2.009

6to Año

QUIMICA 6

Autor: Jorge Miguel PERALTA

“No se equivoca el pájaro que ensa-yando el primer vuelo

cae al suelo.Se equivoca aquel que

por temor a caerse renuncia a volar

permaneciendo en el nido”Anónimo.

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

Cuando digo “universo” me re-fiero en este caso a mundo. El mundo de la química. Y si busco un concepto de mundo puedo decir que es el “con-junto de todas las cosas creadas” (dic-cionario RAE). Entonces, universo (ó mundo) en una primera síntesis, es to-do lo que nos rodea. En Química “eso” que nos rodea se llama materia.

Materia, es todo aquello que puedo percibir, es decir que impresiona (excita) mis sentidos (vista, olfato, tac-to, oído, gusto), y tiene tres caracterís-ticas: ocupa un lugar en el espacio, tie-ne masa y tiene energía.

La materia compone a los cuer-pos. Cada cuerpo es un pedacito de materia. Entonces, cuerpo es una por-ción limitada de materia.

Si observo un cuerpo y luego lo comparo con otro concluyo que algunos están 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 es-tudia la composición, la estructura y

las propiedades de la materia (cuerpos y sustancias), y los cambios que en

ella se producen tanto a nivel atómico como molecular.

En esta definición hay varios tér-minos 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 experi-mental que utiliza un método para lo-grar su objetivo: Esa herramienta de trabajo es la que se llama METODO CIENTÍFICO.

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Historia y el rol de la Química dentro de la Ciencias Na-turales

Las primeras formas de vida animal du-rante milenios pasaron frente a piedras también milenarias sin prestarles aten-ción más allá de la necesaria para la supervivencia, como por ejemplo pro-tección, alimento, pero nada más…

Hace aproximadamente un millón de años, una especie surgida de otra aparece sobre la faz de la Tierra. Tenían algunas características nuevas: poca al-tura, 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 ár-boles. Además sus extremidades ante-riores perfectamente adaptadas para sujetarse a las ramas, balancearse en ellas, saltar de una a otra. Esta era la razón para que vivieran más en los ár-boles y muy poco en el suelo, con innu-merables peligros para ellos. Ahí estaba en sus primeros pasos la especie huma-na: 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 asestó un golpe a una rama próxima. La rama se quebró. Otros hombres bajaron e imitaron, ex-perimentando así la potencia de las pie-dras 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 construido la primera hacha.

Todos los animales, incluyendo el hombre primitivo, temían al fuego. A diferencia del resto, algunos hombres se protegían y observaban. Hasta que un día uno salió de su escondite y e acercó a un tronco carbonizado que aún tenía fuego. Lo tocó con su hacha y vio que las ligaduras y el mango se quema-ban pero la piedra no. Tomó piedras y rodeo con ellas el tronco quemado, agregó ramas secas y avivó el fuego.

Comprobó que las llamas se man-tenían dentro del círculo de piedras y que el fuego se despertaba al ir aña-diendo ramas, cuento más secas éstas ¡mejor!.

Otros hombres se acercaron y ro-dearon la hoguera que brindaba calor, luz y los protegía de las bestias más grandes siempre al acecho. Allí, por lo menos de noche se quedaban, hasta que empezó a llover y el fuego se apa-gó. Pero a la próxima tormenta con ra-yos ya sabían como “capturar” el fuego y lo llevaron a cuevas para evitar el problema de las lluvias.

Con el transcurso del tiempo, otra vez uno de esos hombres primiti-vos, descubre que puede “crear” el fue-go frotando dos palos o piedras entre sí y con él extender el dominio sobre las otras especies más grandes y fuertes.

Además, descubrieron que el fue-go transformaba la materia que comían haciéndola más sabrosa y más blanda. Se dieron cuenta que el barro se endu-recía, así que moldearon recipientes con tierra húmeda que luego podían se-car al calor del fuego. Llegó así una es-pecie de primitivo confort: quedarse en un lugar, con agua cerca, en una cueva que los protegía, con utensilios, hachas 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 pueden encontrarse en las artes y oficios técnicos de aquel hombre, de los que tenemos idea por los materiales usados por él y encontra-dos en los restos de las civilizaciones desaparecidas.

