1
Download El radio atómico
Document related concepts
Transcript
Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Programa de contenidos Unidad Nº 1: “Las Sustancias químicas” Clasificación de sustancias: sustancias orgánicas e inorgánicas; sustancias simples y sustancias compuestas. Compuestos inorgánicos binarios y ternarios. El carácter ácido- básico de las sustancias. Concepto de pH- Indicadores- Determinación experimental del pH de sustancias cotidianas. Unidad Nº 2: “El átomo”. Evolución histórica del modelo atómico: Dalton- Thomson- Rutherford- Bohr- Cuántico. El átomo y sus partículas: electrones, protones y neutrones. Número atómico y másico. Los isótopos. Radiactividad. Modelo moderno del átomo- Números cuánticos- Distribución electrónica en niveles, subniveles y cajas cuánticas- Radio atómico. Unidad Nº 3: “Las uniones químicas”. Electronegatividad. Teoría del octeto. Las uniones químicas: covalencia simple, doble y triple- covalencia normal y coordinada- covalencia polar y no polar. Fuerzas intermoleculares: London, Dipolo-Dipolo y fuerzas puente de hidrógeno. Unión iónica y unión metálica. Propiedades físicas y su relación con la estructura. Unidad Nº 4: “Introducción a los compuestos inorgánicos”. Formación de compuestos: óxidos ácidos y óxidos básicos, hidruros metálicos y no metálicos. Fórmula electrónica, desarrollada y molecular. Ecuaciones iónicas. Ecuación equilibrada de obtención. Nomenclatura tradicional y moderna. 1 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 “Las sustancias” Denominamos sustancia a toda especie de materia homogénea, de composición definida, propiedades intensivas características y que no es fraccionable. Las sustancias se clasifican según su composición aplicando diferentes criterios: a- Sustancias orgánicas e inorgánicas b- Sustancias simples y sustancias compuestas. a- La primera gran clasificación que se suele aplicar a las sustancias es la que las separa en orgánicas e inorgánicas. No es sencillo establecer las bases de esta clasificación ya que el criterio se ha modificado en el transcurso de la historia de la química. Originalmente se creía que sólo los organismos vivos podían producir sustancias orgánicas, mediante la acción de una misteriosa fuerza vital. Pero en el año 1828 se sintetizó en un laboratorio el primer compuesto orgánico, a partir de otro inorgánico, con lo cual la hipótesis de la fuerza vital quedó totalmente desvirtuada. En la actualidad, la química orgánica estudia los compuestos que contienen carbono, con muy pocas excepciones (dióxido de carbono, carbonatos). Las sustancias orgánicas pueden contener pequeños porcentajes de algunos elementos, como el fósforo o el azufre, pero están formadas en un 95% por los siguientes elementos: C H O N b-Las sustancias simples se denominan también sustancias elementales o elementos. Son sustancias formadas por átomos iguales. Las sustancias compuestas o simplemente, compuestos. Estas están formadas por átomos distintos. En este concepto de clasificación podemos decir también, que las sustancias pueden estar formadas por diferentes partículas: átomos ( el helio), moléculas( como el agua) o iones( como el cloruro de sodio). Existen además diferentes categorías de compuestos inorgánicos, que se relacionan con sus propiedades, además de su composición. Haremos ahora una presentación inicial, y serán nuestro objeto de estudio durante el presente curso y el próximo. 2 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Actividad 1: 1- Completar los cinco cuadros dados a continuación, ubicando a las siguientes sustancias según corresponda: 1- Si O2 arena 2- Fe O óxido de hierro 7- Na Cl 8- Na OH sal común soda cáustica (C6H10O5)n 14- CO2 13- celulosa dióxido. de 3- Cl2 cloro 9- H2O agua 4- H Cl ácido muriático 10- Na ClO lavandina 5- Ca O cal viva 11- He helio 6- Fe hierro 12- N2 nitrógeno C12H22O11 17- H2SO4 oxígeno 16- azúcar ácido sulfúrico 22- Ar 23- CH4 24- H2 gas natural hidrógeno 28- C8H18 29- HNO3 30- O3 octano ácido nítrico 15- O2 18- C carbono carbono 19- cal 20- CaCO3 C6H12O6 apagada piedra caliza 21- glucosa 26- S 27- Ca argón Ca (OH)2 C H4 O N2 25- urea azufre calcio ozono a- SUSTANCIA: ORGÁNICA* INORGÁNICA * Puedes buscar más información sobre las sustancias orgánicas en la página 8 3 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 b- SUSTANCIA: MONOATÓMICA SIMPLE DIATÓMICA- POLIATÓMICA COMPUESTA c- COMPUESTO: BINARIO TERNARIO CUATERNARIO SUSTANCIAS INORGÁNICAS c- COMPUESTOS BINARIOS: ÓXIDOS Me O noMe O HIDRUROS Me H noMe H SALES Me noMe 4 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 e- COMPUESTOS TERNARIOS: HIDROXIDOS (Me OH) OXOÁCIDOS (H noMe O) SALES (Me noMe O) 2- Confeccionar una red conceptual que incluya los siguientes conceptos: Sustancia- orgánica- inorgánica- simple- compuesta- monoatómica- diatómica- poliatómica- binario- ternario- cuaternario- óxido- hidruro- hidróxido- sal- 5 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 TRABAJO PRÁCTICO Nº 1 ¿Qué tienen en común? ...¿Qué tienen de diferente--? ... Hoy les proponemos trabajar con dos sustancias infaltables en la elaboración de nuestros alimentos en los que, prácticamente, siempre se encuentra presente por lo menos una de ellas. Se trata de sal y azúcar. Coloque una cucharadita de sal sobre un papel y una de azúcar sobre otro. Observen ambas sustancias y consignen todas las propiedades intensivas que pueda reconocer: PROPIEDAD INTENSIVA SAL AZÚCAR Dos ensayos muy significativos... Sin embargo, para poder establecer similitudes y diferencias entre sustancias, es necesario no solamente observar sino también experimentar para poder conocer su comportamiento en diferentes situaciones y frente a distintos estímulos. En este caso nos interesa la comparación de su comportamiento frente al pasaje de la corriente eléctrica y a la acción del calor. ¿Creen que el azúcar y la sal en solución acuosa conducen la corriente eléctrica? Discutan y anoten sus anticipaciones. ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... Materiales: azúcar- sal- agua- batería 9v- foco 3v- vaso de precipitados- tubos de ensayomechero- broche- cable de cobre (aprox. 1 metro) 6 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Para poner a prueba sus anticipaciones coloque en un vaso de precipitados con agua destilada media cucharadita de sal; agiten e introduzcan los terminales de un circuito sencillo formado por una batería y un foco. Observen y anoten. ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... Laven el vaso. Hagan con el azúcar el mismo ensayo que hicieron con la sal. Anoten. ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... ¿Algunas de estas sustancias evidenció ser un electrolito? Fundamenten la respuesta. ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... ¿Podríamos usar agua potable en lugar de agua destilada? Justifiquen su respuesta. ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... ¿Sufren cambios por la acción del calor? ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... Coloque media cucharadita de sal en un tubo de ensayo e igual cantidad de azúcar en otro, sujeten con pinza de madera el tubo que contienen la sal y calienten con un mechero durante unos minutos. Registren todos los cambios observados. ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... Procedan igual con el tubo con azúcar. Consignen sus observaciones. ............................................................................................................................................... ................................................................................................................................... 