COLEGIO POETA RUBÉN DARÍO SANTIAGO-CHILE

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Nombre del Alumno o Alumna:________________________

________________________

Curso:________________________

Colegio Poeta Rubén Darío Subsector de Química

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Ficha n°1 : MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA Tema: El átomo.

Objetivos Fundamentales de la Unidad

Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia.

Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia

Aprendizajes esperados

Reconocer que toda la materia consiste en combinaciones de una variedad de átomos

que están constituidos por un núcleo y electrones, e identificar los

dos elementos más abundantes en el Universo, en la corteza terrestre, en la atmosfera

y en el cuerpo humano.

Contenido

Naturaleza eléctrica de la materia

La naturaleza eléctrica de la materia es conocida desde hace mucho tiempo, los antiguos griegos, hacia el año 600 a. C., ya sabía que al frotar ámbar con una piel, este adquiría la propiedad de atraer a cuerpos ligeros. Estos fenómenos descubiertos por el filósofo griego Thales de Mileto sobre el ámbar, que en griego se llama elektron, son el inicio de la electricidad. No fue hasta el siglo XVI, cuando el médico inglés Willian Gilbert, observó que otros materiales se comportaban como el ámbar, esto le llevo a realizar una clasificación entre los materiales. Los materiales que se comportaban como el ámbar al ser frotados los llamo eléctricos y a los demás no eléctricos.

La carga eléctrica Los protones (partículas que forman parte del núcleo del átomo) y electrones (que rodean el núcleo del átomo) crean fuerzas de atracción y de repulsión debido a que estas partículas atómicas tienen una carga eléctrica. La carga de un protón es la misma que la de un electrón, con la diferencia de que la carga de protones es positiva y la de los electrones negativa. Así se puede establecer una ley muy sencilla que explica las fuerzas de atracción y repulsión entre partículas: las cargas de diferente símbolo se atraen y las del mismo signo se repelen. En cambio, los neutrones, no tienen carga ni positiva ni negativa, por lo tanto no son atraídas ni repelidas por

los protones ni los electrones. La carga eléctrica es una propiedad general de la materia que se puede medir, su unidad es el Coulomb (C). Posteriormente, el francés Charles du Fay, en el siglo XVIII, descubrió que dependiendo de los materiales que se frotasen existían dos tipos de comportamientos. Por un lado los que se comportaban como el ámbar y por otro los que se comportaban como el vidrio cuando se frotaba con seda. De tal manera que dos trozos de ámbar electrizados se repelían, dos trozos de vidrio electrizados también se repelían pero un trozo de ámbar electrizado y otro de vidrio electrizado se atraían. Por lo que dedujo que debían de existir dos tipos de electricidad.

En este mismo siglo, Benjamín Franklin investigo sobre los fenómenos eléctricos y consideró que la electricidad era un especie de fluido que podía pasar de unos cuerpos a otros por frotamiento. Cuando el fluido pasaba a un cuerpo este adquiría electricidad positiva y el cuerpo que perdía este fluido adquiría electricidad negativa. La investigación de todos estos fenómenos llevó a un

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estudio de la materia que posteriormente pudiera explicar su comportamiento eléctrico. La materia es todo aquello que tiene masa y que, por lo tanto, ocupa un volumen.

Desde hace muchos años, una de las grandes preocupaciones de los científicos ha sido poder conocer la constitución de la materia para poder llegar a predecir su comportamiento. Los avances experimentales y teóricos del siglo XX nos han permitido conocer mejor la estructura interna. Así, sabemos que toda materia está formada por un conjunto de átomos que, a su vez, están constituidos por las llamadas partículas subatómicas, como son: los electrones, los protones y los neutrones. En estos átomos que forman la materia se pueden distinguir dos partes: El núcleo : es la parte central del átomo y ocupa una parte muy pequeña. En su interior se encuentran los protones y los neutrones. La corteza : es la parte exterior del átomo y ocupa la mayor parte de su volumen. En esta parte están los electrones que se mueven a una gran velocidad alrededor del núcleo. PREGUNTAS

1. ¿En qué consiste la fuerza electrostática?

2. ¿Cómo explica la teoría atómica actual los procesos de repulsión y atracción?

3. Explica las distintas formas de electrizar un cuerpo

4. ¿Cuál es la diferencia entre un anión y un catión y como se producen a partir de

un elemento neutro?

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Ficha n°2 : MODELOS ATÓMICOS DE LA MATERIA Tema: El átomo.

Objetivos Fundamentales de la Unidad

Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia.

Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia

Aprendizajes esperados

Conocer la descripción elemental de algunos modelos atómicos precursores de la teoría

moderna del átomo y valorar su importancia histórica.

Contenido

Modelos Atómicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la

materia.

Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia

estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras

más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir

"indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos,

inmutables e indivisibles.

Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los

filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de

los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

1 Modelo Atómico de Dalton (1808): Representa al átomo como un esfera

compacta indivisible e indestructible. Dalton presenta los siguientes postulados acerca

del átomo:

1. El átomo es la mínima porción de materia que no puede

dividirse por ningún proceso conocido.

2. Los átomos de un mismo elemento son iguales tanto en

masa, tamaño como en sus demás propiedades.

3. Los átomos de elementos diferentes son también

diferentes en todas sus propiedades.

4. Los átomos se combinan entre sí en relaciones enteras

sencillas para formar compuestos.

Actualmente:

1. El primer postulado ya no se ajusta a la realidad por el

descubrimiento de las partículas subatómicas: electrón,

protón y neutrón.

2. El 2º y 3º postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos e

isóbaros respectivamente.

3. El 4º postulado se cumple hoy. Por ejemplo, el agua se

forma por la combinación de 2 átomos de H y un átomo de O,

quedando la relación entre ellos como: H2O

2. Modelo Atómico de Thomson (1898): Representa al

átomo como una especie de esfera homogénea de electricidad

positiva, en donde se encuentran distribuidos los electrones,

atraídos electrostáticamente, en número suficiente para que el

conjunto resultara neutro. Su modelo atómico lo asemeja a un

budín de pasas.

El átomo que representa éste modelo es un átomo estacionario

por la inmovilidad que presentan los electrones.

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3. Modelo Atómico de Rutherford (1911): Basado en el

descubrimiento del núcleo atómico, Rutherford establece un

modelo para el átomo de hidrógeno.