El Hombre se interesó primero por los metales, resistentes y durade-ros y a los que pudo dar forma con mas facilidad utilizando 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 anti-guas la que logró mayores avances en las artes “químicas” fue la egipcia. Ellos fabricaron vidrios, esmaltes, jabones, perfumes y venenos. Pero estas prácti-cas eran fundamentalmente empíricas

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y no constituían una ciencia en el senti-do estricto.

En la búsqueda del origen y la naturaleza de todo lo que nos rodea, el hombre primitivo, creó como explica-ción 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 so-bre tales cuestiones.

Así, la idea de un principio per-manente origen de todo se establecía.

Para Tales de Mileto (624-565 a.J.C.) era el agua. Anaxímenes (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 tie-rra.

Todo esto unido a las cuatro cua-lidades: caliente, húmedo, seco y frío y a dos fuerzas cósmicas, el amor y el odio, eran el esquema perfecto para ex-plicar 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 auto-ridad hizo que durara más de dos mil años.

Los cuatro elementos ge-neralizaban y representaban a una ob-servación familiar: un cuerpo es sólido (tierra), líquido (agua) o gaseoso (aire), o bien se encuentra en estado de incan-descencia (fuego).

Por la misma época (460-270 a.-J.C.) Epicuro creó la palabra átomo. Leucipo y Demócrito enseñaron la dis-continuidad de la materia formada por átomos, el ser, y de vacío, el no ser, que eran espacios entre aquellos y per-mitían sus movimientos. Los átomos de-cía Demócrito, son eternos, indivisibles y de la misma naturaleza, pero difieren de forma, por el orden en que están co-locados en el cuerpo, por su posición re-lativa y por su magnitud. Pero no fueron desarrolladas estas ideas llenas de con-ceptos filosóficos solamente, ya que los griegos NO experimentaban, solo espe-culaban.

En el siglo II antes de JC las ideas científicas griegas llegaron a Roma, quienes más inclinados a ser guerreros

y constructores, no prosiguieron con las mismas.

Llegamos a la Edad Media, en es-pecial en el período del 400-1000 cono-cido 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 importan-cia. Reunieron los conocimientos apren-didos de los egipcios y las ideas filosófi-cas de los griegos. Ordenaron y siste-matizaron todo el pensamiento químico existente. Observaron y experimenta-ron abriendo paso así a la química cien-tífica que denominaron Alquimia.

Los alquimistas, pretendían obte-ner oro a partir de otros metales. Esto era la transmutación, conocida como “La Gran Obra”, y debía realizarse en presencia de la “piedra filosofal” cuya preparación fue la tarea primera de los alquimistas. En el siglo VIII se extendió este objetivo al buscar el “elixir filosofal o de la larga vida”, imaginado como una infusión de la piedra filosofal, el cual debía eliminar la enfermedad, de-volver la juventud, prolongar la vida e incluso asegurar la inmortalidad.

El trabajo de los alquimistas, si bien no logró el objetivo descrito, pro-dujo indudables progresos en la quími-

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CLIENTE HÚMEDO

SECO FRÍO

fuego

aire

agua

tierra

ca 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 llegando a ser prohi-bida por reyes y papas. No obstante a principios de siglo XVI el esfuerzo de muchos alquimistas se dirige a preparar drogas y remedios que a decir de Para-celso (1493-1541) la misión era curar la enfermedad. Aparece así en escena una transición entre lo que fue la Alqui-mia y lo que será la Química: la Iatro-quimica o química farmacéutica o quí-mica médica.El irlandés Robert Boyle (1627-1691) es el primer químico que rompe abierta-mente con la tradición alquimista. En su libro aparecido en 1661 “El químico es-céptico” establece el concepto moderno de elementos: son “ciertos cuerpos pri-mitivos y simples que no están forma-dos de otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen y en que se descomponen 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 experimen-tos que había realizado acerca de los gases que les sirvió de base para por ejemplo investigar mejor la combustión.