7 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 TRABAJO PRÁCTICO Nº 2 Otro criterio para clasificar a las sustancias Objetivo: Clasificar sustancias según su carácter y conocer algunos indicadores de pH. Antes de empezar… A experimentar averigüemos qué es el pH- Para esto busca en cualquier libro de Química general que significa pH, qué valores toma y para que se utiliza ………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………… Planteo del problema: En una primera parte vamos a probar la reacción de 4 indicadores frente a diversas sustancias, a fin de conocer su comportamiento cuando se los combina con sustancias ácidas, neutras y básicas. Al mismo tiempo podremos clasificar algunas sustancias cuyo carácter desconocemos. Luego trataremos de identificar una sustancia incógnita observando su reacción frente al indicador que consideremos más adecuado. Formulación de hipótesis: Completa en el cuadro de resultados de la página siguiente, la columna donde se indica "*hip" ¿Qué esperas observar en cada caso? Experimentación: Materiales: tubos de ensayo, gradillas, pipetas. Reactivos: papel de tornasol, fenolftaleína, heliantina, azul de bromotimol. Sustancias: jugo de limón, amoníaco, agua, agua jabonosa (común), agua jabonosa (glicerina), agua jabonosa (Dove), agua de cal, vinagre de alcohol, orina, Coca-cola, soda cáustica, ácido muriático. 8 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Resultados: Completa el siguiente cuadro: SUSTANCIA INDICADOR CAMBIOS OBSERVADOS *hip limón Experiencia CARÁCTER *hip conclusión papel de tornasol amoníaco agua jabón común jabón de glicerina jabón Dove agua de cal vinagre orina coca-cola limón heliantina amoníaco agua jabón común jabón de glicerina jabón Dove agua de cal vinagre orina coca-cola limón fenolftaleína amoníaco agua 9 Departamento de Ciencias Físico Químicas SUSTANCIA INDICADOR Química 3° año. CAMBIOS OBSERVADOS *hip Experiencia IFD N° 6 CARÁCTER *hip conclusión jabón común jabón de glicerina jabón Dove agua de cal vinagre orina coca-cola limón azul de bromotimol amoníaco agua jabón común jabón de glicerina jabón Dove agua de cal vinagre orina coca-cola ......................... ........................ 10 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Conclusiones: 1-¿Cómo trabajan los indicadores? ¿Para qué sirven? 2-¿Cuál de los indicadores consideras más adecuado para probar que una sustancia tiene carácter básico? 3-¿Qué indicador elegirías para probar el carácter ácido de una sustancia? 4-¿Cuál de los indicadores es más adecuado para identificar el carácter de una sustancia incógnita, cuyo pH desconocemos? 5-¿Cuál de los indicadores utilizados en este trabajo nos brinda una información cuantitativa sobre el pH de las sustancias? 6- Confeccionar una red que incluya los conceptos dados a continuación, puedes agregar otros si lo consideras apropiado: indicador- carácter- ácido- básico- neutro- fenolftaleína- heliantina- papel de tornasol- azul de bromotimol- rojo- azul- verde- fucsia- naranja- amarillo- 11 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 SUSTANCIAS ORGÁNICAS Las sustancias orgánicas formadas por: Son llamadas hidrocarburos ,por ejemplo: gas natural, nafta, C, H plásticos pueden formar compuestos oxigenados como el alcohol, el C, H, O vinagre, el formol, el azúcar y las grasas, o constituir el principal componente de materiales más complejos como la madera y el papel. Forman compuestos nitrogenados como la urea, la anilina y las C, H, O, N proteínas presentes en la carne, la leche, los huevos. Actividad 2: Investiga: a) Investiga a qué se denominan variedades alotrópicas b) ¿Cuáles son las variedades alotrópicas del oxígeno? ¿y del carbono? Actividad 3: Dadas las siguientes sustancias indica si son orgánicas o inorgánicas. Justifica tus respuestas. C8 H18 C6 H 6 C O2 C H4 C4 H2 C3 H8 nafta bencina dióxido de gas carbono Hidrógeno gas carbono metano C12 H 22 O11 sacarosa H2 O agua propano N2 C2 H 6 O C6 H12 O6 N H3 C4 H10 nitrógeno alcohol glucosa amoníaco gas butano 12 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Los compuestos fundamentales para la vida se denominan BIOGENÉSICOS y son: a- Hidratos de carbono, también llamados glúcidos o azúcares. b- Lípidos, como las grasas y los aceites. c- Proteínas, de importancia primordial en todo organismo por la variedad de funciones que cumplen. d- Ácidos nucleicos, ADN y ARN responsables de la herencia genética. Entonces, hemos hablado de átomos, átomos que forman parte de la materia. Pero ¿qué es un átomo? ¿Cómo es su estructura? Desarrollaremos entonces estos conceptos y profundizaremos sobre la historia de los Modelos atómicos. Los filósofos griegos fueron los primeros en hablar del átomo. Propusieron que la materia era discontinua, es decir, que estaba formada por partículas indivisibles a los que denominaron átomos. Actividad 4: a) Realiza una búsqueda bibliográfica sobre los diferentes Modelos Atómicos que han existido a lo largo de la historia de la ciencia. Observa a través de un cuadro comparativo en qué se parecen y en que se diferencian estos modelos. b) Ahora piensa: ¿por qué es necesario recurrir a “modelos” para describir a un átomo? Actividad 5: Completa los siguientes cuadros: 1Partícula Abreviatura p+ n° e- Carga Masa Ubicación 13 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 2- Realiza los cálculos necesarios A Z 39 19 p+ 4 e- n° 2 207 125 17 18 38 238 49 92 3- Utilizando tu tabla periódica: Elemento Símbolo Grupo Período A Z p+ e- n° Magnesio Yodo Argón Plutonio Flúor Plata Podemos decir que lo que define a un átomo es la cantidad de protones que tiene en su núcleo. El átomo de sodio tiene 11 protones, en cambio cuando un núcleo atómico tiene 12 protones, es un átomo de magnesio, con propiedades muy diferentes al átomo de sodio. Ahora bien, pueden existir átomos de un mismo elemento, o sea con igual cantidad de protones en su núcleo, pero sin embargo son diferentes en su número másico, a raíz de poseer diferente cantidad de neutrones en su núcleo. Son los isótopos. Actividad 6: Completa el siguiente cuadro teniendo en cuenta la definición de isótopo. 14 Departamento de Ciencias Físico Químicas Elemento A Z Protones Química 3° año. Electrones IFD N° 6 Neutrones Sodio Isótopo del Sodio Hierro Isótopo del Hierro Carbono Isótopo del C Bromo Isótopo del Br Ahora bien, hemos dicho que lo que define a un átomo es la cantidad de protones en su núcleo. Transformando la cantidad de neutrones se obtenían los isótopos de un elemento. ¿Qué ocurre si se modificaran, por alguna razón, los electrones que giran alrededor del núcleo? Pues se formarían iones. Un ion es un átomo que ha adquirido una carga neta por tomar o por ceder electrones. Si el átomo adquiere uno o más electrones, adquiere más carga negativa, se transforma así en un átomo negativo, en un ion negativo que se denomina ANIÓN. Si el átomo pierde uno o más electrones, adquiere carga positiva (porque los protones del núcleo no se tocan), se convierte así en un átomo positivo, ion positivo o CATIÓN. Actividad 7: Completa el cuadro Protones Neutrones Electrones Na+ S-2 Al+3 Br Cu+ 15 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 TRABAJO PRÁCTICO Nº 3 Pero si no los podemos ver... Para realizar este trabajo tu grupo deberá llevar al laboratorio el día previo a la realización de la experiencia, el siguiente material: Una caja de zapatos (vacía), un papel para envolverla y un hilo para atarla En el día de la práctica serán necesarios también textos que describan los diferentes modelos atómicos. Desarrollo: Planteo del problema: Vamos a intentar establecer el contenido de la caja, sometiéndola a diferentes pruebas, sin romperla y SIN ESPIAR!! Formulación de hipótesis: ¿Esperas ser capaz de informar con precisión acerca del contenido de la caja? Experimentación y resultados: Ejecuta las pruebas que consideres necesarias a fin de establecer con la mayor certeza posible la siguiente información respecto al objeto encerrado en la caja: FORMA DIMENSIONES MATERIAL OTROS DENOMINACIÓN Conclusiones: 1. ¿Consideras posible describir algunos aspectos de un objeto sin verlo? Justifica. 