra del nombre ya en español (Hidrógeno es H) o en latín (Hg es Mercurio ya que en latín es Hidrargi-rio) y la combinación de estos símbolos en una fórmula da la expresión de una molé-cula de sustancia. En una fórmula tenemos cantidad de átomos y de moléculas: Profesor: Jorge Miguel PERALTA QUIMICA_5 Página 18/25

Es la fórmula del ácido Sulfúrico (muriático).

Subíndices indican cantidad de átomosEl coeficiente indica cantidad de moléculas.

Para obtener el número de átomos de un elemento multiplicamos subíndice por co-eficiente:

Fórmula Cantidad de molé-culas

Cant. de átomos de cada elemento en 1

moléculaTotal de átomos

Ácido Sulfúrico 5 Hx2 ; Sx1 ; Ox4 (Hx2 + Sx1+Ox4) x 5

Ácido Fosfórico

Hidróxido de Alumi-nio

Óxido Nitroso

Óxido Hipocloroso

Nitrato de Calcio

Cloruro de Sodio

Hidrógeno molecu-lar

Sulfuro Férrico.

Ácido Perclórico

Ácido Bromhídrico

La cantidad de átomos que contiene una molécula se denomina atomicidad. La fór-mula de un compuesto sólo informa o indica la proporción de cada átomo que la com-pone.

Hoy en día la fórmula química constituye la representación simbólica de un com-puesto químico y es una representación universal.

En toda ecuación química debe cumplir con ciertas condiciones:1. Debe ser estequiométrica, es decir, la masa de las sustancias que reaccionan es

igual a la masa de los productos de la reacción (ley de la conservación de la masa de LAVOISEIER). Cuando esto se cumple entonces decimos que la ecua-ción está equilibrada o balanceada.

2. debe representar una reacción real, es decir, que pueda cumplirse efectiva-mente en forma experimental.

3. Debe escribirse utilizando siempre fórmulas moleculares.


GRUPOS FUNCIONALES DEL MUNDO INORGÁNICOCompuesto Binarios (del Hidrógeno y del Oxígeno como óxidos e hidruros). Com-

puestos Ternarios (Hidróxidos, Oxácidos y sales). Fórmulas y Nomenclatura (tradicio-nal o clásica, Numeral de Stockes, IUPAC). Unidades de medición en química: UMA y MOL. Significado físico, usos y aplicaciones. Composición Centesimal. Fórmula Míni-ma. Fórmula Molecular.

Un compuesto químico (esto es formados por más de un tipo de átomo) pueden ser: Inorgánicos: que incluye la materia no viviente, como los metales, los no

metales y las diversas combinaciones entre dichos elementos. Orgánicos: que incluye la mayoría de los compuestos del carbono, las sus-

tancias que provienen de los eres vivos o también aquellos compuestos si-milares que se obtienen por procesos de síntesis en el laboratorio.

Los compuestos inorgánicos a su vez se pueden agruparse según la forma en que se combinan los elementos para formarlos. Estas agrupaciones se conocen con el nombre de FUNCIONES QUÍMICAS.

Cuadro Resumen

Aquí, solo desarrollaremos lo referente a los óxidos. El resto y los compuestos orgá-nicos son parte de ciclos superiores.

ÓXIDOS: Son compuestos binarios (es decir formados por dos tipos de elementos) formados

por OXIGENO y metal o No metal. Cuando se disuelven en agua forman soluciones ácidas o soluciones básicas, de ahí

que podemos clasificarlos en OXIDOS ACIDOS y OXIDOS BASICOS.

OXIDOS BÁSICOS: son los que se forman con la unión de oxígeno molecular con un Metal.

Y los OXIDOS ÁCIDOS son formados por Oxigeno molecular y NO metal.-


COMPUESTOS QUÍMICIOS

INORGÁNICOS ORGÁNICOS

FUNCIONES QUÍMICAS

ÓXIDOS HIDÓXIDOS ÁCIDOS SALES

METAL (M) NO-METAL (m)

Oxido Bá-sico

Oxido áci-do

O2

Cuadro de óxidos.Valencia: es la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro. Cada átomo

tiene valencia que en cantidad puede ser una, dos, tres y cuatro. Cantidad de Va-

lencias Elementos Valencias Nombre del óxido

1Na 1 Termina en ico o con el nombre del

metal: Sódico o de Sodio

Al 3 Alumínico o de Aluminio.

2Fe

2 Con la valencia más baja el nombre termina en OSO: Ferroso.

3 Con la valencia más alta el nombre termina en ICO: Férrico.

Hg 1 Mercurioso2 Mercúrico

3 S

2Con la más baja el nombre comienza con HIPO y termina con OSO: Hipo-

sulfuroso.4 Con la valencia del medio el nombre

termina al OSO. Sulfuroso.6 Con la valencia más alta el nombre

termina en ICO. Sulfúrico.