Así Georg Ernst Stahl (1660-1734) basándose en estos conceptos enuncia la Teoría del flogisto, conocida también como “sublime teoría”, que su-pone la existencia de un principio infla-mable en las sustancias combustibles al que denominó flogisto. La teoría del flogisto explicaba tanto la combustión 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 (reduc-ción)

Pero se observaba que siempre necesitábamos aire y que las cales te-nían, a pesar de perder flogisto, más peso que los metales.

Fue recién con los trabajos de An-toine Lavoisier (1743-1794) se destruye la teoría del flogisto por ser falsa, al es-tablecer ahora la naturaleza verdadera de la combustión: Toda combustión en el aire resulta de una combinación con una parte del aire.

La obra de Lavoisier consistió fundamentalmente en:

Uso de la balanza (“su más exacto colaborador”), aplica el Análisis cuantitativo.

Establecer la noción precisa de sus-tancia pura.

Utilización del principio de la conser-vación de la materia: “Nada se pier-de, nada se crea”, del que en reali-dad no fue el autor, si el que lo apli-có. (El creador de este principio fue un médico de nombre Jean Rey).

Utilización de un nueva nomenclatu-ra en las que nos nombre dan idea de su composición: El Aceite de Vi-triolo 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 ma-nera:

Los químicos aplican el análisis cuantitativo y descubren las leyes gravimétricas de las combinacio-nes químicas.

La teoría atómica de Dalton (1808) las explica y da origen a la nota-ción química desarrollada por Ber-zelius (1835), de mucha utilidad.

El Principio de Avogadro (1811) permite establecer y diferenciar los conceptos de átomo y molécula y crea las bases para la determina-ción del peso atómico y molecular (1858).

El descubrimiento de la pila eléc-trica de Volta (1800) da origen a la electroquímica a la electrolisis de Faraday (1834).

La termoquímica iniciada por La-voisier 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 expli-car el comportamiento de las sus-tancias gaseosas.

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

La clasificación periódica de los elementos en base sus números atómicos realizada por Mendelejew y Meyer.

Y continúa hasta nuestros días...

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TRABAJO PRÁCTICO 1:

Responder las siguientes cuestiones en forma MANUSCRITA. Se sugiere utilizar hojas tamaño A4 cuadriculadas . La primer hoja llamada carátula debe llevar estos datos:

Ejemplo

La segunda hoja es el índice. desde la tercera hoja comienzas su TP. Se debe copiar la pregunta y contestar manteniendo la forma. Se deben incluir fotocopias, copias a mano, etc., de artícu-los que desarrollen el tema y lo amplíen, al menos del 25 % de las preguntas.

Responder y ampliar

1. Suponga que ha decidido ser un científico dedicado a la química. ¿Qué espe-raría de tal decisión?

2. Sabe Ud. lo que significa ser científico? Fundamente.3. Cree Ud. que la ciencia es magia o no? Fundamente.4. Hagamos ciencia. Trate de explicarme qué es un libro. Suponga que no soy

de este planeta Tierra, soy de una civilización que no tiene idea de libro y que por lo tanto no sé ni que es una hoja de papel … (Sugerencia: busque material sobre qué es un libro, qué partes tiene, etc.,etc.

5. Compare su trabajo con la “breve historia” que se relata en las partes ante-riores.

6. ¿Tiene todo algo que ver con el método científico?7. ¿Es imprescindible la aplicación del Método Científico?8. ¿Qué actitud del hombre primitivo rescata Ud.? Fundamente.9. ¿Cree Ud. que la Ciencia es creada por un ser todo poderoso? ¿Cuál es su

opinión?10.¿Cree que el hombre aprende solamente en base al error/aprendizaje? Expli-

que.

No Olvide: puede consultar a los profesores/as de otras asignaturas como Lengua e Historia.