2. ¿Qué entiendes por modelo? ¿Dirías que elaboraste un modelo del objeto encerrado en la caja, antes de abrirla? 16 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Actividad 8: Busca en libros de texto o enciclopedias la información necesaria para responder al siguiente cuestionario: 1. ¿Quiénes fueron los primeros en afirmar que la materia estaba dividida en partes muy pequeñas? ¿Qué ocurrió con esta teoría? ¿Por qué? 2. Enuncia los postulados de la teoría atómica de Dalton. 3. ¿Cuál fue el primer modelo atómico? ¿Cuándo se publicó? ¿En qué consistía? ¿Cuál fue su autor? 4. ¿Qué experiencia diseñó Rutherford para probar la teoría de su maestro Thomson? ¿Cuáles fueron sus conclusiones “RADIACTIVIDAD”, Descubrimiento: El francés Antonio Bècquerel, en el año 1895 descubrió la “radio-actividad” del uranio; este descubrimiento permitió a los esposos Curie (quienes bautizaron este fenómeno con el nombre de “radiactividad”) descubrir el radio y al mismo tiempo hacer un estudio más profundo de esta propiedad nuclear. La radiactividad es la propiedad de algunos elementos de emitir radiaciones (emisión de partículas o radiación electromagnética) en forma espontánea Tipos De Rayos: Las radiaciones emitidas son de tres tipos, que se denominan alfa, beta y gamma y tienen las siguientes características : alfa ( ): partícula de carga +2, masa 4, equivalente al núcleo del helio. poco penetrantes pero induce iones. ): partícula de Beta ( masa despreciable, carga -1, equivalente a los electrones; son electrones nucleares 100 veces más penetrantes que las partículas alfa. 17 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 gamma (): radiación electromagnética, son pura energía, sin carga ni masa , muy penetrantes, pero inducen muy pocos iones. Cuando las partículas radiactivas, son emitidas al pasar por un campo eléctrico, las partículas alfa se desvían al polo negativo, las partículas beta al polo positivo y las partículas gamma no sufren desviación; de esto se deduce que las partículas alfa, son positivas, las beta negativas y las gama no tienen carga. Serie de Decaimiento y Trasmutación Radiactiva Los núcleos que se encuentran fuera del cinturón de estabilidad ( en gral relación p+-n° 1:1, número par de p+ y n°), así como los núcleos que poseen más de 83 protones, tienden a ser inestables. Cuando un núcleo radiactivo se desintegra, los productos formados también pueden ser inestables y por lo tanto sufrirán una desintegración posterior. este proceso se repite hasta que finalmente se forma un producto estable. comenzando con el núcleo radiactivo original, la secuencia de desintegración por pasos se conoce como serie de decaimiento. Al analizar una serie de decaimiento natural como la que se observa en la familia del actinio, es importante ser capaz de interpretar que tipo de radiación se produce en cada paso. Por ejemplo, el primero es la descomposición del uranio en thorio, con la emisión de una partícula . Así la reacción es: 235 92U 4 231 90 Th 2 He El siguiente paso está dado por 231 90 Th 0 231 91 Pa 1 Cuando se habla de los pasos del decaimiento radiactivo, el isótopo radiactivo inicial se denomina padre o progenitor, en tanto que el producto se conoce como el descendiente. Actividad 9: Completa el siguiente cuadro según corresponda, luego escribe las ecuaciones que representen a cada una de las transformaciones planteadas: 18 Departamento de Ciencias Físico Químicas progenitor descendiente Fr Ra Rn Tl Química 3° año. IFD N° 6 partícula emitida Pb At Po Bi La trasmutación nuclear se produce al bombardear una sustancia con una partícula radiactiva; el resultado es un elemento diferente al inicial y otra partícula emitida. Difiere del decaimiento pues no es espontánea, y requiere de dos reactivos para producirse. Por ejemplo al bombardear una muestra de nitrógeno con una partícula , se obtiene un isótopo de oxígeno-17 y se libera un protón. Escribe la correspondiente ecuación: USOS Y PELIGROS: Desde El Punto De Vista Médico: Los límites de aceptación de radiactividad por el cuerpo humano sin daño se sitúan entorno al medio rem por semana. el rem es la radiación que produce sobre el hombre el mismo perjuicio que un rad de rayos x, el rad es la medida de exposición local a la radiación y equivale a 100 ergios x gr., la tolerancia de radiactividad varía levemente entre distintos organismos, aunque una dosis generalizada de cientos de rem ocasionan graves lesiones o incluso la muerte. La administración local de radiaciones de miles de rem, por el contrario contribuyen a eliminar tumoraciones en la piel y en algunos órganos del cuerpo; se aprovecha su capacidad de penetración y estrecha definición de haz emitido Desde El Punto De Vista Industrial: En las áreas de obtención de energía nuclear mediante procedimiento de fisión o ruptura de átomos pesados. 19 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Desde El Punto De Vista Científico: Al suministrar con mecanismos de bombardeo de átomos y aceleración de partículas, medio de perfeccionar el conocimiento sobre la estructura íntima de la materia en los niveles de organización subatómicos, atómico y molecular. La Inmersión De Desechos Radiactivos En El Mar. La inmersión de desechos parece ventajosa, ya que se encuentra en principio aislados a grandes profundidades donde las corrientes son muy débiles y los seres vivos muy escasos. Para realizarse se utilizan casi siempre contenedores de metal y a veces para los productos más activos, bidones de metal incluídos en cemento. los materiales no resisten mucho tiempo a la corrosión, y las sustancias de las que queríamos librarnos se vuelven a hallar después de un período más corto de lo previsto. Las criaturas de los abismos son escasas, pero existen, y se encargan de transportar muy lejos en el mar y mucho más rápidamente de lo esperado los contaminantes. en estas condiciones las cadenas alimentarias no tardan en funcionar y las sustancias tóxicas se reconcentran. Algunos han imaginado que se podrían verter sin problemas los residuos radiactivos tóxicos en las fosas marinas, ya que éstas son zonas de subducción, regiones en las que el zócalo basáltico del océano se hunde hacia el corazon de la tierra. nada impide depositar los productos peligrosos en contenedores, en ellas las grandes fuerzas de la tierra los tragarán para siempre, y serán definitivamente neutralizados. Los contenedores en cuestión son atacados muy rápidamente por el agua del mar, su esperanza de vida es de años, mientras que la velocidad de hundimiento de las rocas de suelo oceánico se calcula por siglos o milenios. los contenedores habrán sido destruidos antes de haber empezado su migración hacia el centro de la tierra. así al final los productos volverán a depositarse en la biosfera. ESPECTROSCOPIA 20 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Cuando la luz blanca incide sobre un prisma, se descompone en diferentes colores que varían desde el rojo hasta el violeta. La luz, un caso de onda electromagnética, se propaga en el vacío y en los distintos medios (gaseoso, sólido y líquido). Al penetrar en el prisma la luz blanca ( mezcla de ondas de distintas frecuencias) sus componentes sufren desviaciones diferentes, produciendo la descomposición en colores. La luz visible representa una pequeña parte del espectro electromagnético a la que es sensible el ojo humano. Las radiaciones cuyas frecuencias son menores a la luz roja se llaman infrarrojas y las frecuencias superiores a la luz violeta, ultravioletas. Ninguna de estas frecuencias es visible. El gas o vapor de un elemento incandescente emite luz, Ej: si cualquier compuesto de sodio se coloca en una llama incolora, dicha llama se colorea de un amarillo brillante. Esto fue comprobado por Robert Bunsen en 1859. Si esta luz incide sobre un prisma, se descompone en una serie de rayos de colores cuyas características son propias de cada elemento. Se obtiene de este modo un ESPECTRO DISCONTINUO, en el que cada raya corresponde a un valor de frecuencia. En estado de incandescencia dos o más elementos pueden tener el mismo color, pero los espectros de rayas que producen al separarlos en sus componentes permiten distinguirlos. Los espectros de rayas muestran que el átomo emite ondas de frecuencias alternativas. El átomo no emite valores cualesquiera de energía, sino, valores discretos y definidos. Actividad 10 Escribe la idea principal de cada uno de los párrafos del texto sobre espectroscopia. 