Siatemas Materiales,.estructura Atomica

Química

Guía de estudio 1 del Bloque 4

Educación Adultos 2000

Secretaría de Educación Subsecretaría de Educación Proyecto Educación Adultos 2000 Coordinador pedagógico: Lic. Roberto Marengo Equipo técnico-pedagógico: Lic. Ayelén Attías Lic. Valeria Cohen, Lic. Daniel López Lic. Norma Merino Lic. Noemí Scaletzky Lic. Alicia Zamudio EQUIPO DE EDICIÓN: Coordinadora de producción de materiales: Lic. Norma Merino Procesamiento didáctico: Lic. Sandra Muler Especialistas consultados: Lic. Mirta Kauderer Lic. Paula Briuolo Colaboración en la edición: Lic. Sandra Muler (pedagógica) Dra. Fabiana Leonardo (legal) Diseño gráfico: Alejandro Cácharo Diagramación: Marcela Castiglione

QUÍMICA BLOQUE 4 Copyright - Secretaría de Educación del Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos Aires Subsecretaría de Educación - Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos Aires Proyecto Educación ADULTOS 2000 Av. Díaz Velez 4265 - Tel./Fax: 4981-0219 (C1200AAJ) - Ciudad Autónoma de Buenos Aires Buenos Aires, Julio de 2002 Queda hecho el depósito que establece la ley 11.723 ISBN 987-549-040-7

Ilustración de portada: Atanor, horno de alquimistas, según grabado antiguo.

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Índice

Química Química

Introducción

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Sobre la organización de las Guías de Estudio

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Sobre la bibliografía sugerida

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Sobre otro recurso recomendado

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Unidad 1: Sistemas Materiales

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Unidad 2: Teoría Atómico-molecular

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Unidad 3: Estructura Atómica

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Introducción

Química Química

En la guía que le presentamos a continuación vamos a iniciar el abordaje de contenidos vinculados con la materia y sus transformaciones.

Sobre la organización de las guías de estudio El Bloque 4 de Química contiene 7 unidades con los temas del Programa de la asignatura. Para facilitar su estudio, Ud. recibirá 2 guías orientadoras. La Guía 1 presenta las unidades 1, 2 y 3. La Guía 2 corresponde a las unidades 4, 5, 6 y 7. Se trata de una propuesta diseñada especialmente para este Programa. Es por ello que el nivel de profundización que se le requerirá para cada tema será diferente, en función de nuestros objetivos. Al comenzar cada unidad incluiremos los contenidos de la misma y los objetivos que esperamos que alcance. Luego, Ud. podrá reconocer dos secciones fijas: a. Orientaciones para la lectura de los temas, en el libro que haya elegido para estudiar. Estas orientaciones intentan guiarlo en el recorrido del texto. En la medida que vaya respondiendo las consignas consultando la bibliografía, estará en mejores condiciones para resolver los ejercicios.

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b. Una propuesta de actividades que iremos sugiriéndole a medida que avance en el estudio. Ud. podrá realizar, adicionalmente, toda la ejercitación que figure en los textos. Resolverla le permitirá seguir avanzando con la lectura o detenerse un poco más en lo anterior, y también, orientarse respecto de cuáles son los temas más importantes. Al final de la Guía 2 se presentará una autoevaluación de todo el bloque con las respuestas correspondientes, que le permitirá darse cuenta en qué medida ha logrado los aprendizajes necesarios. Para estudiar , necesitará disponer de tiempo para leer detenidamente las guías, los textos, resolver los ejercicios y contestar la autoevaluación. No olvide que contará con la ayuda de los consultores que atenderán sus inquietudes, responderán sus dudas y lo orientarán en la tarea. Le aconsejamos que consulte cada vez que lo crea necesario. Discuta con sus compañeros y consultores. Vuelva a buscar apoyo en los textos realizando, si puede, las actividades propuestas. Clarifique al máximo los conceptos, ya que serán los cimientos sobre los que se apoye su comprensión de la asignatura.

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Sobre la bibliografía sugerida En cuanto a los libros de estudio, puede elegir entre los siguientes: • Mautino, José María, Química 4. Aula Taller. Ed. Stella. • Biasioli, Weitz, Chandías, Química General e Inorgánica. Ed. Kapelusz. • Beltrán, Faustino F, Química, Un curso dinámico. Magisterio Río de la Plata.

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Sobre otro recurso recomendado La Enciclopedia de la Ciencia 2.0 de Zeta Multimedia le ofrece otra forma que puede facilitar su aprendizaje. Ud. puede encontrar el CD de la Enciclopedia en la sede de Educación Adultos 2000. Allí encontrará, también, asesoramiento para obtener la información contenida en este medio. Le sugerimos este material como un apoyo más para construir sus conocimientos. Su consulta no es, en modo alguno, obligatoria. La enciclopedia contiene temas de Matemática, Física, Química y Ciencias Naturales. Nuestra propuesta se orienta, obviamente, hacia los temas de Química, a los que se puede acceder de varios modos. El encargado de brindarle ayuda en el Centro de Recursos Multimediáticos para el Aprendizaje de la Sede podrá asesorarlo ampliamente. Los temas de la enciclopedia que se vinculan con este bloque son: estados y cambios físicos, reacciones, elementos químicos, moléculas y compuestos. También puede encontrar información sobre Tabla Periódica y ver la disposición espacial de los átomos en algunas moléculas, buscando en Moléculas Virtuales. Luego de esta introducción, le proponemos comenzar con el trabajo.

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Química Bloque 4

Unidad 1: Sistemas materiales Contenidos

Propiedades intensivas y extensivas. Clasificación de sistemas materiales: homogéneos, heterogéneos e inhomogéneos. Concepto de fase. Soluciones y sustancias puras. Sustancias simples y compuestas. Separación de fases de sistemas heterogéneos. Fraccionamiento de sistemas homogéneos. Elemento. Soluciones : expresión de la concentración. Cambios de concentración. Esperamos que al finalizar esta unidad Ud. pueda: • Identificar propiedades intensivas y extensivas. • Clasificar sistemas materiales. • Reconocer fases y componentes dentro de un sistema material. • Distinguir entre soluciones y sustancias puras. • Reconocer los diferentes métodos de fraccionamiento y de separación de fases. • Calcular concentraciones de diversas soluciones.

Sistemas materiales Usamos la palabra materia cuando queremos referirnos al conjunto de todos los materiales que componen el universo. El suelo, los mares, el sol, las plantas y los animales están hechos de materia.