TEORIA ATÓMICA – LA ECUACIÓN QUÍMICA

Institución Alumno/Alumna

ASIGNATURACURSO

NUMERO Y TITULO DEL TRABA-JO PRACTICO

FECHAAÑO LECTIVO

IEM “SAN ANDRES”

QUIQUE VILLANUEVA

BIOLOGIA

QUINTO AÑO

TRABAJO PRACTICO Nº 1 “BULIMIA Y ANOREXIA”

10/03/20082.008

Breve referencia a los modelos atómicos. El átomo según la teoría cuántica. Los números cuánticos. Orbital y órbitas. Distribución electrónica: diagramas de casillas y de niveles. La Tabla Periódica Enlaces. Ecuación química .Repaso de

formación de sales

Desde que el hombre apareció en la Tierra, presenció tormentas con rayos y relámpagos, y ya vimos como logra conquistar el manejo del fuego. En principio sólo atinó a refugiarse y cuan-do empezó a meditar por esas cuestio-nes, al no poder explicarlas, se las atri-buyó a los dioses.

A medida que el tiempo transcurría, la Historia se mezclaba con la leyenda. Son comunes los relatos acerca de los griegos, quienes notaron como los co-llares de ámbar atraían pequeñas par-tículas por el frotamiento de la ropa y podían producir pequeñas chispas. Así

es como nació la ELECTRICIAD. Por su-puesto que al principio este fenómeno ni se entendió. Mucho menos relacionar que el origen de los rayos y tormentas y esa atracción de partículas en sus colla-res estuvieran actuando las mismas le-yes.

En el siglo XIX Faraday logró mostrar que todas las electricidades que se co-nocían podían producir los mismos efec-tos y eran en definitiva distintas mani-festaciones de una sola propiedad o fe-nómeno: la electricidad.

NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

No vamos a detallar en este espacio todo lo realizado para determinar que la materia es de Naturalezas eléctrica. Só-lo diremos que fue un trabajo de mu-chos años y que nombres como Luigi Galvani (Italiano 1737-1798), Alesandro Volta (Italiano, 1745-1827), Faraday (1831) y Edison (1882) fueron los pione-ros, los que pusieron los cimientos.

Ya desde la época de Demócrito (Grecia, 400 AC) de hablaba de ATOMO. John Dalton (Gran Bretaña, 1766-1833) fue quien, por medio de la experimenta-ción y de la cuantificación, resumió la gran cantidad de datos que había, sin-tetizándolos en LEYES. Hacia el año 1800 Dalton sugirió que los átomos de distintos elementos tienen diferentes

masas, que los átomos son indivisibles, que se combinan para formar molécu-las. El modelo atómico de dalton era simplemente considerarlo como una es-fera maciza.

Por esa misma época ya estaba Faraday estableciendo la naturaleza eléctrica de la materia. Faraday sugirió con sus experiencias que existía una cantidad elemental de carga, que no podía ser subdivida.

En sus experimentos conectaba dos barras metálicas a un generador de energía eléctrica (pila). Las barras me-tálicas se sumergen en una solución (hoy llamada electrolítica) y se encien-da la fuente.

- +

Las barras metálica llamadas electrodos se denominan: ánodo (+) y Cátodo (-). Faraday observó que al pasar la corriente, partículas de la solución “viajaban” hacia el Cátodo por lo que debían ser de carga eléctrica positiva: los cationes; otras iban al Ánodo y debían ser de carga eléctrica negativa: los aniones.

Estas experiencias y las ideas del modelo atómico de la época, hizo que las inquietudes de los científicos trata-ran de relacionarlas.

Los trabajos de Joseph Thomson (Gran Bretaña, 1856-1940) realizados con los denominados rayos catódicos., determinaron que estos rayos tenían CARGA negativa. Las propiedades de

Cátodo Ánodo

Fuente

Solución electrolíticaBarras metálicas o ELECTRODOS

estos corpúsculos eran independientes del elemento químico a cuyo átomo se hubieran arrebatado: eran entonces partículas constituyentes de cualquier átomo, de todos los átomos. Hoy llama-mos a estos corpúsculos ELECTRONES.