Donde:

1. El átomo está constituido por un núcleo central que es

la región donde se encuentran las cargas positivas, y

alrededor se encuentra el electrón.

2. El electrón se encuentra girando alrededor de del

núcleo; describiendo órbitas circulares de forma similar

a los planetas que giran alrededor del sol;

denominándose Sistema planetario en miniatura.

La fuerza centrífuga que desarrolla al girar el electrón,

contrarresta la fuerza de atracción electrostática que ejerce el núcleo (+) sobre el

electrón (-).

El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces mayor que el diámetro

del núcleo. Por lo tanto, el átomo es prácticamente hueco, al poseer espacios

interatómicos.

4. Modelo Atómico de Niels Bohr:

En 1913 Niels Bohr discípulo de Rutherford propone un nuevo

modelo para el átomo de Hidrógeno aplicando acertadamente la

teoría Cuántica de la radiación de Planck. Su modelo está

basado en los siguientes postulados:

El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (+) y a su alrededor

gira en forma circular un electrón (-), de tal manera que la

fuerza centrífuga contrarreste la fuerza de atracción

electrostática.

El electrón sólo gira en determinadas órbitas de radios definidos,

llamados también niveles cuantificados de energía.

Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de

energía (llamados estados estacionarios por Bohr) no

ganan ni pierden energía.

Un electrón puede cambiar de un nivel a otro dentro de un mismo átomo ganando o

perdiendo una cantidad de energía igual a la diferencia existente entre ambos estados.

De este modo, todo cambio energético del electrón corresponderá a saltos que haga

entre los estados estacionarios.

Un átomo sólo emite energía cuando un electrón salta de un nivel de energía superior

a otro inferior y absorbe energía en caso contrario. La energía emitida o absorbida por

el átomo recibe el nombre de fotón o cuanto de luz.

Preguntas

1. Explique el principio de incertidumbre

2. Explique cómo se descubrieron las partículas subatómicas que conforman el

átomo

3. Explica el error que tuvieron los modelos atómicos de Dalton, Thomson y Bohr

que llevó a otros científicos a proponer un nuevo modelo atómico

4. Explica en qué consiste el modelo mecano cuántico de la materia

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Ficha n°3 : MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA Tema: El átomo.

Objetivos Fundamentales de la Unidad

Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia.

Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia

Aprendizajes esperados

Definir los tres números cuánticos, relacionándolos con la estructura atómica para

describir los estados permitidos para un electrón..

Contenido

Estructura atómica

El modelo atómico de Schrödinger no se trata de un modelo relativista, sino

cuántico, que está basado en la ecuación que este físico austríaco realizó en 1925.

Bohr había postulado un modelo que funcionaba

perfectamente para el átomo de hidrógeno, pero

en los espectros que fueron realizados para otros

átomos, se veía que los electrones aun siendo del

mismo nivel energético, poseían energías algo

diferentes, hecho que no respondía el modelo de

Bohr, lo que hacía necesaria una urgente corrección

de su modelo. Fue Sommerfeld quien modificó el

modelo de Bohr, al deducir que en cada nivel

energético existían subniveles, lo explicó añadiendo

órbitas elípticas y usando la relatividad.

Cuando se resuelve esta ecuación, se ve que la

función depende de unos parámetros que son los

números cuánticos, como se decía en el modelo de

Bohr. De este modo, el cuadrado de la función de

ondas correspondía con la probabilidad de

encontrar al electrón en una región concreta, lo

que nos introducía en el Principio de Heisenberg. Es

por esto, que en el modelo de Schrödinger, aparece

un concepto pare definir la región del espacio en la

cual cabría mayor posibilidad de hallar al electrón: el orbital.

Max Born, poco después interpretó la probabilidad de la función de onda que tenían los

electrones. Esta nueva explicación o interpretación de los hechos era compatible con

los electrones puntuales que tenían la probabilidad de presencia en una región

concreta, lo que venía explicado por la integral del cuadrado de la función de onda de dicha región, cosa que permitía realizar predicciones, como anteriormente se explica.

De esta manera, el modelo atómico de Schrödinger hacía una buena predicción de las

líneas de emisión espectrales, ya fuera de átomos neutros o ionizados. También

conseguía saber los cambios de los niveles de energía, cuando existía un campo

magnético (efecto Zeeman) o eléctrico (efecto Stark). Además de todo esto, el modelo conseguía dar explicación al enlace químico, y a las moléculas estables.

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Orbitales Atómicos

En 1.927 pudo comprobarse experimentalmente la hipótesis de De Broglie al

observarse un comportamiento ondulatorio de los electrones en los fenómenos de difracción.

Un electrón que se mueve alrededor de núcleo puede considerarse ligado a él y podemos describir su movimiento ondulatorio mediante la ecuación de ondas.

Con esta idea, Schrödinger realizó un estudio matemático del comportamiento del

electrón en el átomo y obtuvo una expresión, conocida como ecuación de Schrödinger.

Podemos decir que un orbital atómico es una zona del espacio donde existe una alta

probabilidad (superior al 90%) de encontrar al electrón. Esto supone considerar al

electrón como una nube difusa de carga alrededor del núcleo con mayor densidad en las zonas donde la probabilidad de que se encuentre dicho electrón es mayor.

Para que la ecuación de Schrödinger tenga significado físico es necesario imponerle

unas restricciones que son conocidas como números cuánticos, que se simbolizan de la misma forma que los obtenidos en el modelo atómico de Bohr

PREGUNTAS

1. ¿Qué diferencia existe entre un orbital y una órbita?

2. Realiza el diagrama de orbitales para dos elementos que tengan un número

atómico mayor a 15.

3. Analiza la configuración electrónica de los gases nobles y de un átomo es

estado neutro

4. Establece los números cuánticos para el último electrón de valencia de 3s2

3d5.

5. ¿Qué sucedería si un átomo como el aluminio perdiera sus electrones de

valencia?, Explique a través de la configuración electrónica

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Ficha n°4 : MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA Tema: El átomo.

Objetivos Fundamentales de la Unidad

Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia.

Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia

Aprendizajes esperados

Formular la configuración electrónica de diversos elementos químicos para

relacionarlos con los números cuánticos.