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Llamamos sistema material a cualquier parte del Universo que se toma para su estudio. Como los sistemas que podemos encontrar presentan distintas características, los clasificamos de acuerdo con ellas. Podemos tener así sistemas homogéneos y heterogéneos. Los sistemas son en general complejos y constan de uno o más materiales. Cada material tiene características particulares que se llaman propiedades. Existe un conjunto de propiedades que sólo dependen de la naturaleza del material. Estas propiedades se llaman propiedades intensivas, como por ejemplo: el color, el olor, el estado físico, la temperatura de ebullición, conductividad eléctrica, etc. Además existen otras propiedades que dependen de la cantidad del material. Estas propiedades se llaman propiedades extensivas, y podemos mencionar como ejemplos: el volumen, la masa, la superficie, etc.

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Realice un recorrido por los textos para comprender los siguientes conceptos. 1. Busque los criterios en que se basa la clasificación de los sistemas materiales en homogéneos y heterogéneos. 2. Lea y analice el concepto de fase. 3. ¿Encuentra alguna similitud entre la definición de fase y la de sistema homogéneo? ¿Cuál?

Pongamos en común lo leído hasta el momento. Habrá notado que lo que diferencia los tipos de sistemas materiales son las propiedades intensivas.

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Por ejemplo, una taza con una infusión de té azucarado es un sistema homogéneo porque tiene el mismo color, sabor, estado físico, etc. en cualquier porción que se analice. Por lo tanto: Si las propiedades intensivas que hayamos analizado son siempre iguales, sin importar la porción del sistema que hayamos tomado, entonces diremos que el sistema es homogéneo. Si, en cambio, alguna de las propiedades intensivas es distinta en alguna parte del sistema, decimos que el sistema es heterogéneo. Por ejemplo, en un vaso con una bebida gaseosa se pueden observar burbujas y líquido; es decir, el sistema tiene distintos estados físicos, y por lo tanto es un sistema heterogéneo. Cada una de las porciones diferentes de un sistema heterogéneo es lo que llamamos fase. Los sistemas heterogéneos presentan discontinuidades o superficies de separación entre fases. Cada fase es un sistema homogéneo porque tiene propiedades intensivas idénticas en toda su extensión. Además pueden existir otros sistemas materiales llamados sistemas inhomogéneos. Se parecen mucho a los sistemas heterogéneos, sólo que no hay separación de fases pues la composición varía tan gradualmente que no podemos distinguirla. Un ejemplo es la atmósfera ya que las capas que la componen no tienen una separación que pueda observarse fácilmente. La composición de los gases de la atmósfera varía muy gradual y lentamente.

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Un sistema homogéneo muy particular: las soluciones Al estudiar la composición de los materiales, los químicos postulan que los mismos están formados por partículas muy pequeñas y no visibles para el ojo humano. Cuando dos o más materiales se mezclan pueden formar soluciones. Las soluciones son sistemas en los cuales no pueden distinguirse sus componentes ni a simple vista ni con microscopio. Por ejemplo: el alcohol, el vinagre, la lavandina son ejemplos de soluciones muy conocidas por Uds. Todas ellas se preparan con agua y otros materiales. Cuando un material está formado por partículas idénticas y en la misma proporción se llama sustancia. Por ejemplo: el azúcar, el hierro y la sal son sustancias. Por el contrario, la madera o el cemento no son sustancias. Por lo tanto: Las soluciones son sistemas homogéneos compuestos por más de una sustancia. Le proponemos que trate de contestar con sus propias palabras, las siguientes preguntas: 1. Un sistema formado por una única sustancia, ¿será siempre homogéneo? ¿Por qué? Piense a partir de las definiciones y trate de corroborar o negar usando ejemplos concretos. 2. Un sistema heterogéneo, ¿está siempre formado por más de una sustancia? ¿Sí? ¿No? ¿Por qué? Busque ejemplos. Tomando en cuenta lo que ya estudió en relación con sistemas homogéneos y heterogéneos, un sistema formado por una única sustancia es casi siempre un sistema homogéneo, ya que está formado por una sola fase.

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Por ejemplo, el bicarbonato de sodio o el agua oxigenada son sistemas homogéneos formados por una sola sustancia . En general, los sistemas heterogéneos están formados por distintas sustancias. Sin embargo, si analizamos el sistema formado por agua líquida y cubitos de hielo, es un sistema heterogéneo ya que tiene dos fases: una fase líquida y otra sólida.

Métodos de fraccionamiento y métodos de separación de fases Cuando nos encontramos frente a sistemas heterogéneos, muchas veces es necesario separarlos en sus fases o porciones homogéneas y, a su vez, éstas en las sustancias que los forman. Los métodos de separación de fases y componentes están relacionados con técnicas distintas y llevan distintos nombres. Permiten separar los componentes de un sistema heterogéneo. Los principales son: tamización, levigación, flotación, filtración, decantación, centrifugación, disolución, separación por magnetismo, tría. La utilización de uno o varios de ellos y su elección dependen de la destreza del operador y del tipo de sistema con el que se trabaje. Los métodos que se usan para separar los componentes de sistemas homogéneos se llaman métodos de fraccionamiento. Basados en ellos se puede decidir si un sistema homogéneo es una solución o una sustancia pura. Si el sistema es fraccionable, se trata de una solución; de lo contrario, se tiene una sustancia pura. Algunos métodos de fraccionamiento muy comunes son: destilación simple y destilación fraccionada.

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Lea en los textos las características de los métodos de fraccionamiento y los de separación de fases, y los casos en los que conviene aplicarlos. Al final de la unidad encontrará ejercitación sobre este tema. Por supuesto, también puede afianzar sus conocimientos resolviendo todos los ejercicios que propongan los textos. Además existen otros métodos llamados métodos químicos mediante los cuales es posible separar algunas sustancias puras en otras más simples. Cuando esto ocurre, las sustancias puras que pudieron separarse reciben el nombre de sustancias compuestas; y las otras, sustancias simples. Por ejemplo si se hace pasar corriente eléctrica, que es un método químico, a la sal de mesa fundida (una sustancia compuesta), se obtienen dos sustancias simples: cloro y sodio. Analicemos el siguiente ejemplo: Suponga que se tiene un sistema material formado por 200 cm3 de agua en el que se han mezclado 12 g de sal de mesa y 5 g de telgopor. Indique para dicho sistema: a. Si es homogéneo o heterogéneo. b. Cantidad de fases que posee. c. Los componentes. d. Métodos que utilizaría para obtener todas las sustancias por separado. Este sistema es heterogéneo a temperatura ambiente pues esa cantidad de agua puede disolver por completo toda la sal, pero no al telgopor. Hay dos fases: una es la fase formada por el agua y la sal disuelta en ella, y la otra es el telgopor.

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Es un sistema formado por tres componentes : sal, agua y telgopor. Para separarlos podríamos usar tría para sacar el telgopor y luego una destilación simple, con lo que se separa el agua de la sal.