Thomson logró medir la relación carga/masa (q/m) de los electrones: re-sultó ser varios miles de veces mayor que la de cualquier átomo o Ion de cual-quier sustancia cuya relación q/m se hubiera determinado con las experien-cias de Faraday. Por eso el electrón de-bía ser muy liviano, de muy poca masa comparada con la del átomo.

Fue Robert Millikan quién estableció el valor de la carga de un electrón, que es la mínima cantidad de carga eléctri-ca presente en la naturaleza y que es de :

Entonces: ¿Cómo es el átomo? Ya nos damos cuenta que nos es indivisible como afirmaba Dalton. ¿Y dónde está la carga positiva? Thomson imaginó un modelo también esférico, formado por cargas positivas con incrustaciones de electrones. (Modelo del pan dulce).

En aquellos años e realizaban adelantos en el descubrimiento y manejo de la ra-diación. Uno de los discípulos de Thompson, Ernest Rutherford, lo hacía y tratando de probar el modelo de su jefe, descubre que partículas alfa rebotaban con ángulos muy grandes al bombardear con ellas una lámina muy delgada de oro. ¿Cómo explicar ese desvío? ¿Qué podía ser tan grande cómo que una partícula alfa rebotase? Rutherford consideró que la solución era pensar en que la carga positiva del átomo estaba con-centrada en un punto al que denomino núcleo.

El modelo que propuso fue también esférico, pero casi en orden inverso al de su jefe Thomson:

Este modelo llamado modelo clásico del átomo, ha sido superado luego por otros modelos cuánticos, que se ajustan mejor a la realidad y que justamente tienen origen en la llamada teoría cuán-tica de la materia. Una pregunta que surgía rápidamente es ¿Dónde están los electrones? ¿Cómo se mueven?

El modelo de Rutherford tenía una falla, y era que contradecía la física clá-sica por el hecho de que si el electrón se mueve en una órbita circular, está sometido a la aceleración centrípeta. De acuerdo con la física clásica toda carga sometida a una aceleración pier-de energía, lo cual haría que el electrón

se fuera acercando cada vez más al nú-cleo describiendo una trayectoria espi-ral y terminaría pegándose al núcleo.

La teoría cuántica considera la existencia de cuantos (o quantum). Un cuanto es un paquete de energía que es sólo disponible en cantidades separa-das y discretas. No existe el medio cuanto ni otra fracción, son números enteros. En resumen decimos que algo está cuantizado cuando está restringido a cantidades que son múltiplos de una unidad llamada cuanto. Esta idea fue aplicada por Planck a la energía y luego Niels Bohr (1885-1962) presentó en

Corpúsculos cargados con electri-cidad negativa (Electrones)

Modelo atómico de Thomson

Electricidad Positiva de densidad uniforme.

Modelo atómico de Rutherford

Nube negativa

Núcleo Positivo

1913 el primer modelo de átomo basa-do en la cuantización de la energía y describió detalladamente como debía moverse el electrón.Bohr presentó los siguientes postula-dos: * En un átomo, el electrón tiene per-mitidos únicamente ciertos estados de-finidos de movimiento: cada uno de es-tos llamados estacionarios tienen una energía fija y definida, porque la ener-gía esta cuantizada.

* Cuando un electrón está en uno de estos estados, el átomo no irradia (es decir no emite energía), ni tampoco la absorbe; pero cuando el electrón cambia de un estado de alta energía 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 cir-cular alrededor del núcleo.

El modelo de Bohr fue evolucionan-do. Con la espectroscopia (espectro, descomposición de la luz en sus longitu-des de onda) el modelo explicaba las lí-neas espectrales encontradas para el átomo de hidrógeno, pero no podía ex-plicar los espectros de átomos con mu-chos 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 considera-da como una onda y otros experimen-tos como la radiación de un cuerpo ne-

gro solo pueden explicarse si la luz es considerada como partículas. Esto es lo que se llama la dualidad onda par-tícula.

De Broglie supuso que la dualidad onda partícula que se daba en la luz po-día darse también en el electrón, que hasta ese momento se consideraba co-mo partícula. En realidad la dualidad onda partícula se da en todas las par-tículas muy pequeñas y que se mueven a velocidades muy grandes.