4 Cl

1Con la más baja el nombre comienza con HIPO y termina con OSO: Hipo-

cloroso.3 Con la valencia siguiente más baja el

nombre termina en OSO. Ej Cloroso.

5Con la que sigue, la mas baja de la más alta el nombre termina en ICO:

Ej Clórico.

7Con la más alta el nombre empieza

con PER y termina en ICO. Ej. Percló-rico.

Para escribir la ecuación química de los óxidos se procede de la siguiente manera:1. Escribimos el símbolo químico del Metal con subíndice uno (ya que consi-

deramos a todos con moléculas monoatómicas) o de no-metal con subín-dice dos (los consideramos biatómicos a todos), a continuación el signo más (+) y luego el oxigeno molecular (O2).

2. Posteriormente colocamos el signo igual.

3. En los productos escribimos primero el símbolo del Metal y luego el del oxigeno ambos sin subíndices.

4. Ubicamos las valencias de cada uno y las cruzamos como número de áto-mos, esto es como subíndices.

5. Y finalmente balanceamos. Ejemplos:

Óxidos básicos: Oxido de Sodio; Oxido de calcio


Oxido Férrico; Oxido Auroso

Óxidos ácidos: Óxido Perclórico; Oxido Sulfúrico

TRABAJO PRACTICO Nº 5: Realice los siguientes Óxidos

1Óxido Berilico

14Oxido Fosforoso.

2Óxido Mercurioso

15

Oxido Perbromico

3Óxido Perclórico

16Oxido Sulfúrico

4Óxido Fosfórico

17Oxido Carbónico

5Oxido de Aluminio

18Oxido de Calcio

6Oxido Platínico

19Oxido de Litio

7Oxido Bórico

20Oxido de Plata

8Oxido mercúrico

21Oxido niqueloso

9Oxido Auroso.

22Óxido Hipocloroso.

10

Oxido de Zinc23

Oxido Nítrico

11

Oxido auroso24

Oxido Iodoso

11

Oxido Cobaltico25

Oxido Ferroso

12

Oxido Nitroso.26

Oxido Ferrico.

13

Oxido Hiposulfuroso27

Oxido de boro

ESTEQUIOMETRÍA O ARITMÉTICA QUÍMICALos procesos de síntesis del universo químico. Algunos criterios de pureza. La rela-

ción entre pureza y las impurezas (contaminantes). El rendimiento en parámetros que mide la eficiencia del proceso de síntesis con relación al rendimiento teórico. Lectura de una ecuación Química. Cálculos y resolución de situaciones problemáticas.

La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que reaccionan y los productos de la reacción. Se involucran aquí los conceptos de masas, átomos, moléculas, volúmenes y moles.


T A B L A PERIODICA

BUSCAR

en

r

los

Pesos o Masas Atómicas(PA)

PAgr Peso o Masa Molecular(PM)

MOL de átomos o

Atomo-Gramo

22,4 litros (l)

PMgr

Si los Expresamos en g La sumatoria nos da el

Si los Expresamos en g

6,02.1023 partículas

MOL de moléculasQue ocupa:

Que ocupa:

Que tiene:

Que tiene:

Tenemos:

Tenemos:

Esquema Nº I.

En una reacción química la existencia de los coeficientes nos indica que esta balan-ceada, equilibrada o ajustada. Estos coeficientes, llamados estequimétricos, expresan el aspecto cuantitativo de una reacción química. Según la dimensión en que trabaje-mos o leamos una ecuación, los coeficientes indican la cantidad de moléculas o la cantidad de moles.

Definimos al mol de moléculas como el peso molecular expresado en gramos. Y al mol de átomos o átomo gramo como el peso atómico expresado en gramos.

Un mol de cualquier sustancia a estado gaseoso ocupa 22,4 litros y un mol siempre tiene 6,02 x 1023 partículas.

Para efectuar la aritmética química como se llama también a la estequimetría, utili-zamos fundamentalmente el desarrollo de reglas de tres y lo que indica el Esquema Nº I. Ejemplo metódico:

Paso necesitamos Ejemplo

1Conocer la fórmula del com-puesto, sus coeficientes y su-bíndices.