Le proponemos ahora la realización de una serie de actividades de aprendizaje. Actividad n° 1 Se tiene un sistema formado por: 200 cm3 de agua, 30 cm3 de aceite común y un corcho. a. ¿De qué clase de sistema se trata? b. ¿Cuántas fases tiene el sistema? c. ¿Qué clase de métodos separativos tendría que usar para obtener las fases por separado?

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Actividad n° 2 Para cada uno de los siguientes enunciados, decida si son correctos o incorrectos señalando con una cruz en la casilla correspondiente (la C, si es correcto; y la I, si es incorrecto). Justifique: ENUNCIADO

C/I

JUSTIFICACIÓN

a. Una sustancia pura es aquella que tiene sus partículas iguales en idéntica proporción. b. Un sistema heterogéneo está formado necesariamente por más de una sustancia. c. La destilación es un método de fraccionamiento adecuado para separar soluciones. d. La filtración es un método que se utiliza para separar sólidos que no se disuelven en líquidos. e. Los sistemas heterogéneos están formados por más de una fase. f. Un sistema homogéneo que no se puede separar por métodos de fraccionamiento es una sustancia pura.

Actividad n° 3 Para cada uno de los sistemas materiales que figuran en la columna de la izquierda, seleccione, entre los métodos de separación que figuran a la derecha, el o los que le parezcan más adecuados para obtener cada componente por separado. Tenga en cuenta que puede utilizar más de uno para cada sistema. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química -

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MÉTODO DE SEPARACIÓN O FRACCIONAMIENTO SISTEMAS ARENA Y AGUA ACEITE Y AGUA AZÚCAR EN AGUA CAFÉ MOLIDO EN AGUA FRÍA CUBITO DE HIELO, AGUA Y SAL TIZA EN POLVO Y LIMADURAS DE HIERRO

Analice las posibles respuestas: 1. En este caso podemos decir que se trata de un sistema heterogéneo, pues el agua y el aceite no pueden mezclarse en forma homogénea, y el corcho flotará en el medio líquido. El sistema tiene tres fases: el corcho, el aceite y el agua. Los métodos utilizados pueden ser, primero la tría para separar el corcho, luego una decantación para separar el agua del aceite. 2. Veamos uno por uno los distintos enunciados: a. Correcto. La justificación está en la propia definición de sustancia. b. Incorrecto. Pueden existir sistemas heterogéneos de un sólo componente. Imagine, por ejemplo, el caso de un cubito de hielo en agua líquida. La sustancia que lo forma es la misma en cada caso; sin embargo, es nítida la superficie de separación entre la fase sólida y la fase líquida. Esto es consistente, además, con el hecho de que el valor de por lo menos una propiedad intensiva es distinto en las dos fases. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química -

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Esa propiedad es el estado físico. c. Correcto. La destilación sirve para separar sistemas homogéneos, por lo tanto, esto incluye a las soluciones. Por otro lado, si separa componentes de un sistema homogéneo es un método de fraccionamiento. d. Correcto. Es cierto porque la filtración sirve para separar sólidos que no se disuelven en líquidos. e. Correcto. Los sistemas heterogéneos presentan propiedades intensivas distintas según las fases que lo componen. f. Correcto. Si el sistema puede fraccionarse, es porque hay más de una sustancia y se trata de una solución. 3. La selección que corresponde es la que figura en el esquema siguiente. MÉTODO DE SEPARACIÓN O FRACCIONAMIENTO SISTEMAS ARENA Y AGUA ACEITE Y AGUA AZÚCAR EN AGUA CAFÉ MOLIDO EN AGUA FRÍA CUBITO DE HIELO, AGUA Y SAL TIZA EN POLVO Y LIMADURAS DE HIERRO

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Volvamos sobre las soluciones 1. Busque en la bibliografía, en el capítulo dedicado a soluciones: la definición de solución, soluto y solvente.

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2. Responda las siguientes preguntas: a. ¿Qué se entiende por solvente? ¿Es la misma definición que la que usamos al decir solvente en la vida diaria? ¿En qué sentido? b. ¿A qué se llama soluto? c. ¿Cuántos solutos componen una solución? d. Si Ud. tuviera 50 cm3 de agua y 50 cm3 de alcohol formando una solución, ¿a cuál de los dos llamaría soluto y a cuál solvente? Luego de contestar estas preguntas, avancemos sobre una clasificación de soluciones según la proporción de soluto en cada solución. Se llama solubilidad de un determinado soluto en una cantidad de solvente dado, a la cantidad máxima de soluto que se puede disolver en dicho solvente. La solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente, y también de la temperatura del sistema. En general, a medida que aumenta la temperatura, también aumenta la solubilidad. Habrá notado que al ponerle una cucharadita de azúcar al té bien caliente, ésta se disuelve por completo y el té está dulce. Luego, el té se va enfriando y cuando Ud. termina de tomarlo encuentra en el fondo azúcar sin disolver. Lo que ocurre es que a la temperatura inicial, la solución de té podía disolver toda el azúcar. Pero al enfriarse la solubilidad disminuyó y ya no pudo disolver el total del azúcar, quedando el excedente en el fondo. Según la cantidad de soluto disuelto en una misma cantidad de solvente, se pueden formar distintas soluciones. Teniendo en cuenta la solubilidad, las soluciones se clasifican en no saturadas, saturadas y sobresaturadas. Trabajaremos sólo con las dos primeras clases.

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Las soluciones saturadas son las que tienen disuelto el máximo posible de soluto a una cierta temperatura, para una determinada cantidad de solvente. Las soluciones no saturadas son las que tienen menor cantidad de soluto que la solución saturada a esa temperatura. Al estudiar soluciones (sc) habrá notado que la relación entre la cantidad de soluto (st) y solvente (sv) es importante. Esta relación se conoce como concentración de las soluciones. Las concentraciones de las soluciones pueden expresarse en porcentajes. Estos porcentajes señalan la cantidad de soluto que hay presente cada 100 unidades de solución. Por ejemplo: • masa/volumen (%m/v; es decir masa de soluto cada 100 ml de solución) • masa/ masa (%m/m; es decir masa de soluto cada 100 g de solución) • volumen/volumen (%v/v; es decir volumen de soluto cada 100 ml se solución) Analicemos un ejemplo: Cuando se prepara una solución que contiene 45 g de sal de mesa en 800 ml de solución total, usando agua como solvente a temperatura ambiente: a. ¿Cuál será la concentración expresada en %m/v? (Cantidad de soluto utilizado cada 100 ml de solución). b. Si se conociera el valor de la masa de la solución y este fuera 820 g. Calcule la masa de solvente.