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

En el año 1926 Werner Heisen-berg, alemán, enuncia el Principio de In-certidumbre o de Indeterminación si-guiente: “No es posible determinar si-multáneamente, la velocidad y posición exactas de una partícula en movimien-to”.

Aplicando este principio a los electrones de masa muy pequeña y ve-locidad muy grande, se hace evidente que los postulados de Bohr no eran exactos en cuanto a las órbitas defini-das. Sólo es posible calcular “la proba-bilidad de hallarlo en un determinado lugar”. La mecánica cuántica determina esa probabilidad, estableciendo que el electrón no ocupa una órbita que se de-termina con exactitud sino que ocupa un orbital: “lugar del espacio que rodea al núcleo, donde es mayor la probabili-dad de hallar un electrón”.

Nivel de Energía u orbital: es la zona o espacio alrededor del núcleo donde se sabe que hay probabilidad de en-contrar un electrón. Antes, hasta Rutherford se hablaba 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.

En resumen, el modelo atómico actual está basado en la Mecánica Cuántica, la cual considera que la energía está cuantizada. Además, los electrones no se mueven en posiciones exactas determinadas (órbitas) si no que ocupan una región del espacio alrededor del núcleo cuya forma dependerá del nivel de energía en el que se encuen-tre. Estas regiones son los orbítales y son la probabilidad de encontrar un electrón. Es-quemáticamente:

1. Existe un núcleo central positivo, en el que se encuentra la totalidad de la masa atómica (número A). Está formado por protones y neutrones.

2. Alrededor del núcleo se encuentran los electrones ocupando orbitales. Estos orbitales están caracterizados por una energía determina o Nivel Energético. Cada orbital puede ser ocupado por dos electrones como má-ximo debido el principio de exclusión de Pauli.

DISTRIBUCION DE LOS ELECTRONES CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

Las zonas o espacios alrededor del núcleo atómico que se corresponde con cier-tos y determinados niveles de energía. Estos niveles se representan con números en-teros y se relacionan con las capas de Bohr y la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada uno está dada por la siguiente fórmula:

Siendo la el nivel de energía. A medida que aumenta el Nivel aumenta la Ener-gía.

Dentro de cada nivel hay subniveles que se representan con las letras, s, p, d, y f que pueden alojar un número máximo de electrones:

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 cánti-

cos”. Y la regla de Hund establece que:“un electrón no puede completar un orbital hasta que todos los orbitales del subnivel

contengan 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:

Orbita de Bohr Nivel cuántico Nro de e- máximoK 1 L 2 M 3 N 4

Cuadro I

Orbita Nivel cuántico u orbital SubnivelK .1 s

Subnivel Nro máximo de e- Representación.s 2 .p 6.d 10 .f 14

Cuadro II

Diagrama energético del n = 1 Configuración electrónica:

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.

Orden de llenado de los orbitales en una distribución o configuración elec-trónica: Diagrama energético del n=2

s px py pz

Configuración electrónica de los gases nobles o raros (grupo 8 o 18)

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS:

Nombre Símbo-lo Detalles

Númerocuánticoprincipal

nIndica el tamaño de los orbítales, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0. Ej. n= 1,n= 2, n=3...

Número cuántico azimutal

l

Indica la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excén-trica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el elec-trón. Su valor depende del número cuántico  principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste (desde 0 hasta n-1). Así, n= 3, entonces l puede tomar el valor 0,1, y 2.

Número cuántico

magnéticom

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

Número cuántico del spin

s Vale

1s2

Orbita Nivel cuántico u orbital SubnivelL 2 s y p

Configuración electrónica: 1s2 2p6

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6

4s2 3d10 4p2

5s2 4d10 5p2

6s2 4f14 5d10 6p6

7s2 5f14 6d10 7p6

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 nom-bre ya en español (Hidrógeno es H) o en latín (Hg es Mercurio ya que en latín es Hi-drargirio) y la combinación de estos símbolos en una fórmula da la expresión de una molécula de sustancia. En una fórmula tenemos cantidad de átomos y de moléculas:

Es la fórmula del ácido Sulfúrico (muriático).