Contenido

Estructura atómica

Principio de Construcción (Orden Aufbau)

Dentro de cada nivel de energía, el subnivel s tiene

menor energía, que el subnivel p, el cual tiene menor energía que el subnivel d y así sucesivamente. Sin embargo, hay que tener en cuenta que dentro de un conjunto de orbitales todos tienen igual energía. Por ejemplo, todos los orbitales que conformaron el subnivel 2p tienen la misma energía. A menudo estos

orbitales son representados por una caja o serie de cajas, las cuales pueden ser colocadas ordenadamente para mostrar el aumento de energía.

También, algunas veces encontramos fácil diferenciar entre los tres orbitales que forman el subnivel p, refiriéndonos a ellos como px, py y pz.

Para los primeros 18 elementos, los electrones van ocupando los orbitales empezando por el de más baja

energía y van llenando su capacidad antes de empezar el siguiente. Así es que el orbital 1s se llena con dos electrones, luego el 2s se llena con dos electrones, luego el 2p se llena con seis electrones, el 3s con dos y finalmente el 3p con seis. Generalmente, esto se escribe usando una

notación (configuración electrónica) que incluye el número de nivel, subnivel y electrones por subnivel.

Después del subnivel 3p hay una superposición de energía, es así como encontramos que antes de que se llenen los orbitales 3d los electrones entran en el orbital 4s. Lo mismo ocurre con el 5s y el 4d. En los niveles de energía más altos se presenta mayor superposición de este tipo.

Este orden de llenado (del 1 al 18 y del 19 al 36) de los subniveles es lo que se llama principio de construcción (orden aufbau), el cual significa construir.

Regla de Hund

Para cualquier conjunto de orbitales, tal como en el caso de los orbitales 2p, se encuentra que hay un electrón en cada orbital antes de que haya apareamiento. Es lo que se conoce como la regla de Hund. Aparentemente toma menos energía para un

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electrón ocupar un orbital por sí solo, que aparearse con otro electrón en un orbital de igual

energía.

Estructura Electrónica y la Tabla Periódica

La estructura electrónica de los elementos varía en forma regular a medida que aumenta el número atómico. Por consiguiente se puede ver que hay una relación directa entre la estructura electrónica de un átomo y las propiedades de dicho átomo.

Al organizar la tabla periódica, se sigue el orden aufbau, colocando el número máximo de electrones en cada subnivel antes de empezar a llenar el siguiente. Cada vez que empieza a

llenarse un orbital s y por consiguiente un nuevo nivel de energía, se empieza a llenar una fila a través de la tabla, llamado período.

Para ordenar una tabla periódica hay que saber y seguir el orden aufbau. Para esto se utiliza una

ayuda memorística llamada Regla Diagonal. Lo que se ha hecho aquí es un listado de cada uno de los conjuntos de orbitales posibles en cada nivel de energía como por ejemplo 1s, luego 2s, 2p; luego 3s, 3p, 3d y así sucesivamente. Luego se trazan líneas diagonales a través de éstas siguiendo el orden aufbau con relación al llenado de orbitales.

Hay algunas variaciones en cuanto al orden de llenado siguiendo la Regla Diagonal como se puede observar en el caso del grupo del Cromo (z=24) y el cobre (z=29). En el caso del cromo en lugar de tener una configuración electrónica 4s23d4 se presenta 4s1 3d5. Se agrega más estabilidad en el conjunto de dos orbitales cuando están a medio llenar (recuerde la regla de

Hund en la cual este conjunto a medio llenar de los orbitales d tendrá un electrón en cada orbital, y por tanto tiene una distribución simétrica alrededor del núcleo). Con el cobre, número 29, en lugar de tener la configuración 4s23d9 tiene 4s13d10. En este caso se agrega mayor estabilidad al tener el conjunto de orbitales s a medio llenar y el conjunto de los orbitales d completamente llenos.

Diamagnetismo y paramagnetismo

Cuando los últimos electrones de un átomo se encuentran desapareados, los campos magnéticos se refuerzan, lo que hace al elemento ser atraído por un imán, a este tipo de átomos se les llama paramagnético, en cambio si los electrones, encuentran apareados los campos magnéticos

se cancelan, estas sustancias se llaman diamagnéticos y son repelidas ligeramente por un imán.

Efecto pantalla Este efecto explica el porqué los electrones de las últimas subcapas pueden ser ¨jalados¨ por otros átomos, se dice que los electrones de las últimas subcapas están ligeramente apantallados por los electrones de de subcapas inferiores, esto quiere decir que los electrones de menor nivel ejercerán una fuerza de repulsión a los últimos electrones, lo que les impedirá encontrarse en subcapas inferiores.

PREGUNTAS

1. Explique los principios de mínima Energía, Exclusión de Pauli y De máxima

multiplicidad o de Hund a partir de un diagrama de orbital para el átomo de

nitrógeno.

2. Explique la relación que existe entre los protones y los electrones en un átomo

neutro, un catión y un anión

3. Explique cómo afecta el efecto pantalla al tamaño de los átomos.

4. Realice la configuración electrónica para un elemento del grupo 3 y 7

explicándola mediante la regla de la diagonal.

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Ficha n°5 : ESPECTROS ELECTROMAGNÉTICOS Tema: El átomo.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Comprender los aspectos esenciales del modelo atómico de la materia.

Conocer el desarrollo histórico del modelo atómico de la materia Aprendizajes esperados

Describir la cuantización de la energía del átomo utilizando información teórica y

evidencias experimentales para relacionarla con el espectro electromagnético. Contenido

Estructura atómica

Espectro electromagnético

El espectro electromagnético (o simplemente espectro) es el rango de todas las radiaciones electromagnéricas posibles. El espectro de un objeto es la distribución característica de la radiación electromagnética de ese objeto. El espectro electromagnético se extiende desde las bajas frecuencias usadas para la radio moderna (extremo de la onda larga) hasta los rayos gamma (extremo de la onda corta), que cubren longitudes de onda de entre miles de kilómetros y la fracción del tamaño de un átomo. Se piensa que el límite de la longitud de onda corta está en las cercanías de la longitud Planck, mientras que el límite de la longitud de onda larga es el tamaño del universo mismo, aunque en principio el espectro sea infinito y continuo.