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a. Calculamos por medio de una regla de tres simple 800 ml sc --------------------- 45 g st. Tienen disuelto 100 ml sc

------------------ X =

100ml . 45g = 5,.625g 800ml

Por cada 100 ml de solución (sc) se tienen 5,625 g de soluto (st) ; por lo tanto, la solución resulta ser 5,625% m/v. b. Calculamos restando las masa de solución y soluto: masasc - masast = masasv 820 g - 45 g = 775 g De modo que la masa del solvente sería de 775 g

Le proponemos nuevamente algunas actividades. Actividad n° 4 Para las siguientes afirmaciones, decida si son verdaderas o falsas y justifique la elección: ENUNCIADO

V/F

JUSTIFICACIÓN

a. Las soluciones saturadas son las que tienen una concentración mayor de soluto que la solubilidad a esa temperatura. b. Las soluciones sobresaturadas forman sistemas heterogéneos ya que la cantidad de soluto disuelto es mayor que la solubilidad a esa temperatura.

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Ahora... un poco de cálculo. Actividad n° 5 Una solución tiene una concentración de 25 % m/m de sulfato de cobre en agua. (El sulfato de cobre es una sal de color azulado que se utiliza en las piletas de natación por sus propiedades como fungicida). Calcular: a. la masa de soluto que habrá en 350 g de solución. b. la masa de solvente que habrá en esas mismas condiciones. c. la cantidad de soluto y solvente que serían necesarios si quisiéramos preparar 1 Kg. de solución con esa concentración.

Analice las respuestas 4. ENUNCIADO a. Las soluciones saturadas son las que tienen una concentración mayor de soluto que la solubilidad a esa temperatura.

b. Las soluciones sobresaturadas forman sistemas heterogéneos ya que la cantidad de soluto disuelto es mayor que la solubilidad a esa temperatura.

V/F

F

V

JUSTIFICACIÓN Las soluciones saturadas son aquellas que tienen la misma concentración que la solubilidad a una temperatura dada. Las soluciones sobresaturadas tienen por lo menos dos fases. Sin embargo, se las llama soluciones porque se puede disolver ese exceso de soluto calentando el sistema.

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5. Seguramente habrá notado que el planteo necesita operaciones matemáticas sencillas y que los problemas de concentración de soluciones se resuelven aplicando la regla de tres, porque son problemas de proporciones. Resolveremos los ejercicios para que confirme los razonamientos realizados. En este problema sabemos que la solución es 25 % m/m de CuSO4 en agua. De modo que hay presentes 25 g de st cada 100 g de sc. a. Calculamos los gramos de soluto que habrá presentes en 350 g de solución. 100 g sc -------------------- 25 g st Tienen disuelto

350 g sc ------------------ X =

350 g . 25 g = 87, 5 g st 100 g

La masa de soluto es de 87,5 g. b. Calculamos haciendo una resta la masa de solvente que habrá en 350 g de solución: masa de sc - masa de st = masa sv 350 g - 87,5 g

= 262,5 g

c. Calculamos la cantidad de soluto y solvente para 1000g sc 350 g sc

-------------------

1000 g sc

Tienen disuelto

------------

X=

87,5 g de st 87,5g . 1000 = 250 g de st 350

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masa de sc - masa de st = masa sv 1000 g de sc - 250 g de st = 750 g de sv Le sugerimos que continúe ejercitando con los problemas planteados en los textos y que revise los materiales hasta alcanzar seguridad en el tema. Si tiene dudas, no vacile en recurrir a los consultores, que le darán su apoyo.

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Química Bloque 4

Unidad 2: Teoría atómico molecular Contenidos Teoría atómica de Dalton. Hipótesis molecular de Avogadro. Masas atómicas y moleculares relativas. Concepto de mol. Volumen molar. Aplicaciones del número de Avogadro. Esperamos que al finalizar esta unidad Ud. pueda:

• Interpretar los postulados de la Teoría atómico-molecular. • Explicar los conceptos de masas atómicas (Ar) y moleculares (Mr) relativas. • Calcular masas moleculares relativas (Mr). • Utilizar el concepto de mol en la resolución de ejercicios.

Teoría atómico-molecular El conocimiento de cómo surgieron los diferentes modelos o teorías explicativas de la ciencia permite entender la necesidad del hombre de encontrar explicaciones acerca del mundo natural. Las primeras ideas acerca de la composición de la materia surgieron a través de la historia, a partir del aporte de los griegos en el siglo V a.C. y han ido cambiando a lo largo del tiempo.

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Leucipo y su discípulo Demócrito propusieron las ideas precursoras de las actuales ya que postulaban que la materia era una acumulación de pequeñas partículas, llamadas átomos, que estaban en continuo movimiento, que se combinaban entre sí y que sólo se diferenciaban por su forma y distribución en el espacio. Aristóteles, el filósofo más importante de esa época, se opuso fuertemente a estos principios, y su postura determinó una demora en el avance de las ideas sobre la discontinuidad de la materia casi 2000 años. Aristóteles consideraba que la materia era indivisible, que no estaba formada por partículas. Sus postulados se basaban en que la materia era única y sólo cambiaba de forma. De este modo, el agua por ejemplo, se transformaba en aire y éste en fuego. En 1800, J. Dalton retomó el concepto de átomo de la escuela griega, y tomando en cuenta los resultados experimentales aportados por los químicos y físicos de su época, elaboró las primeras explicaciones que permitieron interpretar el cambio químico. Para profundizar en este tema:

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1. Lea en los textos los postulados de la teoría atómica de Dalton. 2. Sintetice las ideas atomistas de Dalton que aparecen en sus postulados. Como Ud. habrá leído, en los enunciados de los postulados de Dalton se utiliza el concepto de elemento. Así se llamaba a las sustancias simples formadas por un mismo tipo de átomos. En consecuencia, por ejemplo la sustancia cobre, un elemento, está formada por átomos distintos a los átomos que componen la sustancia hierro, que es otro elemento. Hasta ese momento, las transformaciones químicas, que son los cambios de unas sustancias en otras, como por ejemplo la combustión de un papel, no tenían explicación coherente. En este ejemplo se parte de un material que es el papel y luego de quemarse se transforma en otros materiales como cenizas, humo y vapor de agua.

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Esta teoría permitió explicar una gran cantidad de cambios químicos, como la formación de distintos óxidos de cobre a partir de cobre y oxígeno.