2 Leer la fórmula Adimensional:5 moléculas de

ácido Sulfúrico for-madas cada una

por:

Dimensional:5 moles de moléculas de ácido Sulfúrico formadas por:


2 átomos de H, 1 átomo de S y 4 átomos de O

2 moles de át. de H, 1 mol de át. de S y 4 moles de át. de O

3Según la tabla periódica los pe-

sos (masas) atómicos son: H=1, O=16 y el S=32-

HX2= 2SX1=32OX4=64

La masa de una molécula de ácido sulfúrico es 98 y como lo que tene-mos es 5, multipli-camos y tenemos la masa total se-gún la fórmula.

HX2= 2 grSX1= 32 grOX4= 64 gr

La masa un mol de moléculas de ácido sulfúrico es 98 gr y como lo que tene-mos es 5 moles, multiplicamos y te-nemos la masa total según la formula da-da.

4 Preguntemos por la equivalen-cia entre las dos dimensiones.

En un mol de ácido sulfúrico que pesa 98 gr hay 6,02 x 1023 moléculas de a. sulfú-rico que ocupan 22,4 lts.

5 Y si pasamos todo a átomos

En un mol de moléculas de A. Sulfúri-co hay 1 mol de átomos de Azufre por lo tanto hay 6,02x1023 átomos de azufre.

En un mol de moléculas de A. Sulfúri-co hay 2 moles de átomos de Hidro-geno por lo tanto hay 6,02x1023 X 2 átomos de Hidrogeno.

En un mol de moléculas de A. Sulfúri-co hay 4 moles de átomos de Oxi-geno por lo tanto hay 6,02x1023 x 4 átomos de Oxigeno.

TRABAJO PRACTICO Nº 6:1. ¿Qué masa de oxido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre?. 2. ¿Qué masa de óxido resulta necesaria para obtener 3150 g de óxido nítrico?, ¿cuántos

moles de óxido se necesitaron?.3. Se hacen reaccionar 5,5 litros de oxígeno medidos en CNPT con cantidad suficiente de

nitrógeno, calcular:a. Los moles de nitrógeno que reaccionan.b. Volumen de nitrógeno necesario.c. Número de moléculas del compuesto formado, sabiendo que se obtiene óxido ní-

trico.4. En un recipiente se colocan 25 gr. de oxigeno. Calcular:

a. Cuántos gramos de Oxido de Calcio se obtiene. b. Cuántas moléculas son?

5. 30gr Mercurio reaccionan. Podré obtener 200 ml de oxido? Explique6. Si mezclamos 70 gr cloro (VII) con oxigeno suficiente? Cuántas moléculas de óxido se

forman?7. Para obtener 50 gr de Óxido Fosfórico:

a. ¿Cuántos moles de Fósforo necesitaré? b. Y Cuántos mililitros de oxigeno usaré?

8. El Oxido de Aluminio se obtuvo partiendo de 70gr de Oxigeno. Determine cuántos litros se usaron de Aluminio.

9. Cuantos gr de oxido de aluminio se podrán obtener con 75 gr de Oxigeno, según esta reacción:

4 Al + 3 O2 = 2 Al2O3 (Oxido de Aluminio)a. ¿Cuántas partículas de Alumno reaccionaron?.b. ¿Cuántos moles de óxido se produjeron?c. ¿Cuántos litros de óxido de aluminio se obtienen?

10. Verifique y Justifique: en 163,54gr de Cobre (Cu) hay:


MOL

a. ¿1 Mol de moléculas? b. ¿6,02 x1023 átomos de Cobre?

11. En 236,5gr. de Cloruro de Hidrógeno (HCL) hay: a. ¿1 mol de HCL? b. ¿6,02 x 1023 moléculas de HCL?

12. Exprese en moles las siguientes cantidades de Calcio (Ca ) a) 150gr. b) 50 x 10 20 partículas

13. Exprese en partículas las siguientes cantidades de Iodo (I2):a. 25gr. b. 2,5 moles de moléculas.

14. Calcular el número de moles y de moléculas que contienen las muestras que se indican: a. 44,8 1 de Hidrógeno (Cl2).b. 40,0 gr. de Magnesio (Mg). c. 127,0 gr. de Azufre (S2).d. 48,0 gr. de Potasio (K).

15. Calcular cuántos moles hay en: a. 2 moléculas de Sodio (Na) b. 1 mol de moléculas de H2

16. Calcular el número de: a. Moléculas o partículas en 2 moles de Nitrógeno(N2)b. Partículas en 0,5 moles de Sodio (Na)

17. Calcular el peso en gramos de 3,01 X 1023 moléculas de:a. Hidróxido de Berilio (Be(OH)2)b. Carbonato de Sodio (Na2 CO3)c. Oxido de Plata (Ag2O).


Ocupa22,4 litros

espectroscopia: es el estudio de un espectro … _5... · web viewel universo químico en la...

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