21 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 HIPÓTESIS CUÁNTICA La hipótesis de Planck: En 1900, el físico alemán Max Plank, en un informe que presentó ante la sociedad Alemana de Física, propuso las siguientes hipótesis, que habrían de revolucionar el mundo de la Física: La materia está formada por partículas (moléculas, átomos, electrones, protones) que oscilan, emitiendo energía en forma de radiación electromagnética. La energía que emiten estas partículas no puede tener cualquier valor, sino que tan sólo algunos valores que son múltiplos de una cantidad discreta de energía, llamada cuanto. El valor de un cuanto es directamente proporcional a la frecuencia de radiación emitida. Ambas magnitudes, la energía de un cuanto y la frecuencia , vienen relacionadas por la siguiente expresión: Ecuanto = h . En esta expresión, h representa una constante universal, la constante de Planck, cuyo valor es: h = 6,62 . 10-34 J . s. La energía solo puede emitirse o absorberse en cuantos completos; es decir, la energía total emitida, o absorbida, será igual a un número entero de cuantos o paquetes elementales de energía: E = n . Ecuanto = n . h . donde n es un número entero positivo (1, 2, 3, etc.). 22 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 INTERPRETACIÓN DE LOS NIVELES ESPECTROSCÓPICOS: MODELO DE BOHR. En 1913 el físico danés Niels Bohr propuso un modelo atómico que explica los espectros discontinuos de algunos elementos, basándose en la teoría cuántica. El modelo de Bohr interpreta el espectro discontinuo del Hidrógeno. En él se admite que los electrones pueden girar alrededor del núcleo sin cambiar su energía. La interpretación de Bohr se resume de la siguiente manera: Los electrones pueden girar en órbitas determinadas sin perder energía En estos niveles permitidos o definidos de energía los electrones no absorben ni emiten energía; se los llama ”Niveles Estacionarios”. Cuando el electrón gira en la órbita mas cercana al núcleo, el átomo se encuentra en su estado estable o normal de energía mínima. La diferencia de energía al pasar el electrón de uno a otro nivel es proporcional a la frecuencia de la radiación emitida o absorbida. Demostró que los electrones están dispuestos en distintas capas, cada una de ellas representa un nivel de energía determinado. Las órbitas del modelo de Bohr son los niveles energéticos. El salto de un electrón de un nivel superior a otro inferior produce la emisión de la luz. Los niveles de energía se encuentran definidos por ciertos números naturales denominados “números cuánticos principales”. Los niveles se designan con las letras ( K, L, M, N, O, P, Q, ) o con los números: (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7).. La teoría del átomo de hidrogeno fue perfeccionada en 1916 por Sommerfeld. Estableció que, además de girar en órbitas circulares el electrón puede describir, en su movimiento alrededor del núcleo, órbitas elípticas. La cantidad máxima de electrones que cabe en cada nivel se calcula aplicando la fórmula: 23 Departamento de Ciencias Físico Químicas 2n Química 3° año. IFD N° 6 2 Actividad 11: Completa: n =1, 2e- n =2, 8e- n =3, .....e- n =4, .....e- n =5, .....e- n =6, .....e- n =7, .....e- 1 4 2 3 5 6 7 Los niveles de energía están más próximos entre sí cuanto más grande es el número cuántico principal. MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO: MODELO CUÁNTICO La naturaleza dual del electrón Los físicos quedaron perplejos pero intrigados con la teoría de Bohr: ¿por qué el electrón en un átomo de Bohr está restringido a viajar en ciertas órbitas a distancias fijas del núcleo? En 1924 Louis de Broglie proporcionó la solución a este acertijo: un electrón enlazado a un núcleo se comporta como una onda estacionaria (que no se desplaza a lo largo de su trayectoria), entonces la longitud de onda debe caber exactamente en la 24 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 circunsferencia de la órbita. De lo contrario, la onda se cancela parcialmente a sí misma en cada circunvolución. La relación entre la circunsferencia de una órbita permitida ( 2 r) y la longitud de onda ( ) del electrón está dada por: 2 r = n donde r es el radio de la órbita, es la longitud de onda del electrón, y n =1, 2, 3,...Dado que n es un entero, se deduce que r sólo puede tener ciertos valores a medida que n aumenta de 1 a 2 a 3 y así sucesivamente. Y como la energía del electrón depende del tamaño de la órbita (o del valor de r ), su valor debe estar cuantizado. El razonamiento de De Broglie condujo a la conclusión de que las ondas se pueden comportar como partículas y éstas pueden exhibir propiedades ondulatorias. Las propiedades corpusculares y ondulatorias están relacionadas por la expresión: donde h mu , m y u son la longitud de onda asociada con una partícula en movimiento, su masa y su velocidad. Pero a pesar de que la ecuación de De Broglie se puede aplicar a diversos sistemas las propiedades ondulatorias se vuelven observables sólo en objetos submicroscópicos. Esta distinción se manifiesta en virtud de la pequeñez de h , la constante de Planck, que aparece en el numerador de la ecuación. Mecánica cuántica Una de las consecuencias más importantes de la naturaleza dual de la materia es el Principio de Incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg, que establece que es imposible definir simultáneamente la velocidad y la posición de una partícula con certidumbre. La teoría de Bohr no proporciona una descripción completa del comportamiento electrónico de los átomos. En 1926 Erwin Schrödinger encontró una ecuación capaz de 25 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 describir el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas en general ( análoga a la mecánica de Newton para los objetos macroscópicos). Esta ecuación requiere cálculos avanzados para ser resuelta e incorpora ambos comportamientos :partícula (en términos de masa) y ondulatorio ( en términos de función de onda). El cuadrado de la función de onda está relacionado con la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio. La ecuación de Schrödinger inició una nueva era para la Física y la Química, porque abrió un nuevo campo: la mecánica cuántica. Cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger, proporciona dos tipos de valiosa información: especifica los posibles estados energéticos que el electrón puede ocupar e identifica las correspondientes funciones de onda. Estos estados energéticos y funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos. Como el electrón no tiene una posición bien definida en el átomo, se utilizan términos como densidad electrónica para expresar la probabilidad de que un electrón se encuentre en una región particular en un átomo. El cuadrado de la función de onda define la distribución de la densidad electrónica en el espacio alrededor del núcleo. Para distinguir la descripción mecánico- cuántica del modelo de Bohr, se reemplaza “órbita” con el término orbital u orbital atómico. Un orbital se pude pensar como la ecuación de onda de un electrón. Un orbital atómico tiene una energía característica, así como una distribución característica de la densidad electrónica. El Modelo Cuántico del Átomo Describiremos al modelo actual del átomo, llamado MODELO CUÁNTICO. Para ello analizaremos a los: NÚMEROS CUÁNTICOS La mecánica cuántica establece que se requieren cuatro números cuánticos para describir los electrones de los átomos. Estos números derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödinger. Se denominan: número cuántico principal ( n) número cuántico secundario ( l ) 26 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 número cuántico magnético ( ml ) número cuántico de espin- electrónico ( ms ) Número cuántico principal (n) Puede tener valores enteros 1, 2, 3, etc. Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en un orbital en particular. A mayor valor de n, mayor y menos estable es el orbital. Número cuántico secundario ( l ) Indica la “forma” de los orbitales. Sus valores dependen del número cuántico principal, tomando todos los valores enteros posibles de 0 a ( n -1) Si n= 1, l = 0 n= 2, l = 0, 1 n= 3, l = ..................... n= 4, l = ..................... El valor de l en general se designa por las letras s, p, d, ...como sigue: l 0 1 2 3 4 5 Nombre del orbital s p d f g h Un conjunto de orbitales con el mismo valor de n a menudo recibe el nombre de nivel (o capa). Uno o más orbitales con los mismos valores de n y l se llaman subnivel (o subcapa). Por ejemplo el nivel 2, posee dos subniveles ( l = 0, 1, los valores permitidos para n= 2). Estos subniveles se llaman 2s y 2p. Número cuántico magnético ( ml ) Describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro del subnivel, depende del valor del número cuántico secundario, tomando todos los valores enteros posibles desde - l hasta + l , si: n= 1, l = 0, ml = 0, por lo tanto el orbital tipo s tiene una sola orientación n= 2, l = 0, ml = 0 l = 1, ml = -1, 0, 1, por lo tanto el orbital tipo p tiene tres orientaciones n= 3, l = 0, ml = 0 27 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 l = 1, ml = -1, 0, 1 l = ...., ml = -2, -1, 0, 1, 2., por lo tanto el orbital tipo d tiene ............. orientaciones n= 4, l = 0, ml = 0 l = 1, ml = -1, 0, 1 l = ...., ml = -2, -1, 0, 1, 2. l = ...., ml = ........................, por lo tanto el orbital tipo ...... tiene ................ orientaciones ej: Si n= 2, l = 1, ml = -1, 0, 1; los valores de n y l indican que se tiene un subnivel 2p, y que este subnivel tiene tres orbitales px , p y , pz Número cuántico de spin- electrónico ( ms ) Los experimentos demuestran que los espectros de emisión pueden ser desdoblados por la aplicación de un campo magnético externo. La explicación de este hecho consiste en considerar que cada electrón actúa como un pequeño imán al girar sobre su propio eje. El sentido de giro puede ser como el de las manecillas del reloj, ms = + ½ o al contrario de las agujas del reloj, ms = - ½ En cada orientación de un orbital pueden coexistir como máximo dos electrones, y deben poseer espines opuestos, por lo tanto el número máximo que cabe en cada subnivel será: n= 1, l = 0, ml = 0, por lo tanto el orbital tipo s tiene una sola orientación y caben 2en= 2, l = 0, ml = 0 l = 1, ml = -1, 0, 1, por lo tanto el orbital tipo p tiene tres orientaciones y caben 6en= 3, l = 0, ml = 0 l = 1, ml = -1, 0, 1 l = .., ml = -2, -1, 0, 1, 2., por lo tanto el orbital tipo d tiene .... orientaciones y caben ......e- n= 4, l = 0, ml = 0 l = 1, ml = -1, 0, 1 l = ...., ml = -2, -1, 0, 1, 2. 28 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 l = ...., ml = ..................................., por lo tanto el orbital tipo ...... tiene ................. orientaciones y caben ...........e- Ej: configuración electrónica de un átomo del calcio ( Z= 20) : Subniveles= 1s2 2s2 2 p6 3s2 3 p6 4s2 Niveles= 2- 8- 8-2 Actividad 12: 1. ¿Cuántos electrones 2px -1/2 puede haber en un átomo de Neón? ¿Por qué? 2. Investiga el enunciado del Principio de Exclusión de Pauli. La Tabla Periódica nos muestra que los electrones de un átomo se encuentran divididos en niveles. Estos niveles poseen la energía necesaria para mantener a los electrones separados del núcleo, a pesar de la atracción electrostática que existe entre ellos. Esta energía aumenta desde el nivel 1 hacia el 7, ya que la distancia que se debe mantener es cada vez mayor. Actividad 13: Completar: El nivel de mínima energía es el ..............-Para que un electrón pase a un nivel mayor debe ................................ energía, y al volver a su nivel habitual .............................energía en forma de radiación. Los niveles se componen, a su vez, de subniveles que son regiones energéticamente aptas para contener electrones, llamadas orbitales. En el primer nivel existe sólo un orbital denominado”s” y tiene capacidad para 2e-; en el segundo nivel hay orbitales “s” y “p” donde caben 6e-; en el tercer nivel aparecen orbitales “s”, “p” y “d” con espacio suficiente como para albergar hasta 10e-; del cuarto nivel en adelante pueden encontrarse orbitales tipo “s”, “p” y “d” y “f”, en el cual se pueden alojar 14e- como máximo. 29 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 En los niveles superiores los subniveles se entrecruzan, pudiendo quedar más cerca del núcleo subniveles correspondientes a un nivel mayor. Como los electrones se llenan de acuerdo con estados de energía creciente, estas alteraciones deben ser tenidas en cuenta para escribir correctamente la configuración electrónica de los elementos. Para esto resulta útil tener en cuenta el siguiente diagrama, denominado “Regla de las Diagonales”: 1s Nº máximo 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 2 6 10 14 de electrones = Ejemplo: Configuración electrónica de un átomo del calcio (Z = 20) : Subniveles = 1s2 2s2 2 p6 3s2 3 p6 4s2 Niveles = 2- 8- 8-2 Cuando el elemento posee un elevado número de electrones la configuración es extensa, por eso suele abreviarse indicando entre corchetes la estructura del gas noble próximo anterior y a continuación los restantes orbitales, que lo distinguen de aquel Ejemplo: Para el elemento de Z = 51 La configuración electrónica abreviada sería: 6 6 14 1 [Ar] 4 s2 3 d 10 4 p 5 s2 4 d 10 5 p 6 s2 4 f 6 p 30 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Actividad 14: 1. Indicar A, Z, p+, e-, n°, grupo, período , clasificación y escribir la distribución electrónica en niveles y subniveles, extendida y abreviada, para los siguientes elementos: sodio- titanio- azufre- radón- talio- uranio- iridio-cerio- neón- bario- lantanio 2. Teniendo en cuenta el ejercicio anterior, completar las siguientes afirmaciones: En todos los casos, el número de niveles ocupados coincide con el ...............................del elemento. En los elementos representativos el último subnivel ocupado es ..........o ...........-Para estos elementos el número de electrones del último nivel coincide con el número de ...................( sumando 10 cuando es 3 o más) En los elementos de transición el último subnivel ocupado es ............Para determinar su número de ................. se deben sumar los e- del último subnivel d ( incompleto) y del último subnivel s ( completo) En los elementos de transición interna el último subnivel ocupado es ............Para todos ellos el número de grupo es ................ Cajas cuánticas Los orbitales atómicos suelen representarse mediante cuadrados con flechitas en su interior, llamados “cajas cuánticas” La configuración completa se puede ubicar en un sistema de ejes cartesianos en el que se representa la Energía creciente de los niveles en el eje ‘y’, aunque de esta forma no se tienen en cuenta los entrecruzamientos de los subniveles. 31 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Ejemplo: Para el elemento Calcio E Actividad 15 Representar la configuración en cajas cuánticas para los elementos de la actividad anterior. 