Las limitaciones de la teoría de Dalton A pesar de la variedad de transformaciones químicas que se explicaron con esta teoría, hubo otras a las que no se les encontró justificación. Los resultados de las experiencias con gases, realizados por Gay Lussac contradecían algunas de las afirmaciones de Dalton. Para comprender este problema analicemos el siguiente ejemplo: Gay Lussac comprobó experimentalmente que al combinar 2 litros de hidrógeno con 1 litro de oxígeno se forman 2 litros de agua. Para Dalton debería formarse 1 sólo litro de agua. Resultados experimentales de Gay Lussac

Hidrógeno

Hidrógeno

un volumen

un volumen

Oxígeno

Agua

Agua

dos volúmenes

un volumen

Suposiciones de Dalton

l l

l

l

l

l

l

l

l

¡

l

¡

¡

¡

Ÿ¡Ÿ

¡

un volumen

un volumen

un volumen

un volumen

de hidrógeno

de hidrógeno

de oxígeno

de agua

Esta discrepancias se resolvieron introduciendo el concepto de molécula. Interpretación de los resultados con la teoría atómico molecular.

ŸŸ

ŸŸ

¡¡

Ÿ¡Ÿ

Ÿ¡Ÿ

un volumen

un volumen

un volumen

dos volúmenes

de hidrógeno

de hidrógeno

de oxígeno

de agua

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En 1817, el químico italiano Amadeo Avogadro pudo resolver las contradicciones entre la teoría atómica de Dalton y los resultados de Gay Lussac, formulando lo que se conoce como hipótesis molecular de Avogadro. La formulación de Avogadro respeta algunos de los postulados originales de Dalton, pero introduce la primera noción de molécula como partícula formada por uno o más átomos. De este modo, al cambiar la noción de átomo compuesto de Dalton por la idea de molécula, se pudo resolver la contradicción planteada. Es decir, mientras Dalton consideraba que todos los elementos estaban formados por átomos simples, Avogadro postuló que algunos gases, como el cloro, el hidrógeno o el oxígeno, se encontraban como moléculas formadas por dos átomos iguales. De este modo Avogadro resuelve la controversia entre los resultados experimentales de Gay Lussac y la Teoría Atómica de Dalton postulando la Teoría Atómica Molecular.

Masas atómicas y moleculares relativas Los trabajos de Dalton condujeron a la elaboración de una escala de pesos atómicos. De acuerdo a los resultados experimentales, le asignó el peso de 1 al hidrógeno, que es el más liviano de los átomos. A partir de allí, Dalton elaboró por comparación la primera tabla de pesos atómicos relativos. Cabe aclarar que lo que para Dalton se llamaron pesos atómicos hoy se conocen como masas atómicas. Debido a que es imposible aislar átomos o moléculas y determinar sus masas individuales por tener sus dimensiones tan pequeñas, las masas atómicas debieron determinarse en el laboratorio, a partir de masas medibles.

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De este modo, tomando como referencia la masa de una sustancia simple que se combina con la masa de otra sustancia simple considerada como unidad patrón, se pudo establecer una escala de masas atómicas relativas. Por ejemplo, cuando se combina la sustancia azufre con la sustancia cobre, para dar un compuesto llamado sulfuro de cobre, la masa de cobre siempre es el doble que la del azufre, es decir que, la masa relativa del cobre es dos veces la del azufre. Por lo tanto, decir cuántas veces más es la masa de una sustancia simple que la masa de una sustancia considerada patrón, es expresar su masa relativa conocida como Ar. Actualmente la unidad para las masas atómicas, -en reemplazo de pesos atómicos-, se conoce como u.m.a. (unidad de masa atómica) y se define con relación al carbono como unidad patrón en lugar del hidrógeno. elemento Hidrógeno Carbono

Ar

1

12

Nitrógeno Oxígeno Aluminio Azufre

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(u.m.a)

Los distintos elementos se representan en forma abreviada con un símbolo. Por ejemplo el símbolo del hidrógeno es H y el del oxígeno es O. Además, conociendo los valores de las masas atómicas relativas en u.m.a.s se puede calcular la masa relativa de una molécula que se llama masa molecular. El cálculo de la masa molecular se realiza sumando las masas de los átomos que forman la molécula. Para representar las moléculas, los químicos utilizan fórmulas. Veamos algunos ejemplos sencillos: La molécula de agua está formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno.

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La fórmula del agua es H2O donde el subíndice 2 indica el número de átomos de hidrógeno presente en la molécula. Cuando el subíndice es 1, como en el caso del oxígeno, no se escribe. La molécula de amoníaco está formada por 3 átomos de hidrógeno y 1 de nitrógeno, y la fórmula es NH3. Para calcular la masa molecular relativa ( en adelante Mr) se procede del siguiente modo: 1. Buscar las masas atómicas relativas (Ar ) de los átomos que intervienen. 2. Leer e interpretar la fórmula de la sustancia para saber cuántos átomos de cada elemento componen dicha sustancia. 3. Multiplicar las masas atómicas relativas por el número de átomos presentes en la fórmula de la molécula. Al multiplicar se están sumando las masas atómicas tantas veces como átomos de cada elemento tenga la molécula. Así : • Mr H2O = 2 . Ar H + 1 . Ar O = 2 . 1 + 1 . 16 = 18 • Mr NH3 = 1 . Ar N + 3 . Ar H = 1 . 14 + 3 . 1 = 17 Es muy importante notar que las Ar y las Mr son masas relativas. Esto significa que lo único que nos informan es cuántas veces más pesados que la u.m.a. son estas moléculas o estos átomos. De ninguna manera puede expresarse esta idea como la masa individual de átomos y moléculas en gramos. Que la Mr del H2O sea 18 significa que la molécula de H2O es 18 veces más pesada que la unidad de masa atómica (u.m.a.) pero no que la molécula de H2O pesa 18 g. Para practicar: Calcule las masas molares del oxígeno (O2) y del agua oxigenada (H2O2). Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química -

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Como las moléculas y los átomos tienen dimensiones tan pequeñas, para que una masa resulte significativa y se la pueda medir en una balanza, aún la más precisa y delicada, debemos tener números enormes de partículas. Por esto se trabaja con una unidad muy útil para los químicos llamada mol. Un mol es una unidad numérica, como podría ser la docena , el millar o el billón y equivale a 6,02 . 1023. Este número es el número de Avogadro. Así, al referirnos a un mol de átomos de azufre, estamos diciendo que hay 6,02 . 1023 átomos de azufre. Si hablamos de un mol de moléculas de agua, habrá 6,02 . 1023 moléculas de agua, si tenemos dos moles de moléculas de agua, habrá entonces 2 . 6,02 . 1023 moléculas de agua. Vuelva a los textos y consulte: 1. ¿Qué representa la masa de un mol de moléculas o masa molar? ¿En qué unidades se expresa?