Rango del espectro El espectro cubre la energía de ondas electromagnéticas que tienen longitudes de onda diferentes. Las frecuencias de 30 Hz y más bajas pueden ser producidas por ciertas nebulosas estelares y son importantes para su estudio. Se han descubierto frecuencias tan altas como 2.9 * 1027 Hz a partir de fuentes astrofísicas. La energía electromagnética en una longitud de onda particular λ (en el vacío) tiene una frecuencia asociada f y una energía fotónica E. Así, el espectro electromagnético puede expresarse en términos de cualquiera de estas tres variables, que están relacionadas mediante ecuaciones. De este modo, las ondas electromagnéticas de alta frecuencia tienen una longitud de onda corta y energía alta; las ondas de frecuencia baja tienen una longitud de onda larga y energía baja. Siempre que las ondas de luz (y otras ondas electromagnéticas) se encuentran en un medio (materia), su longitud de onda se reduce. Las longitudes de onda de la radiación electromagnética, sin importar el medio por el que viajen, son, por lo general, citadas en términos de longitud de onda en el vacío, aunque no siempre se declara explícitamente.

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Generalmente, la radiación electromagnética se clasifica por la longitud de onda: ondas de radio, microondas, infrarroja y región visible, que percibimos como luz, rayos ultravioleta, rayos X y rayos gamma. El comportamiento de la radiación electromagnética depende de su longitud de onda. Las frecuencias más altas tienen longitudes de onda más cortas, y las frecuencias inferiores tienen longitudes de onda más largas. Cuando la radiación electromagnética interacciona con átomos y moléculas, su comportamiento también depende de la cantidad de energía por cuanto que transporta. La radiación electromagnética puede dividirse en octavas (como las ondas sonoras).

Espectros

Ya sabemos que cuando hacemos pasar la luz a través de un prisma óptico se produce el efecto llamado dispersión que consiste en la separación de las distintas longitudes de onda que forman el rayo incidente. La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos un espectro continuo, que contiene el conjunto de colores que corresponde a la gama de longitudes de onda que la integran.

Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometidos a temperaturas elevadas producen espectros discontinuos en los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas longitudes de onda. El siguiente gráfico muestra el espectro de emisión del Na (sodio):

El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elemento concreto es siempre el mismo, incluso si el elemento forma parte de un compuesto complejo, y cada elemento produce su propio espectro diferente al de cualquier otro elemento. Esto significa que cada elemento tiene su propia firma espectral. Si hacemos pasar la luz blanca por una sustancia antes de atravesar el prisma sólo pasarán aquellas longitudes de onda que no hayan sido absorbidas por dicha sustancia y obtendremos el espectro de absorción de dicha sustancia. El gráfico siguiente muestra el espectro de absorción del sodio:

Observa que el sodio absorbe las mismas longitudes de onda que es capaz de emitir. La regularidad encontrada en los espectros discontinuos supone un apoyo muy importante para comprender la estructura de los átomos. PREGUNTAS

1. ¿Qué diferencia existe entre la longitud de onda de una luz azul y una roja?

2. ¿Por qué es importante conocer los espectros atómicos de los elementos?

3. ¿Cuál es la diferencia entre un espectro de emisión y uno de absorción?

4. Explica el espectro electromagnético haciendo referencia a la longitud de onda

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Ficha n°6 : TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Comprender el comportamiento de los electrones en el átomo en base a principios (nociones) del

modelo mecano-cuántico. Aprendizajes esperados

Relacionar el número atómico con los números cuánticos y las propiedades periódicas

para ubicar los elementos en la tabla periódica. Contenido

Estructura atómica

El estudio de la materia y de sus propiedades en el mundo occidental , empezó ya en

la antigüedad , siglo V con los griegos . Se describía el mundo material como la

combinación de cuatro elementos. Tierra , agua , aire , y fuego.

A medida que se iban descubriendo nuevos elementos los

químicos iban descubriendo analogías en sus propiedades.

Existe por tanto una ley natural que relaciona los distintos

elementos y los agrupa en función de sus propiedades.

DÖBERNIER en 1829 , hizo la primera clasificación de os

elementos en triadas , conjunto de tres elementos de

propiedades muy similares. El central tenía el peso atómico

medio de los extremos de la triada.

NEWLAND , 1866 , formuló la ley de las octavas. En aquella

época se hablaba de pesos atómicos y no de masas atómicas.

Estos agrupamientos de ocho elementos permitieron definir las

primeras propiedades periódicas.

MENDELEIEV Y MEYER , 1869 , tomando de partida los estudios anteriores

establecieron la primera tabla de elementos basándose en:

-Colocar los elementos por orden creciente de masas atómicas.

-Agruparlos en función de sus propiedades . En el caso de Mendeleiev en columnas.

Tuvo mérito el dejar espacios libres para los elementos que en

ese momento no habían sido aún descubiertos .Prediciendo

incluso algunas de sus propiedades . Así predijo la existencia del

elemento Germanio , al que inicialmente se le denominó Ekasilicio

por sus propiedades semejantes al Silicio.

Posteriormente a partir de la ley dada por Moseley , 1913 ,

relacionaba la frecuencia de la radiación emitida (rayos X) cuando

incidían electrones sobre los metales , con el denominado número

atómico Z. Por tanto determina que el número atómico es una

propiedad esencial de cada elemento .En la actualidad se sabe

que ese número coincide con el número de protones del núcleo

.Esto permitió asignar lugares definitivos en el sistema periódico.

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• Secuencia isoelectrónica: es aquella que está conformada por iones que al ceder o

aceptar electrones obtienen la misma cantidad de electrones; por ejemplo: Na+,

Mg2+, Cl–, etcétera.

• Efecto pantalla

es aquel capaz de atenuar una fuerza o interacción. En

físicaatómica, el efecto pantalla sobre los electrones

más externos de un átomo se describe como la

atenuación de la fuerza atractiva neta sobre el

electrón, debido a la presencia de otros electrones en

capas inferiores y del mismo nivel energético. El efecto

pantalla es una barrera de electrones deun mismo

nivel, los cuales ejercen fuerzas de repulsión sobre

electrones de mayor nivel, disminuyendo así la

probabilidad de encontrar estos electrones en niveles

inferiores. Cada nivel produce efecto de pantalla; a

mayor número de electrones mayor es el efecto de

pantalla.