32 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Pero... ¿Cómo se forman las moléculas? ¿Qué es lo que mantiene unidos a los átomos entre sí? 33 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 TEORÍA DEL OCTETO Al combinarse químicamente los elementos copian la estructura del gas noble más cercano, generalmente con 8e- en el último nivel. Actividad 16: Completa el siguiente cuadro según corresponda Elemento Gas inerte más cercano Li He 2-1 2 S Ar 2-8-6 2-8-8 Al Ne 2-8-3 2-8 Cl Ar 2-8-7 2-8-8 Diferencia en la estructura 1 e- de más 2 e- de menos K N Ca Br Actividad 17: Para pensar…¿ puedes relacionar el cuadro de la actividad 11 con el concepto de iones? 34 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 UNIÓN COVALENTE Cuando los átomos forman una unión covalente comparten pares de electrones. Esto se repite hasta que todos los átomos que forman la molécula completan su estructura estable (Teoría del octeto) Si cada átomo que participa de la unión aporta uno de los edel par compartido, la unión se llama covalente normal. Puede ocurrir que se comparta un solo par electrónico, en cuyo caso la unión es simple; si se comparten dos pares de e- la unión es doble; cuando los pares de e- compartidos son tres la unión es triple. La representación de estas uniones a partir de las correspondientes estructuras de Lewis se denomina ‘fórmula de Lewis’ (f.L.) de la sustancia. Estructura de Lewis El físico y químico Gilbert Newton Lewis, autor de la Teoría del octeto, propuso, a principios de este siglo, una forma de representar los e- del último nivel, llamados e- de valencia, mediante puntos o cruces ubicados a los lados de un cuadrado imaginario, alrededor del símbolo del elemento correspondiente. Actividad 18: Representar la estructura de Lewis de todos los elementos correspondientes al tercer período de la Tabla Periódica. Los pares electrónicos compartidos se representan mediante un rayita entre los átomos involucrados en la unión. A esta forma de representación se la denomina ‘fórmula desarrollada’ (f.d.). En compuestos que poseen muchos átomos, por ejemplo los orgánicos, se suele utilizar la fórmula semidesarrollada (f.sd.), que es una abreviatura de la anterior. Ejemplo: Fórmula semidesarrollada del gas butano (gas de garrafas) C H3 - C H2 - C H2 - C H3 35 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Actividad 19 Clasificar las uniones existentes entre los átomos que forman una molécula de: Metano Dióxido de carbono Nitrógeno Actividad 20 Representar las f.L y f.d. para las siguientes moléculas: ba- C H 3 - C H 3 etano Si O2 óxido de c- H Cl ácido clorhídrico silicio d- Cl2 O anhídrido e- f- N H 3 amoníaco S O2 dióxido de azufre hipocloroso ¿Has podido representar todas las moléculas sin inconvenientes? Surge aquí la necesidad de definir otra forma de unión: la covalente dativa o coordinada. En esta unión un átomo que ya ha completado su octeto puede continuar uniéndose con nuevos átomos del otro elemento que forma el compuesto mediante el ‘préstamo’ de pares de e- que compartirán, pero que sólo serán aportados por el elemento que ya completó su octeto. Estos pares electrónicos se representan mediante una flecha () que parte del el átomo que aporta el par electrónico a la unión. Actividad 21 1- Representa correctamente las uniones presentes entre los átomos que forman la molécula que no pudiste representar en la actividad anterior. 2- Escribe las f.L y f.d. para: a- Cl2 O5 anhídrido clórico b- HCOH - C H 3 alcohol etílico H 2 S O4 ácido sulfúrico 36 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 RADIO ATÓMICO El radio de los átomos es difícil de precisar. En general se lo define como la distancia media entre los núcleos de dos átomos unidos covalentemente. Más allá del valor numérico del radio, es interesante analizar cómo varían los radios atómicos en la tabla periódica: Actividad 22: Completa las siguientes expresiones a- El radio atómico ............................................. al bajar por el grupo ya que ............................................. el número de niveles electrónicos ocupados. b- El radio atómico .................................................. a lo largo del período, ya que al aumentar el número de cargas eléctricas (e- y p+) de un átomo al otro, también ........................................ la atracción electrostática provocando un acercamiento entre la corteza y el núcleo. ELECTRONEGATIVIDAD Se define como la capacidad de un átomo para atraer e-hacia él en un enlace químico. Actividad 23: Completa las siguientes expresiones: a- La electronegatividad ….......................................... al bajar por el grupo ya que al ….......................................... el número de niveles electrónicos ocupados el radio atómico es …...................................., es decir que ….......................................... la distancia entre el núcleo y los e- de valencia y por lo tanto …................................. la atracción electrostática entre las cargas. b- El radio atómico …............................................... a lo largo del período, ya que al aumentar el número de e- de valencia al elemento le resulta más fácil 37 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 ….............................. que …................................ e- para copiar la estructura del gas inerte más cercano. c- Por lo tanto la electronegatividad aumenta hacia la …........................................... y hacia ….......................................... en la Tabla periódica, siendo el elemento más electronegativo el …........................... y el menos electronegativo el …............................Actividad 24 Ordena de mayor a menor, en función de su electronegatividad, los siguientes elementos químicos: Carbono, Oxígeno, Calcio, Flúor, Hidrógeno, Bromo, Bario, Litio, Magnesio, sodio, Azufre. Actividad 25: Realiza la diferencia de electronegatividad que poseen los átomos de las moléculas que aparecen en la actividad 14 y 15. Recuerda estos resultados. Las uniones covalentes polares y apolares Cuando se unen entre sí átomos iguales o de electronegatividades casi iguales, el par electrónico compartido se encuentra a igual distancia de los dos núcleos; pero a medida que la diferencia de electronegatividades ( E ) aumenta ( 0,5 ), el par electrónico se ubica más cerca del elemento más electronegativo, provocando una mayor densidad de carga negativa ( ) alrededor de uno de los átomos y la consecuente creación de dos polos : uno positivo y otro negativo. Esta unión se denomina covalente polar. Ejemplo: H2 O E O 3,5; E H 2,1; E 1, 4 El dipolo formado por el agua le confiere la mayor parte de sus propiedades, porque se produce una unión intermolecular llamada puente de hidrógeno que acerca las moléculas provocando elevados puntos de fusión y ebullición. 38 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Actividad 26 Ordena las siguientes moléculas en orden creciente a su polaridad: N2, HCl, H2O, H2 , H2S , F2 , HF. Las fuerzas intermoleculares Hemos visto que, a través de uniones covalentes, se logran forman moléculas. Miremos un poco más allá, para ver qué ocurre cuando están dos o más moléculas juntas. Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas, se producen entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad y mantienen más o menos unidas a las moléculas entre sí, determinando las propiedades de las sustancias, tales como: estado de agregación, punto de ebullición, solubilidad, etc. Las fuerzas de atracción intermoleculares se denominan fuerzas de Van der Waals. Entre las fuerzas de Van der Waals se destacan: Fuerzas de London Dipolo-Dipolo Puente hidrógeno Las fuerzas de London: En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. (El polo positivo de una molécula atrae al polo negativo de la otra, y viceversa). Estas fuerzas de atracción son muy débiles y se denominan fuerzas de London. 