&

2. ¿Qué representa la masa de un mol de átomos? ¿En qué unidades se expresa? 3. Lea la definición de volumen molar. ¿En qué condiciones se determina? Como habrá leído en los textos, el mol representa un número tan grande que es difícil de imaginar. Sin embargo se demostró experimentalmente que cuando se pesa una cantidad en gramos de un elemento igual a su Ar, por ejemplo 32 g de azufre, contiene un mol de átomos de azufre. Por lo tanto, un mol de átomos de azufre pesa 32 g; es decir que 6,02 . 1023 átomos de azufre pesan 32 g. También una masa en gramos de una sustancia igual a su Mr contiene un mol de moléculas. Por ejemplo, un mol de moléculas de agua tiene una masa molar de 18 g. Es decir que 6,02 . 1023 moléculas de agua pesan 18 g. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química -

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Le proponemos las siguientes actividades: Recuerde que es conveniente que resuelva también otros problemas que aparecen en los libros de texto para lograr la comprensión de los conceptos trabajados. Actividad n° 1 Para cada una de las siguientes fórmulas que corresponden a diferentes sustancias: CaO (óxido de calcio) / Na2O (óxido de sodio) / N2O3 (óxido de nitrógeno) / H2SO4 (ácido sulfúrico). Calcular: a. Mr. b. Masa molar. c. Masa de 4 moles de moléculas. d. Número de moléculas que están contenidas en 100 g de cada sustancia. Para resolver este problema, le facilitamos las Ar de los elementos con los que aún no trabajó y un cuadro para volcar los resultados: Ar Na = 23

Ar Ca = 40 CaO

Na2O

Ar S = 32 N2O3

H2SO4

Mr Masa molar Masa de 4 moles de moléculas Número de moléculas en 100 g de sust. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química -

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Actividad n° 2 ¿Cuántos moles de moléculas, y cuántas moléculas de butano hay contenidos en 250 g de butano (C4H10), que es el gas de los encendedores?

Actividad n° 3 Sabiendo que un mol de moléculas en estado gaseoso y condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) ocupa un volumen de 22,4 L. a. ¿Cuál es el volumen de 5 moles de propano (C3H8 ), gas de las garrafas, medido en condiciones normales de presión y temperatura (0ºC y 1 atmósfera)? b. ¿Cuál es la masa que corresponde a ese volumen?

Resoluciones: 1. Vamos a hacer el razonamiento completo para el primer caso, el de CaO. a. Mr = Ar Ca + Ar O = 40 + 16 =56 b. M ( masa molar ) = 56 g / mol. c. Si 1 mol de moléculas --------- 56 g

Tiene una masa de

4 moles de moléculas ------------------- 4 . 56 g = 224 g

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d. Si en 56 g --------- 6,02 . 1023 moléculas Hay en 100 g -------

100 x 6,02 . 10 23 moléculas X = 10,8 . 1023 moléculas. 56g

Para el resto de los cálculos el procedimiento es el mismo. Daremos a continuación las respuestas con el cuadro completo.

Mr Masa molar

Masa de 4 moles de moléculas Número de moléculas en 100 g de sustancia

CaO

Na2O

N2O3

H2SO4

40 + 16 =56

62

76

98

M = 56 g /

M = 62 g /

M= 76 g /

mol

mol

mol

M= 98 g / mol

224 g

248 g

304 g

392 g

10,8 . 1023 moléculas

9,71 . 1023 moléculas

7,92 . 1023 moléculas

6,14 . 1023 moléculas

2. Calculemos primero el Mr del butano : Mr del C4H10 = 4 . ArC + 10 . ArH = 4 . 12 + 10 . 1 = 48 + 10 = 58 Entonces el Mr del butano es 58

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Calculemos ahora el número de moles de moléculas de butano que hay en 250 g de este compuesto: Si 58 g de C4H10 -------------- 1 mol

Es la masa de

250 g de C4H10 -------------

X=

250 g . 1mol = 4,31 moles 58 g

Entonces el número de moles de moléculas de butano es 4,31 Calculemos por último el número de moléculas de C4H10 que hay en 4,31 moles de este compuesto. Si 1 mol de C4H10 ----------- 6,02 . 1023 moléculas

Contiene

4,31 moles de C4H10 -------- X =

4,.31moles . 6,02 . 10 23 moléculas 1mol

X = 25,95 . 1023 moléculas Por lo tanto en 4,31 moles de butano hay 25,95 . 1023 moléculas. 3. a. Si 1 mol (CNPT)

5 moles

------------------------ 22,4 L

Ocupa un volumen de

( ") -----------------------

X=

5moles . 22 ,4L = 112L 1mol

b. Calculamos el Mr para saber cuál es la masa de 1 mol de moléculas. Mr = 44. Entonces, 1 mol de moléculas tendrá una masa de 44g/mol. Si 1 mol ----------------------------- 44 g

Posee una masa molar de

5 moles ------------------------------ 5 . 44 = 220 g

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Esperamos que haya podido comprender y resolver los ejercicios, de todos modos, siga practicando. Esto lo ayudará a adquirir destreza en la resolución de problemas.

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Química Bloque 4

Unidad 3: Estructura atómica Contenidos

Síntesis histórica de la evolución de los modelos atómicos. Noción de modelo. Número atómico y número másico. Isótopos. Composición atómica. Modelo de Bohr. Modelo atómico moderno. Concepto de orbital. Niveles y subniveles de energía. Números cuánticos. Principio de exclusión de Pauli. Configuración electrónica y configuración electrónica externa. Al finalizar esta unidad esperamos que pueda: • Aplicar los conceptos de número atómico y número másico. • Describir el modelo atómico de Bohr. • Enumerar características del modelo atómico moderno. • Conocer el concepto de configuración electrónica de un elemento.

Los primeros modelos atómicos A pesar de que las ideas atomistas tienen su origen en la Grecia antigua hace 2500 años atrás, los primeros descubrimientos y modelos que dan cuenta de la composición del átomo comenzaron recién alrededor de 1850. ¿Qué es un modelo científico? Cuando se trabaja con fenómenos que no son posibles de estudiar mediante la observación directa es necesario interpretarlos a partir de experiencias indirectas.