En física atómica, se le llama efecto pantalla al efecto que causan los electrones que se

hallan más cerca del núcleo sobre los que están en niveles más externos. Los

electrones que se encuentran en niveles bajos, disminuyen la fuerza de atracción que

ejerce en núcleo, cargado positivamente, sobre los electrones que se encuentran más

alejados del mismo. Además, los electrones de distintos niveles sufren fuerzas de

repulsión, debido a que sus cargas negativas se repelen.

El efecto pantalla es la disminución de la atracción de los electrones externos del

átomo por parte del núcleo. Ello se debe a que los electrones internos (negativos) se

interponen entre los externos y el núcleo positivo neutralizando su carga. Esto hace

que los electrones externos no sientan toda la atracción del núcleo sino una fracción

reducida. Los átomos son neutros si estamos bastante alejados. Un electrón que se

mueva algo lejos del núcleo apenas siente la atracción del mismo porque los otros

electrones neutralizan parte de la carga nuclear. En los átomos que tiene varios niveles

de energía: Los electrones de su último nivel no están siendo atraídos por el núcleo

con la suficiente fuerza debido a que los electrones que se encuentran en niveles

inferiores apantallan esta fuerza electrostática.

PREGUNTAS

1. Realiza la configuración global externa de los siguientes pares de elementos:

Li-K, Cu- Ag, Cr y Mo.

2. Identifica a que grupos y períodos corresponden los elementos anteriormente

analizados.

3. A partir de la información del grupo y período debe identificar el átomo al cual

se está refiriendo la profesora ( cualquier elemento químico)

4. A partir de un elemento determinado debe identificar si el elemento es metal,

no metal o gas noble

5. Cómo se llaman los grupos de elementos que conforman la tabla periódica

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Ficha n°7 : PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Comprender el comportamiento de los electrones en el átomo en base a principios (nociones) del modelo mecano-cuántico.

Aprendizajes esperados

Explicar las propiedades periódicas a partir de la ubicación de diversos átomos en la tabla periódica. Contenido

Estructura atómica

Propiedades Periódicas

- La energía de ionización es la energía mínima necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental o de menor energía, separe un electrón de este átomo gaseoso y así obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental: Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía.Las energías de ionización de los elementos de un periodo aumentan al incrementarse el número atómico. Cabe destacar que las energías de ionización de los gases nobles (grupo 8A) son mayores que todas las demás, debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización. Los elementos del grupo 1A (los metales alcalinos) tienen las menores energías de ionización. Cada uno de estos elementos tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos). Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para sacar un electrón se requiere más energía. Energía de ionización

Figura 1. Aumento de potencial ionización según periodo y grupo

- La afinidad electrónica es el cambio de energía cuando un átomo acepta un electrón en el estado gaseoso:

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Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón. Los elementos que presentan energías más negativas son los halógenos (7A), debido a que la electronegatividad o capacidad de estos elementos es muy alta. La afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de forma ordenada dentro de la tabla periódica, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En forma global es posible encontrar un estándar de variación parecido al de la energía de ionización.

- Electronegatividad: Tendencia que presenta un átomo a atraer electrones de otro cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es altamente electronegativo, por el contrario, si no atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo. Cabe destacar, que cuando un átomo pierde fácilmente sus electrones, este es denominado “electropositivo”. La electronegatividad posee relevancia en el momento de determinar

la polaridad de una molécula o enlace, así como el agua (H2O) es polar, en base a la diferencia de electronegatividad entre Hidrógeno y Oxígeno. En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período y de abajo hacia arriba en un grupo.

Figura 5. Aumento de la afinidad electrónica según periodo y grupo

- Radio atómico: es la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes.

Numerosas propiedades físicas, incluyendo la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Los radios atómicos están determinados en gran medida por cuán fuertemente atrae el núcleo a los electrones. A mayor carga nuclear efectiva los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico. Dentro de un periodo, el radio atómico disminuye constantemente debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. A medida que se desciende en un grupo el radio aumenta según

aumenta el número atómico.

Figura 6. Aumento de radio atómico según periodo y grupo

Figura 7. Aumento de radio iónico según periodo y grupo - Radio iónico: es el radio de un catión o de un anión. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ión, se espera un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño aumenta dado que la carga nuclear permanece constate pero la repulsión

resultante entre electrones extiende el dominio de la nube electrónica. Por otro lado, un catión es más pequeño que su átomo neutro, dado que quitar uno o más electrones reduce la repulsión electrón–electrón y se contrae la nube electrónica. El radio iónico aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta conforme el número atómico, y en un grupo aumenta hacia abajo.

PREGUNTAS

1. Explica cuales son las propiedades periódicas que tienen relación con el tamaño

2. Explica cuales son las propiedades periódicas que tienen relación con la energía

3. Analice en una tabla periódica muda como van cambiando las propiedades

periódicas.

4. Explica, ¿Porqué un anión es más grande en tamaño que un catión?

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Ficha n°8 : ENLACE QUÍMICO Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Comprender el comportamiento de los electrones en el átomo en base a principios (nociones) del

modelo mecano-cuántico. Aprendizajes esperados

Explicar las propiedades periódicas a partir de la ubicación de diversos átomos en la

tabla periódica. Contenido

Estructura atómica

En la Tabla periódica actual existen 118 elementos clasificados, pero si cuentas las sustancias químicas que existen en el mercado, tales como la sal, el azucar, la mayonesa, los jabones, los perfumes, o en la propia naturaleza, como el agua, la azurita, etc., te darás cuenta de que la cantidad de sustancias es muy superior a 118, ¿Cómo se explica esto?. Diversos estudios han demostrado que los elementos en su mayoría son inestables en su estado fundamental, lo que está avalado por la distribución de su nube electrónica. De allí la importancia del planteamiento de Kossel y Lewis, que estudiaras más adelante, que indica que los átomos tienden en una combinación química a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble. Para ello pierden, ganan o incluso comparten electrones con otros átomos, alcanzando estabilidad, señal de la necesidad de formar un enlace químico. Este se define como la fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto, y se clasifica de la siguiente manera:

En 1916, los científicos Walter Kossel y Gilbert Newton Lewis, en forma independiente, establecieron que: “Un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo”. En el mismo ano, G. Lewis, además de establecer la base teórica que explica la conformación de los enlaces, elaboro un sistema de notación para representar los electrones de valencia de cada átomo.