El coeficiente indica cantidad de moléculas Subíndices indican cantidad de átomos

Fórmula Cantidad de molé-culas

Cantidad de áto-mos de cada ele-

mento En una molécula

Total de átomos

Ácido Sulfúrico5 Hx2 ; Sx1 ; Ox4 (Hx2 + Sx1+Ox4) x 5

Ácido Fosfórico

Hidróxido de Aluminio

Óxido Nitroso

Óxido Hipocloroso

Nitrato de Calcio

Cloruro de Sodio

Sulfuro Férrico.

Ácido Perclórico

La cantidad de átomos que contiene una molécula se denomina atomicidad. La fórmula de un compuesto sólo informa o indica la proporción de cada átomo que la compone.

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

FORMACIÓN DE ÓXISALES

Para formar sales con oxígeno en su fórmula, de ahí la denominación de Oxi_sal, tendremos en cuenta este esquema, que inicia el estudio desde la formación de óxi-dos binarios, pasando por la obtención de bases ó hidróxidos y los ácidos u oxácidos llegando a la sal y obtención moléculas de agua:

Metal (M) No Metal (m)

Oxígeno Molecular (O2)

Óxido BásicoMO

Compuesto binario: 2 clase de áto-mos

Óxido ÁcidomO

Compuesto binario: 2 clase de áto-mos

Agua (H2O)

HidróxidosM(OH)

Compuesto ternario= 3 clase de áto-mos

OxácidosH(mO)

Compuesto ternario= 3 clase de áto-mos

Oxisal + aguaM(mO)

Compuesto ternario= 3 clase de áto-mos

Cuadro JEn la tabla periódica ubicamos los M (metales) y los m (no metales) de esta ma-

nera:

Un modo de agilizar el saber, consiste en aprender de memoria los No Metales.

Cada elemento posee un determinado número de Oxidación, que es necesario conocer para realizar las uniones químicas con otros elementos para formar molécu-las.

TEORIA DE VALENCIA – ENLACE QUIMICO ATOMICO Y MOLECULAR

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

En color BLANCO Metales (M)En color GRIS No Metales (m)

Columna (Grupo) 18= gases Nobles

Estas teorías para ser satisfactorias tienen que dar alguna respuesta a tres cues-tiones fundamentales que surgen al considerar las moléculas de un mismo compuesto químico formadas por los mismos átomos que se hallan en la misma posición e idénti-cas distancias:

¿Por qué se forman los enlaces Químicos? ¿A qué se debe que los distintos elementos 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 configuración característica.

Para responder a tales cuestiones, comencemos estableciendo el concepto de Va-lencia: es el número de enlaces por los cuales un átomo se une a otro/s para formar compuestos. Es una propiedad fundamental de cada átomo, constante 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 (Relacionar más adelante con el número de oxidación)

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 configura-ción electrónica de los gases nobles. Por ej.:

Notemos que tomando el nivel máximo de energía y sus correspondientes su-bniveles todos terminan en o donde n es el nivel energético. Este concep-to 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 oc-teto 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 químicos tal como podemos ver en el siguiente diagrama tomado del libro QUIMICA Y AMBIETE 1 de Fidel Cárdenas y otro:

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

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

Elemento Z Configuración Electrónica Para 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 3O 8 Tiene 6 le faltan 2 Ganar 2

F 9 Tiene 7 le faltan 1 Ganar 1Ne 1

0Completo - - - -

Na 11

Tiene 1 le faltan 7 Ceder 1

Mg 12

Tiene 2 le faltan 6 Ceder 2

Al 13

Tiene 3 le faltan 5 Ceder 3

Si 14

Tiene 4 le faltan 4 Ganar 4

P 15

Tiene 5 le faltan 3 Ganar 3

S 16

Tiene 6 le faltan 2 Ganar 2

Cl 17

Tiene 7 le faltan 1 Ganar 1

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:

Covalente polar cuando la diferencia está entre 0 y 1,7 Iónico se la diferencia es mayor que 1,7.