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Con el resultado de tales experiencias, los investigadores elaboran modelos que sólo son válidos si son aceptados por la comunidad científica. De todos modos, aunque el resultado de la actividad científica es verificable y preciso, siempre tiene carácter provisorio; ya que cuando nuevas experiencias entran en contradicción con el modelo anterior o no pueden ser explicadas con él, el modelo pierde validez. A fines del siglo XIX se produjeron importantes hallazgos que revelaron que el átomo era divisible. El descubrimiento de partículas como el electrón y el protón, y la determinación de su masa y su carga, permitieron conocer con mayor detalle la constitución interna de los átomos. El primer modelo de átomo fue planteado por el físico inglés J.J. Thomson. Este modelo mostraba al átomo como algo parecido a un budín con pasas, donde las pasas eran los electrones. Más tarde, E.Rutherford formula un nuevo modelo según el cual las partículas dentro del átomo se distribuyen en forma similar a los planetas alrededor del Sol. De este modo, los protones se concentraban en el centro o núcleo del átomo, y los electrones giraban alrededor del núcleo como planetas del sistema solar. De acuerdo a los resultados experimentales, el modelo de Rutherford plantea que el átomo tiene un núcleo muy pequeño con carga positiva, que concentra el 99,98% de la masa total del átomo, y los electrones se disponen a gran distancia del núcleo, entre enormes espacios vacíos. Como este modelo planteaba serias limitaciones, N. Bohr postuló en el año 1913 un modelo con el que explicó en forma acabada la constitución y comportamiento del átomo de hidrógeno, y los científicos creyeron haber resuelto definitivamente el problema de la estructura atómica. Sin embargo, experiencias con otros átomos distintos al de hidrógeno mostraron diferencias con las predicciones formuladas por Bohr. Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química -

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Este fracaso, sumado a los descubrimientos de principios de siglo que revolucionaron toda la Física, llevó a crear un modelo atómico mejorado que, hasta el momento, explica satisfactoriamente los resultados de las experiencias atómicas. Este modelo se conoce con el nombre de Modelo atómico moderno y fue el resultado de varias contribuciones hechas por De Broglie, Heissenberg, Planck, Schrödinger, Pauli, etc. El modelo de Bohr resulta importante para comprender el modelo atómico moderno con el cual se trabaja actualmente y que llevó a los científicos a alcanzar notables avances. Con el modelo actual se han explicado los fenómenos atómicos que permiten la terapéutica contra el cáncer, los centellogramas, tomografías o resonancias magnéticas. También contamos con los rayos X y podemos producir energía en cantidades enormes en las centrales nucleares. Lamentablemente son esos mismos avances los que llevaron a la construcción y empleo de las bombas atómicas.

El modelo de Bohr Podemos resumir el Modelo de Bohr con los siguientes postulados: • Los electrones giran alrededor del núcleo a una distancia fija describiendo órbitas circulares, que se denominan también niveles estacionarios. A cada nivel estacionario le corresponde un valor fijo de energía. • Al girar los electrones en sus órbitas no emiten ni consumen energía. • Si el átomo recibe desde el exterior un aporte de energía de cualquier clase, el electrón absorbe energía. Si esto ocurre el electrón pasa a alojarse a órbitas más alejadas del núcleo que tienen mayor energía y decimos que el átomo está en un estado excitado.

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• El electrón vuelve a su nivel estacionario original y emite una cantidad de energía equivalente a la que absorbió para subir de nivel. La energía se emite como luz. Las órbitas o niveles de energía tienen una distribución energética creciente, a medida que se alejan del núcleo, tal como se muestra en la figura. A cada órbita le corresponde un valor de energía determinado. Por ejemplo: órbita 1 : E1 órbita 2 : E2

E1

E2

E3

E4

E1 < E2 < E3 < E4...

¿Cuáles son las partículas fundamentales del átomo? Las partículas que determinan las propiedades de los átomos son: electrones, neutrones y protones. La carga del electrón es negativa, la del protón es positiva y el neutrón no posee carga. Con respecto a las masas de estas partículas elementales, se calculó que la masa del protón y del neutrón son aproximadamente las mismas, mientras que la masa del electrón es casi 2000 veces más pequeña que la de las otras partículas. Como ya estudió en la unidad anterior, las masas de estas partículas se miden también en u.m.a.s.

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Para profundizar en este tema: 1. Busque en los textos las definiciones de número atómico (Z) y de número másico (A).

&

2. Usando las definiciones del punto anterior, piense cómo podría calcularse el número de neutrones de un átomo. 3. Observe dónde se ubican A y Z respecto del símbolo químico de un elemento.

Actividades de aprendizaje Actividad n° 1 1. Calcule cuáles son los números másico (A) y atómico (Z) para el átomo de un elemento compuesto por 15 protones y 20 neutrones. 2. Indique el número de protones, neutrones y electrones que le corresponde al átomo con Z = 18 y A = 37. 3. Repita las instrucciones del ejercicio anterior para los átomos de los siguientes elementos: a.

30 14

b.

20 10

c.

18 8

X

Y O

4. Complete el siguiente cuadro: Elemento C

Z

6

A

Electrones

Neutrones

12

Cl Mg

Protones

17 24

18 12

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Revise las respuestas de las actividades de aprendizaje: 1. Si el elemento tiene 15 protones, entonces, por la definición de número atómico, tiene un Z = 15. El número atómico se define como la cantidad de protones presentes en el núcleo atómico. Como los átomos son eléctricamente neutros, entonces el número atómico también coincidirá con la cantidad de electrones que posee el átomo. De modo que en este caso, la cantidad de electrones será de 15. Si el átomo tiene 15 protones y 20 neutrones, entonces, por definición de número másico tendremos A =35. 2. En este caso partimos de los datos de A y de Z. De modo que, por definición de Z, sabemos que este átomo está formado por 18 protones, y también por 18 electrones. Por último, calculamos el número de neutrones como la diferencia entre A y Z. Así, la cantidad de neutrones será de 19. 3. Estos átomos tendrán: a. 14 protones, 14 electrones y 16 neutrones. b. 10 protones, 10 electrones y 10 neutrones. c. 8 protones, 8 electrones y 10 neutrones. 4. El cuadro quedará completo con las siguientes respuestas:

Elemento

Z

A

C

6

12

Cl

17

Mg

12

Protones

Electrones

Neutrones

6

6

6

35

17

17

18

24

12

12

12

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Isótopos Al analizar muestras purificadas de átomos de un mismo elemento, se encuentra que todos tienen igual cantidad de electrones y protones, pero pueden diferir en la cantidad de neutrones. Por ejemplo, el núcleo de los átomos de Neón, un gas con el que se fabrican algunos carteles luminosos, tiene 10 protones y 10 electrones. Pero algunos átomos tienen 10 neutrones, otros 11 y otros 12. Como resultado hay tres tipos de átomos de Neón. A estas tres variedades de átomos de un mismo elemento se las llama isótopos. Los isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen igual número de protones y electrones (igual Z), pero diferente número de neutrones. Por lo tanto, los isótopos tienen igual Z y distinto A. En la naturaleza los elementos están presentes como mezclas de diversos isótopos. La masa atómica de un elemento, calculada en forma experimental da cuenta de la mayor o menor abundancia natural de cada isótopo. Por ejemplo, en el caso del carbono, el isótopo de mayor abundancia es el carbono 12. Debido a esto la masa atómica del carbono es 12,011; es decir un valor muy cercano al más abundante. Para terminar la unidad daremos una primera aproximación del modelo atómico moderno.