La teoría de Lewis. La regla del octeto.

En 1916 Lewis relacionó el enlace químico con la compartición de un par de electrones por los átomos enlazados. De esta forma, cada pareja de electrones envuelta en un enlace debe ocupar una región del espacio entre ambos átomos, y a efectos de contabilidad, pertenecen a los dos átomos. Esto es lo que se denomina un enlace covalente, y se representa por A-B. Si existieran dos o tres pares compartidos entre dos átomos, entonces el enlace sería doble (A=B) o triple (AºB), respectivamente. Los pares de electrones no compartidos se denominan pares de electrones solitarios. Aunque éstos no contribuyen directamente al enlace, ejercen influencia en la forma de las moléculas y en sus propiedades químicas.

Lewis propuso una explicación para el enlace de un gran número de moléculas mediante la regla del octeto, según la cual, "cada átomo comparte electrones con átomos vecinos hasta alcanzar un

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total de ocho electrones en su capa de valencia". En realidad, esto no es mas que consecuencia de la alta estabilidad de la configuración electrónica de tipo gas noble (s

2p

6), también denominada de

capa cerrada. El átomo de hidrógeno es una excepción a esta regla pues sólo puede llenar su capa de valencia (1s) con un máximo de 2 electrones.

PREGUNTAS

1. Indique cuales son las características de una sustancia molecular y una reticular. 2. Explique cómo se forma un enlace iónico y un enlace covalente a través de un ejemplo. 3. Por qué es importante que los electrones en un enlace cumplan con la regla del dueto o

del octeto.

4. ¿Cuáles son las características de un elemento metálico? 5. Explique las características de los diferentes tipos de enlace covalente y como

determinar su presencia en una sustancia química.

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Ficha n°9 : ENLACE IÓNICO Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Comprender el comportamiento de los electrones en el átomo en base a principios (nociones) del

modelo mecano-cuántico. Aprendizajes esperados

Explicar las propiedades periódicas a partir de la ubicación de diversos átomos en la

tabla periódica. Contenido

Estructura atómica

Compuestos iónicos

Cuando se combinan átomos de elementos metálicos (de bajo potencial de ionización, por lo que es fácil arrancarles electrones) con átomos de elementos no metálicos (de alta afinidad electrónica, por lo que ganan electrones con facilidad) el camino que suelen seguir estos átomos para completar su última capa es que el átomo del metal pierde electrones y el del no metal los gane.

Esto es lo que ocurre cuando se combinan el sodio y el cloro. El sodio tiene un único electrón en su capa más externa, y lo pierde con facilidad. De este modo su capa más externa pasa a ser una capa completa. Por su parte, el cloro tiene siete electrones en su capa más externa y facilidad para ganar otro electrón. De esta forma completa su última capa de electrones. El electrón de la capa más externa del sodio es transferido a la capa más externa del sodio, quedando ambos con su capa más externa completa. En este momento el sodio tiene 11 protones en su núcleo y 10 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de +1, y lo representamos como Na

+. El cloro

tiene ahora 17 protones en su núcleo y 18 electrones en su corteza, por lo que tiene una carga de -1, y lo representamos como Cl

-.

Otros compuestos se forman por el mismo proceso de transferencia. Por ejemplo, cuando se combinan el sodio y el oxígeno para formar el óxido de sodio. En este caso, como el oxígeno sólo tiene seis electrones en su capa más externa, se necesitan dos átomos de sodio, cada uno de los cuales aprota un electrón, para completar la capa más externa del oxígeno. Ambos átomos de sodio tienen 11 protones en el núcleo y sólo 10 electrones en la corteza, por lo que tienen una carga de +1, y los representamos como Na

+. Por su parte, el átomo de oxígeno tiene 8 protones en

el núcleo y 10 electrones en la corteza, por lo que tiene una carga de -2, y lo representamos como O

-2.

El enlace iónico se basa en la transferencia de electrones, con lo que se forman átomos con carga eléctrica, llamados iones. Los iones positivos se llaman cationes, y los negativos, aniones. Una vez formados los cationes y los aniones, se establecen entre ellos fuerzas de atracción electrostática, lo que conduce a la formación del enlace.

La atracción electrostática no se limita a un sólo ión, sino que cada uno de ellos se rodea del número máximo posible de iones de carga opuesta, formando una red cristalina iónica tridimensional. Los compuestos iónicos no forman moléculas independientes.

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PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS a) Puntos de fusión y ebullición elevados b) Sólidos duros y quebradizos c) Baja conductividad eléctrica y térmica al estado sólido PROPIEDADES DE LOS ENLACES. Propiedades de las sustancias iónicas:

•Las sustancias iónicas se encuentran en la naturaleza formando redes cristalinas, por tanto son sólidas. •Su dureza es bastante grande, y tienen por lo tanto puntos de fusión y ebullición altos. •Son solubles en disolventes polares como el agua. •Cuando se tratan de sustancias disueltas tienen una conductividad alta.

PREGUNTAS

1. Explique cómo se forma un enlace iónico 2. Explique las características que presentan los compuestos iónicos con respecto a la

solubilidad en agua. 3. Explique las características físicas que presentan los compuestos iónicos. 4. Clasificar si un tipo de sustancia está formada por un enlace iónico o uno covalente.

Explique el procedimiento para poder determinarlo. 5.

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Ficha n° 10 : INTERACCIONES MOLECULARES Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interacción con otros átomos.

Representar moléculas mediante modelos tridimensionales.. Aprendizajes esperados

Explicar el comportamiento de los atomos y moleculas al unirse por enlaces ionicos, covalentes y de coordinación para formar compuestos comunes como los producidos en la industria, en la

mineria y en los seres vivos. Contenido

Enlace químico

Dentro de una molécula, los átomos están unidos mediante fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos, metálicos o covalentes, principalmente). Estas son las fuerzas que se deben vencer para que se produzca un cambio químico. Son estas fuerzas, por tanto, las que determinan las propiedades químicas de las sustancias.

Sin embargo existen otras fuerzas intermoleculares que actúan sobre distintas moléculas o iones y que hacen que éstos se atraigan o se repelan. Estas fuerzas son las que determinan las propiedades físicas de las sustancias como, por ejemplo, el estado de agregación, el punto de fusión y de ebullición, la solubilidad, la tensión superficial, la densidad, etc.