Para representar los enlaces utilizaremos la notación o fórmulas de Lewis para cada elemento que lo hace consignando el Símbolo químico y alrededor de él los elec-trones de valencia (última capa) marcados con puntoso 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 ATRACCION INTERMOLECULAR

Ya hemos determinado como es que los átomos se unen para formar una molécu-la. 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, debido a la atracción que ejercen unas sobre otras por los polos negativos y positivos que se han generado.

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

Puente hidrógeno: son comunes cuando las moléculas se forman por ejemplo en-tre 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 concentración 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.

LA PÉRDIDA O GANANCIA DE ELECTRONES EN EL ÁTOMOEl átomo es eléctricamente neutro. Este es el llamado principio de electroneutrali-

dad, que permite conocer un balance entre cargas del átomo y explica la aparición de iones (aniones y cationes), debido al desequilibrio en dicho balance.

Un átomo, normalmente como máximo: Puede perder el número de electrones que tiene en exceso con res-

pecto al gas noble que le antecede. Ahora es un ión positivo ó Catión. Puede ganar el número de electrones que le falta para adquirir de esa

manera, la distribución electrónica del gas noble que le sigue. Ahora es un ión negativo o Anión.

El número de electrones “ganados o cedidos” de denomina NÚMERO DE OXIDACIÓN de un átomo

y la cantidad de situaciones diferentes se identifica con el o los ESTADOS DE OXIDACIÓN.

Las Reglas para establecer el número de oxidación son:1. El número de oxidación de cualquier elemento eléctricamen-

te neutro es 0 (cero). Ej: Na, Cl2 , O2 , N2 S2 , Ca, Mg, Hg, etc.2. El número de oxidación más frecuente del oxígeno es -2.3. El número de oxidación más frecuente del hidrógeno es +1.4. El número de oxidación más frecuente de los métales es +.

Formación de ÓXIDOS BÁSICOS

Retomando lo expresado en el cuadro J, teníamos que:Metal + Oxígeno molecular = oxido Básico.

Ejemplo: realicemos el óxido de Sodio:

Primer paso : Del lado de las SR colocamos los símbolos químicos del metal, un signo mas (+) y el oxigeno molecular y del lado de los PR escribimos el símbolo del metal seguido de Oxígeno atómico:

Segundo paso : buscamos las valencias de cada uno de los átomos. El Na=1 yel O=2. En el PR cruzamos las valencias en forma de subíndi-ces (átomos):

Este PR ya es el óxido de Sodio Tercer paso : equilibrar la ecuación química para que se cumpla el

principio de masa/energía. Esto se hace sólo a nivel de coeficien-tes.

Los números 1 no hace falta escribirlos

Multiplico 2 de coeficiente x2 de subíndice

En caso de que las valencias sean múltiplos, ambas se dividen obligatoriamente por 2. Ej Obtención del oxido de Calcio:

1.2.

Aquí dividí por 2 y lo coloqué como coeficiente.3. este es el óxido de calcio

Hay metales que tiene dos valencias, en ese caso el nombre dependerá de con qué valencia actúe. Si lo hace con la mayor el nombre del metal lo terminamos con ico, si es con la menor oso. Ejemplo: Óxidos del Hierro (Fe) cuyas valencias con 2 y 3:

Óxido Férrico Óxido Ferroso1. 2. 3.

La nomenclatura utilizada hasta aquí para los óxidos, es la que se conoce como Tradicional. Existe otra que se llama Sistemática que es la utilizada actualmente para los OXIDOS.

Hay dos maneras alternativas para esta nomenclatura:a) Se emplea la palabra óxido seguida del nombre del Metal y entre pa-

réntesis la valencia con la que actúa expresada en número romano. Ej: Oxido de Hierro (III)b) La otra manera es colocar la palabra óxido con el prefijo multiplicativo

seguida del nombre del metal también con un prefijo multiplicativo se-paraos por la palabra de.

Ej: triÓxido de diHierro