39 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Las fuerzas Dipolo-Dipolo: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares. Estas fuerzas de atracción, llamadas dipolo-dipolo, se observan en las moléculas covalentes polares, como el sulfuro de hidrógeno H2S , el metanol CH3OH , la glucosa C6H12O6 , etc. Estas sustancias de elevada polaridad se disuelven en solventes polares tales como el agua. Puente hidrógeno: Entre las fuerzas dipolo-dipolo tiene particular importancia la: UNIÓN PUENTE DE HIDRÓGENO En algunas sustancias que contienen HIDRÓGENO, como fluoruro de hidrógeno HF, agua H2O , se observa una forma de unión entre sus moléculas, denominada unión puente de hidrógeno. En el caso del HF, las moléculas son covalentes polares como consecuencia de la diferencia de electronegatividad que existe entre el hidrógeno y el flúor. Esta polarización provoca la atracción de la zona positiva de una molécula con la zona negativa de otra, formando un puente entre ambas moléculas. Las moléculas de agua también son dipolos a causa de la diferencia de electronegatividad entre el oxígeno y el hidrógeno, y forman entre ellas uniones puente de hidrógeno. Actividad 27: Responde: 40 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 a) ¿por qué el agua presenta un Punto de Ebullición tan elevado? b) ¿Por qué el O2 es un gas a temperatura ambiente? c) ¿Es altamente soluble el H2 en agua? d) Explica la frase: los compuestos covalentes pueden encontrarse en cualquier de los tres estados de agregación? UNION IÓNICA Cuando la diferencia de electronegatividades es demasiado grande ( 1,7) los electrones llegan a “saltar” hacia el elemento más electronegativo provocando un real desequilibrio de carga en ambos elementos que forman partículas cargadas llamadas iones [ catión (+) , anión (-)] los cuales quedan unidos por atracción electrostática entre cargas diferentes. Esta unión se llama iónica o electrovalente. Ejemplos: Fd: Na [ Cl ] Fd: [ Cl ] Ca2 [ Cl ] catión : sodio, anión: cloro catión : calcio, anión: cloro Fm: Na Cl Fm: Ca Cl2 El número de electrones captados y liberados durante esta unión es el mismo, ya que un átomo recibe lo que el otro pierde. La reacción de captación de e- es de “reducción”, ya que el átomo ‘reduce’ su número de oxidación; en cambio si libera electrones se produce una oxidación. En realidad éstas son las dos hemireacciones que ocurren siempre juntas y forman una reacción global de óxido- reducción. Ejemplo: Oxidación Ga Ga3 3e Reducción O 2e O2 Reacción global Ga + O 2 Ga2 O3 41 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Sin embargo estas ecuaciones no están equilibradas pues el número de electrones cedidos es diferente al número de e- ganados, por lo tanto cada semirreacción deberá repetirse las veces que sea necesario para lograr el equilibrio. En este caso debemos multiplicar la oxidación por tres y la reducción por dos, de forma que nos queden en ambas seis e-: Oxidación 2( Ga Ga3 3e ) Reducción 3( O 2e O2 ) Reacción global 2 Ga + 3 O 2 2 Ga2 O3 Actividad 28 Las uniones químicas que hemos estudiado nos sirven para explicar la estructura de muchas moléculas, sin embargo no nos explican cómo se mantienen unidos los átomos que forman un trozo de metal. Averigua en un libro de química general en qué consiste la Unión Metálica Actividad 29: Confecciona una red conceptual que incluya los distintos tipos de uniones. Actividad 30: Para pensar: ¿por qué todos los compuestos iónicos son sólido a temperatura ambiente? ¿Y por qué son solubles en agua? 42 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 TRABAJO PRÁCTICO Nº 4 ¿Sólo se queman las sustancias orgánicas? EXPERIENCIAS 1- Materiales: Permanganato de potasio- glicerina- agua- 2 tubos de ensayo- gradilla- varilla de vidriocápsula de porcelana- mechero- trípode- tela de amianto- cuchara de metal- pipetafósforosTécnica: 1-1- Llenar ambos tubos de ensayo con agua hasta la mitad. Colocar en uno de ellos un cristalito de permanganato de potasio- Colocar en la gradilla. Observar. Describir1-2- Colocar una cucharadita de permanganato de potasio en la cápsula de porcelana. Pipetear un mililitro de glicerina y mojar con ella el permanganato que está en la cápsula, distribuyéndola, gota a gota, sobre todo el reactivo. Apoyar sobre la tela de amianto. Encender el mechero. calentar unos segundos. Observar. Describir. 1-3- Tomar una pizca del producto de la reacción y colocar en el tubo de ensayo con agua. Observar. Describir. 2- Materiales: Cinta de magnesio- pinza de metal- mechero- vidrio de reloj- fósforos. Técnica: 2- 1- Encender el mechero. Tomar un trozo de aproximadamente 1,5-2 cm de cinta de magnesio con la pinza. Acercar directamente al fuego del mechero. Recoger el producto en el vidrio de reloj. Observar. Describir. 3-Materiales: Azufre- tapa de combustión- mechero- frasco de vidrio con tapa- fósforosTécnica: 3-1- Encender el mechero. Colocar en la tapa de combustión una cucharadita de azufre. acercar al fuego. Observar. Describir. 3-2- Introducir la tapa con el azufre encendido dentro del frasco. Tapar. Observar. Describir. 43 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 Conclusiones: 1- ¿Qué tienen en común las experiencias realizadas? 2- ¿Qué tienen de diferente? 3- ¿Qué necesitamos en todas las experiencias para que las reacciones se produzcan? 4- ¿Sólo se queman las sustancias orgánicas? REACCIONES QUÍMICAS Las transformaciones que al ocurrir producen modificaciones en la composición del material se denominan fenómenos químicos; toda vez que tras un fenómeno encontramos productos diferentes a los reactivos iniciales, estamos en presencia de una reacción química. Definimos: Reacción química: ................................................................................................... ................................................................................................................................. Las reacciones químicas son de: Combinación: cuando........................................................................................... ............................................................................................................................... Por ejemplo: Hidrógeno y Oxígeno que se combinan formando Agua 2 H2 + O2 Descomposición: 2 H2 O cuando............................................................................................... ......................................................................................................................................... Por ejemplo: 44 Departamento de Ciencias Físico Químicas CaCO3 piedra caliza Química 3° año. IFD N° 6 Ca O + C O2 cal dióxido de carbono ECUACIÓN QUÍMICA Las ecuación química es la representación simbólica de una reacción química. Se representan a la izquierda los reactivos de la reacción, luego una flecha que representa el sentido predominante de la reacción, y a la derecha los productos. Delante de cada fórmula se escriben los coeficientes necesarios para que la ecuación quede equilibrada, es decir que haya el mismo número de átomos de una misma clase de ambos lados de la ecuación. REACCIÓN DE COMBUSTIÓN Como ya hemos visto, todas las sustancias orgánicas y algunas de las inorgánicas reaccionan violentamente en presencia de oxígeno y con un aporte inicial de energía. En el caso de las sustancias orgánicas, si la reacción es completa y eficaz los productos obtenidos son ....................................... y ........................................... Si el reactivo (sustancia reaccionante) es una sustancia simple, el producto (sustancia obtenida) es un óxido. Por ejemplo: Si + O 2 Silicio oxígeno Reactivos Si O2 óxido de silicio Producto Actividad 31: Confeccionar una red de clasificación de las reacciones. Hemos visto que en las reacciones químicas las sustancias .......................................... porque los átomos que forman a los reactivos se reordenan dando lugar a la formación de nuevos ..............................................