Por lo general son fuerzas débiles pero, al ser muy numerosas, su contribución es importante. La figura inferior resume los diversos tipos de fuerzas intermoleculares.

Los puentes de hidrógeno constituyen un caso especial de interacción dipolo-dipolo (Figura de la derecha). Se producen cuando un átomo de hidrógeno está unido covalentemente a un elemento que sea:

muy electronegativo y con dobletes electrónicos sin compartir

de muy pequeño tamaño y capaz, por tanto, de aproximarse al núcleo del hidrógeno

Estas condiciones se cumplen en el caso de los átomos de F, O y N.

El enlace que forman con el hidrógeno es muy polar y el átomo de hidrógeno es un centro de cargas positivas que será atraído hacia los pares de electrones sin compartir de los átomos electronegativos de otras moléculas (Figura de la izquierda). Se trata de un enlace débil (entre 2 y

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10 Kcal/mol). Sin embargo, como son muy abundantes, su contribución a la cohesión entre biomoléculas es grande.

Muchas de las propiedades físicas y químicas del agua se deben a los puentes de hidrógeno. Cada molécula de agua es capaz de dormar 4 puentes de hidrógeno, lo que explica su elevado punto de abullición, ya que es necesario romper gran cantidad de puentes de hidrógeno para que una molécula de agua pase al estado gaseoso.

Este enlace es fundamental en bioquímica, ya que:

condiciona en gran medida la estructura espacial de las proteínas y de los ácidos nucleicos y

está presente en gran parte de las interacciones que tienen lugar entre distintos tipos de biomoléculas en multitud de procesos fundamentales para los seres vivos

Las dos hebras del DNA se mantienen unidas mediante los puentes de hidrógeno (en color amarillo) que se forman entre las bases nitrogenadas (que no se muestran en la figura inferior)

PREGUNTAS

1. ¿Cuál es la importancia de las fuerzas intermoleculares

en las moléculas biológicas?.

2. Explique cómo se genera químicamente el puente de hidrógeno.

3. Reconocer a partir de representaciones el tipo de interacciones y nombrar un ejemplo de cada tipo.

4. ¿Cuál es la importancia de la estructura de Lewis en las moléculas?

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Ficha n° 11 : ESTEREOQUÍMICA Y GEOMETRÍA MOLECULAR Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Relacionar la estructura electrónica del átomo con su capacidad de interacción con otros átomos.

Representar moléculas mediante modelos tridimensionales.. Aprendizajes esperados

Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poli atómicos y moléculas en sustancias comunes. - Representar tridimensionalmente la forma de diferentes moléculas,

empleando modelos de varillas y pelotitas u otros. Contenido

ESTEREOQUÍMICA

En 1815, el físico francés Jean Baptista Biot dio los primeros pasos en el campo de la estereoquímica al descubrir la actividad óptica, una propiedad de determinadas sustancias orgánicas que modifican el plano de polarización de la luz polarizada (véase Óptica). En 1848, Pasteur utilizó este principio para separar tartratos mediante luz polarizada. El químico francés Joseph A. Le Bel y el químico físico holandés Jacobus H. van't Hoff explicaron en 1874, de forma independiente, ese fenómeno a partir de la estructura tetraédrica del carbono. Efectivamente, el centro de asimetría del átomo de carbono imprime una rotación inversa a la luz polarizada en cada uno de los “inversos ópticos” o “enantiómeros”. Tres años más tarde, Emil Fischer explicó la estereoquímica de los azúcares, y en la década de 1910 el químico suizo Alfred Werner aplicó la estereoquímica a los compuestos de coordinación La estereoquímica es un avance fundamental con respecto al estudio de la mera fórmula molecular. Se distingue la estereoquímica estática, que estudia la estructura espacial de las moléculas, de la estereoquímica dinámica, que se refiere a las modificaciones de esa estructura durante una reacción química. La estructura de las moléculas no es rígida: los átomos o grupos que las componen pueden ser sometidos a movimientos de rotación y cambiar así de conformación. El estudio de esos cambios se denomina análisis conformacional, un área de la estereoquímica hoy en pleno auge. Es muy importante, sobre todo en las moléculas que presentan un interés desde el punto de vista biológico, conocer con precisión la forma que adopta en el espacio su estructura molecular. Por ejemplo, algunas enzimas presentan una disposición molecular que se puede deformar según el medio, con lo que favorecen o inhiben determinadas reacciones químicas; la estereoquímica permite comprender mejor cómo la hemoglobina transporta el oxígeno en la sangre, o ayudar a determinar la acción de un medicamento sobre una proteína. Por tanto, la estereoquímica explica la complejidad de la estructura molecular y la dinámica de las interacciones intermoleculares. Si pudiéramos observar las moléculas por dentro con un potente lente, veríamos que los átomos que las conforman se ubican en el espacio en posiciones bien determinadas. El ordenamiento tridemensional de los átomos en una molécula se llama geometría molecular.

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En una molécula con enlaces covalentes hay pares de electrones que participan en los enlaces oelectrones enlazantes, y electrones desapareados, que no intervienen en los enlaces o electrones no enlazantes. La interacción eléctrica que se da entre estos pares de electrones, determina la disposición de los átomos en la molécula. Veamos algunos ejemplos. La molécula de agua H2O posee dos enlaces simples O - H y yiene dos pares de

electrones no enlazantes en el átomo de oxígeno. Su geometría molecular es angular. En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en forma precisa la estructura de una molécula particular. Pero en ocasiones basta con aplicar algunos métodos sencillos para obtener una geometría molecular aproximada. Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada, está basada en la repulsión electrónica de la órbita atómica más externa, es decir,

los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo central se separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser lineal, trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal. El modelo RPEV considera para el diseño de la geometría molecular el siguiente esquema: A : corresponde al átomo central. X : ligandos unidos al átomo central. n : número de ligandos unidos al átomo central A. E : pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central. Entendidos estos como los electrones que quedan en torno al átomo en las estructuras de Lewis y que no forman enlaces. m : número de pares de electrones libres.

PREGUNTAS

1. Construir la estructura tridimensional de moléculas aplicando el modelo de RPEV 2. ¿Cuáles son los criterios se deben tomar en cuenta para construir estructuras

tridimensionales? 3. Identificar a partir de imágenes el tipo de geometría molecular 4. Identificar el tipo de enlace que forma una estructura molecular.

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Ficha n° 12 : ESTEQUIOMETRÍA- ECUACIONES QUÍMICAS Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Aplicar las leyes de la combinación química a reacciones químicas que explican la formación de

compuestos comunes. Aprendizajes esperados

Interpretar los datos de una reacción química para predecir y escribir las fórmulas de los compuestos químicos comunes presentes en la nutrición de los

seres vivos, la industria y el ambiente. Contenido

ESTEQUIOMETRÍA

ECUACIONES QUÍMICAS

Una reacción química se representa mediante una ecuación química. Para leer o escribir una ecuación química, se deben seguir las siguientes reglas:

Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción.

A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.

Cuando una ecuación química cumple esta segunda regla, se dice que está ajustada o equilibrada. Para equilibrar reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que intervienen en la reacción.

Nota: estos coeficientes situados delante de las fórmulas, son los únicos números en la ecuación que se pueden cambiar, mientras que los números que aparecen dentro de las fórmulas son intocables, pues un cambio en ellos significa un cambio de sustancia que reacciona y, por tanto, se trataría de una reacción distinta.

Si se quiere o necesita indicar el estado en que se encuentran las sustancias que intervienen o si se encuentran en disolución, se puede hacer añadiendo los siguientes símbolos detrás de la fórmula química correspondiente:

(s) = sólido.

(metal) = elemento metálico.

(l) = líquido.

(g) = gas.

(aq) = disolución acuosa (en agua).

Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se obtienen (llamadas productos). También indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

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Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción.

Importancia de la ecuación química La ecuación química ayuda a visualizar los reactivos que son los que tendrán una reacción química y el producto, que es la sustancia que se obtiene de este proceso. Además se puede ubicar los símbolos químicos de cada uno de los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y poder balancearlos con mayor facilidad y gran rapidez.

Interpretación de una ecuación química Un caso general de ecuación química sería:

donde: A, B, C, D, representan los símbolos químicos de las moléculas o átomos que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado derecho). a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa. La interpretación física de los coeficientes estequiométricos, si estos son números enteros y positivos, puede ser en átomos o moles: Así, se diría de la ecuación de geometría estequiometrica se subdivide en la siguiente: 1. Cuando "a" átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" átomos (o moléculas) de B producen "c" átomos (o moléculas) de C, y "d" átomos (o moléculas) de D. 2. Cuando "a" moles de átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" moles de átomos (o moléculas) de B producen "c" moles de átomos (o moléculas) de C, y "d" moles de átomos (o moléculas) de D. Por ejemplo el hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua (H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe:

PREGUNTAS

1. Calcular las masas atómicas a partir de los porcentajes relativos de los isótopos

de un elemento.

2. ¿Cuál es la importancia de las ecuaciones químicas?

3. Determine la masa molar de una sustancia dada por la profesora.

4. ¿En qué consiste el número de Avogadro?

5. Determinar la formula molecular y la formula empírica de una sustancia a partir

de datos entregados por la profesora.

6. Identificar el tipo de reacción química a partir de ecuaciones entregadas por la

profesora.

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Ficha n° 13 : LEYES FUNDAMENTALES Tema: Propiedades atómicas.

Objetivos Fundamentales de la Unidad Comprender el comportamiento de los electrones en el átomo en base a principios (nociones) del

modelo mecano-cuántico. Aprendizajes esperados

Balancear las ecuaciones de reacciones químicas sencillas aplicando la Ley de Conservación de la Masa..

Contenido Estequiometría

En contraste con los brillantes logros de los científicos en otros campos, el avance la química fue mucho más lento y la revolución científica se produjo en ella en el siglo XVIII con más de un siglo de retrasao respecto a la física. Esto obedeció a que en aquella época los sistemas que servían para estudiar la química eran o debían ser mucho más complejos que los necesarios para el análisis de los problemas astronómicos y físicos por lo que no resultó nada fácil introducir en ellos la medida.

En el siglo XVIII, las técnicas de trabajo experimental, ya conocidas, se perfeccionaron mucho y, además, se complementaron con otras nuevas, como son: La aplicación del soplete para fusiones y calcinaciones, lo que permitió realizar análisis de sustancias con muestras pequeñas. La realización sistemática de reacciones en disolución. El análisis gravimétrico cuantitativo, mediante el cual se

determinan las masas de los compuestos sólidos que aparecen en una reacción. Esta técnica, posteriormente en manos de Lavoisier, alcanzó una nueva dimensión. La mejora de los métodos de manipulación de gases llevó al inglés Joseph Priestley (1733-1804) en 1772 a demostrar experimentalmente la analogía entre la combustión y la respiración, al observar que el aire en que había ardido una vela hasta apagarse espontáneamente volvía a ser respirable y capáz de mantener la combustión después de que las plantas habían crecido en él durante algún tiempo, y en 1774 obtuvo el oxígeno a partir del óxido de mercurio.

Con estos brillantes antecedentes, la época que siguió a ésta es rigurosamente cuantitativa, haciendo de la química más una ciencia que un arte. De aquí que el químico Wurtz, en su Diccionario de Química, la denomineuna ciencia francesa fundada por Lavoisier.

Fruto de ello son las leyes fundamentales de la Química, conocidas también como leyes ponderales, siendo éstas las siguientes:

Ley de conservación de la masa o ley de

Lavoisier. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust. Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton.

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Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter.

Si tuviéramos que decidir cuál es la ley o principio más importante en el campo de la Química no cabría ninguna duda, el principio de consevación de la masa o ley de Lavoisier. Y no por su complejidad, que no tiene ninguna, sino porque su establecimiento, a finales del siglo XVIII, marcó el nacimiento de la química moderna y el abandono de su predecesora, la alquimia. y por ello a su autor, el francés Antoine-Laurent Lavoisier ( 1743-1794) se le conoce como el padre de la química. Se puede enunciar de distintas formas:

La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.

En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

En una reacción química los átomos no desaparecen, simplemente se ordenan de otra manera.

PREGUNTAS

1. ¿Cuál es la importancia de la ley de conservación de la masa? 2. Explique con un ejemplo cada una de las leyes fundamentales 3. Balancee 3 ecuaciones químicas mediante el método algebraico. 4. Explique en qué consiste el balance de ecuaciones.