- 45 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 TRABAJO PRÁCTICO Nº 5 Obtención de óxidos Objetivo: Obtener óxidos y clasificarlos. Planteo del problema: Vamos a preparar óxidos de sodio, magnesio y azufre. Luego los disolveremos en agua y agregaremos un indicador de pH. Formulación de hipótesis: ¿Qué carácter tendrá cada uno de los compuestos obtenidos? .................................................................................................................................... Experimentación: Materiales: azufre- sodio- magnesio- pinza de hierro- mechero- vaso de pp- pipeta2 tubos de ensayos- broche- indicador de pH- tapa de combustión- frasco de boca ancha con tapa- trapo- fósforos- Técnica: 1- Tomar una muestra de azufre, sodio y magnesio. Exponer al aire. Observar si se producen cambios durante 5 minutos. Registrar. NO TOCAR el sodio con los dedos. 2- En las sustancias que no produjeron cambios calentar a fuego directo. En el caso de desprender abundantes gases, guardar en el frasco y tapar enseguida. Calentar el azufre en la tapa de combustión porque se funde y tapa el mechero. 3- Colocar 5 ml de agua en el frasco, y en los 2 tubos. Agregar en uno de los tubos la sustancia que reaccionó con el aire, y en el otro tubo el polvo obtenido al quemar la otra. Agregar 2 gotas de indicador en cada recipiente. Observar y registrar. Resultados: Completar el siguiente cuadro con las observaciones realizadas. 46 Departamento de Ciencias Físico Químicas Sustancia Química 3° año. IFD N° 6 reacción frente al reacción frente al reacción frente aire fuego indicador de pH Sodio Magnesio Azufre Conclusiones: 1-¿Qué carácter tiene cada uno de los compuestos formados? Clasificar los óxidos correspondientes. 2- Escribir las ecuaciones correspondientes a cada una de las reacciones. 3- ¿Cuál de los metales se oxidó con mayor facilidad? Investiga qué es el potencial de oxidación y explica lo observado en la práctica FORMACIÓN DE ÓXIDOS N° de Oxidación : Es un número que indica la cantidad de electrones ganados (-), perdidos (+) o compartidos en una unión química. Antiguamente se utilizaba el concepto de valencia definido como el número de átomos de Hidrógeno que pueden unirse a un determinado átomo. Estos conceptos tienen el mismo valor numérico. Actividad 32: 47 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 a- Indicar el número de oxidación del carbono en el metano, del cloro en el ácido muriático, del oxígeno en el agua y del nitrógeno en el amoníaco. Justifica tus respuestas. b- Indica el número de oxidación para los elementos del ejercicio anterior. Justifica. c- ¿ Cómo son los valores numéricos de los ítems a y b ?.¿Y las justificaciones? NOMENCLATURA DE ÓXIDOS Existen tres formas de nombrar a los óxidos, agrupadas en dos categorías: 1- Moderna 1.a- Por atomicidad 1.b- Por Numeral de Stock 2- Tradicional 1-a- Por atomicidad: utilizando los prefijos di, tri, tetra, etc., se indica el número de átomos de cada clase que forman a una sustancia Ejemplos: C O2 dióxido de carbono Cl2 O5 pentóxido de dicloro 1-b- Por Numeral de Stock: se indica el número de oxidación del átomo central a continuación del nombre del óxido, entre paréntesis y en números romanos Ejemplos: C O2 óxido de carbono ( IV) Cl2 O5 óxido de cloro ( V) 3- Tradicional: esta nomenclatura distingue los óxidos metálicos o básicos de los no metálicos o ácidos, llamando “anhídridos” a los óxidos ácidos. Para los elementos que poseen dos números de oxidación agrega el sufijo “oso” a continuación del nombre del elemento central cuando éste actúa con su menor número de oxidación , y el sufijo “ico” cuando actúa con el mayor. En algunos elementos esta distinción es insuficiente pues presentan más de dos números de oxidación. Ese es el caso de los halógenos ( “formadores de sales”) , elementos del grupo XVII, ya que los números de oxidación 48 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 más comunes para el cloro, el bromo y el yodo son 1, 3, 5 y 7. En este caso se le agrega el prefijo “hipo” al menor de los números y “per” al mayor: 1 hipo... oso 3 ... oso 5 ... ico 7 per ... ico Ejemplos : anhídrido hipocloroso Cl2 O anhídrido cloroso Cl2 O3 anhídrido clórico........ Cl2 O5 anhídrido perclórico Cl 2 O7 Actividad 33: Escribir fL, fd, fm,ecuación equilibrada de obtención, nomenclatura tradicional, por atomicidad y por Numeral de Stock ( T, A, S) para los siguientes compuestos: a- anhídrido perbrómico b- óxido de nitrógeno (V) c- trióxido de azufre Actividad 34 Si se combinan el sodio con el oxígeno, ¿Qué clase de compuesto formarán? ¿Qué tipo de unión presentarán? Representa su fórmula desarrollada y molecular. Escribe las ecuaciones iónicas correspondientes a la formación de este compuesto. Actividad 35: Completa: Los óxidos ácidos están formados por dos elementos............................................., viran el tornasol al ............................y presentan uniones..........................49 Departamento de Ciencias Físico Químicas Los óxidos Química 3° año. IFD N° 6 básicos están formados por un.......................y un ......................, viran el tornasol al ............................y presentan uniones..........................- Actividad 36: Representa la fd y fm, ecuación equilibrada de obtención, ecuaciones iónicas cuando corresponda, y nomenclatura T,A,S para los siguientes compuestos: a- óxido de magnesio b- trióxido de dialuminio c- óxido férrico d- óxido de niquel ( II) e- anhídrido fosforoso f- óxido de telurio ( IV) g- trióxido de dinitrógeno h- óxido plúmbico 50 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 HIDRUROS Actividad 37: Búsqueda bibliográfica: 1-¿Qué son los hidruros? 2-¿Qué elementos forman hidruros? 3-¿Qué tipos de hidruros existen? 4- Completa el siguiente cuadro con los valores de electronegatividad, analiza y responde: METALES NO METALES E Na= E S= E Ca= E Cl= E K= E H= E F= E Ba= HIDROGENO E Br= E Fr = E N= a-¿Con qué números de oxidación puede actuar el Hidrógeno? b-¿Cuál de ellos tomará frente a los metales ?¿Por qué? c-¿Qué número de oxidación tiene el Hidrógeno frente a los no metales? ¿Por qué? d-¿Qué número de oxidación toman los no metales frente al Hidrógeno? ¿Por qué? 5-¿Qué tipo de unión tienen los hidruros metálicos? ¿Por qué? Da un ejemplo. 6-¿Cómo se nombran los hidruros metálicos? Da un ejemplo. 7-¿Qué tipo de unión tienen los hidruros no metálicos? ¿Por qué? Da un ejemplo. 8-¿Qué estado de agregación tienen los hidruros no metálicos? 9-¿Qué sucede con la mayoría de los hidruros no metálicos al disolverlos en agua? ¿Tiene lugar un fenómeno físico o químico? ¿Por qué? 51 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 10-¿Cómo se nombra a los hidruros no metálicos en estado gaseoso? ¿Y en estado líquido? Da un ejemplo. 11¿Qué particularidad presenta el hidruro de Fósforo? ¿Qué nombre recibe? ¿Qué creencia popular ha originado? 12-Completa el siguiente cuadro: Nombre Clasificación F. L. F. d. F. m. Ecuación de obtención Hidruro de litio H Br Sulfuro de Hidrógeno Sr H 2 Ácido clorhídrico N H3 Actividad 38: Revisión Formación Compuestos Binarios Para los siguientes compuestos escribir: - F.L., F.d., F.m., Nomenclatura tradicional, por atomicidad y por numeral de Stock, Clasificación, tipo de unión, ecuación de obtención y ecuaciones iónicas cuando corresponda. 1- óxido plumboso 6- hidruro de Bario 2- anhídrido peryódico 7- óxido de plata 3- cloruro de Hidrógeno 8- ácido fluorhídrico 4- óxido de Bromo V 9- anhídrido fosforoso 5- trióxido de diníquel 10-monòxido de dicloro 52 Departamento de Ciencias Físico Químicas Química 3° año. IFD N° 6 53