El modelo atómico moderno El modelo de Bohr fue modificado por el aporte de las investigaciones posteriores. El modelo actual sostiene básicamente que los electrones no ocupan una órbita a distancia fija, sino que hay probabilidad de encontrarlos dentro de una determinada región del espacio que rodea al núcleo llamada orbital.

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Cuando se quiere caracterizar e identificar cada uno de los electrones de un átomo, el modelo atómico actual define los números cuánticos, que se representan con las letras n, l, m y s. Para entender mejor este modelo imaginemos que un átomo es como un edificio de departamentos muy especial. Este edificio está construido como una pirámide invertida, con más departamentos arriba que abajo. El electrón es en esta comparación, una persona que está en un departamento de este edificio. Para localizar un electrón en este edificio especial, primero hay que ubicarlo en un piso. Cada piso representa el número cuántico principal n. Este número es el que da idea de la cantidad de energía que tiene el electrón. Existen 7 pisos o 7 posibles valores de n: 1, 2, 3, ……… .. 7 Si n = 1 el electrón estará en el primer nivel de energía. Una vez que se ubica en qué piso está el electrón, hará falta conocer en qué departamento está, y esto depende del número de piso. Esta información se expresa como el número cuántico azimutal l. Este número depende del valor de n. Su valor es n-1, de tal modo que los valores de l son siempre aquellos comprendidos entre 0 y n-1. Por ejemplo: si n = 2, l puede tomar los valores 0 y 1, que son sus dos subniveles, como si en el segundo piso hubiera dos departamentos. A su vez, los valores de l determinan la forma del orbital de cada subnivel. En este caso, para l = 0 se tiene un orbital s; y para l =1, se tiene un orbital p. Es como si cada tipo de departamento tuviera un plano distinto.

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Para ilustrar esta comparación le presentamos esta figura:

l=0 l=1 l=2 l=3 4s 4p 4d 4f n =4 l=0 l=1 l=2 3s 3p 3d n =3 l=0 l=1 2s 2p n =2 l=0 1s n =1

Ampliemos la información con la siguiente tabla:

Valor De l

0

1

2

3

Subnivel

s

p

d

f

Además, cuando se ubica al electrón en un determinado "departamento" o subnivel, hay que averiguar en qué "habitación" está. Esta información se expresa como el tercer número cuántico o número magnético m y está relacionado con el magnetismo del electrón. Depende del valor de l y puede tomar todos los valores enteros comprendidos entre + l y - l. Si el valor de l fuera por ejemplo 3, entonces los valores de m serían -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. En nuestra comparación del edificio, estos valores representarían las distintas habitaciones en las que esa persona podría encontrarse.

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Por último queda definir en qué "posición" está esa persona. Si se considera que sólo puede optar entre dos posiciones, para el caso del electrón tomará una de ellas. Esta información se define con el número cuántico de spin s. Este número indica el sentido de giro del electrón, y solo tiene 2 valores: + ½ y - ½ Para terminar, existe una restricción expresada en el Principio de exclusión de Pauli, que postula que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por lo menos deben diferenciarse en el número de spin. Si retomamos el ejemplo de nuestro edificio especial, esta restricción sería que no podría haber dos personas en una misma habitación ubicadas en la misma posición.

Configuración electrónica De acuerdo al modelo atómico moderno escribir la configuración electrónica (CE) de un átomo significa ubicar sus electrones en sus respectivos niveles y subniveles de energía. Para averiguarla, se necesita conocer el número atómico (Z). Le mostramos a continuación un ejemplo y le sugerimos que consulte la figura de la pirámide: Para Z = 7 CE = 1s2

2s2

2p3

Donde: • Los números representan los niveles de energía que posee este átomo. En este caso el átomo tiene 2 niveles, es decir n = 1 y n = 2. • Las letras s y p representan los subniveles de energía de cada nivel. Por ejemplo cuando n = 2, hay dos subniveles: 2s y 2p.

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• Los superíndices expresan la cantidad de electrones que hay en cada subnivel. En este caso, 1s2 quiere decir que tiene dos electrones en el subnivel. En particular, se llama configuración electrónica externa (CEE) a la distribución de los electrones del último nivel de energía. Para Z = 9 CE= 1s2

2s2

2p5

La configuración electrónica externa es 2s2 2p5 porque el número 2 representa el mayor nivel de energía del átomo.

Le proponemos algunas actividades para aplicar lo aprendido Actividad n° 2 1. Indique cuáles de los siguientes átomos son isótopos. Justifique la respuesta. •

Elemento

A

Z

1

14

6

2

35

17

3

39

20

4

12

6

5

40

20

6

37

17

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2. Complete la tabla con los números cuánticos m y s. n 4

l

m

s

1

3. Determine el valor del número cuántico que falta para describir cada electrón: a. n = 2, l = 0 ,

m=

,

s = + 1/2

b. n = 3, l =

,

m = 2,

s = - 1/2

c. n = 3, l = 1 ,

m = -1,

s=

4. Para las siguientes afirmaciones, decida si son verdaderas o falsas y justifique las elecciones: AFIRMACIÓN

V/F

JUSTIFICACIÓN

a. En el segundo nivel de energía pueden existir orbitales s, p y d. b. El modelo atómico actual considera que orbital es sinónimo de órbita. c. Dos electrones de un mismo átomo deben tener los valores de sus cuatro números cuánticos iguales. d. Se puede decir que los átomos son fundamentalmente espacios vacíos.

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Revisemos las respuestas: 1. El análisis de la tabla nos permite ver que: • Los elementos 1 y 4 son isótopos entre sí. • Los elementos 2 y 6 son isótopos entre sí. • Los elementos 3 y 5 son isótopos entre sí. 2. La tabla completa es

n

l

m

s

4

1

-1,0,1

+1/2 -1/2

3. La respuesta, en cada caso, es: a. n = 2, l = 0, m = 0 , s = +1/2 b. n = 3, l = 2 , m = 2 , s = -1/2 c. n = 3, l = 1, m = -1, s = +1/2 ó -1/2 4. El cuadro completo es el siguiente: AFIRMACIÓN

V/F

a. En el segundo nivel de energía pueden existir orbitales s, p y d.

F

JUSTIFICACIÓN Para el nivel 2 (n = 2) los posibles orbitales son los que tengan valores de l = 0 ó l = 1. Lo que significa orbitales de tipo s ó p

b. El modelo atómico actual considera que orbital es sinónimo de órbita.

F

Para el modelo atómico actual un orbital es el espacio donde es probable encontrar al electrón. En tanto que una órbita indicaba, según el modelo de Bohr, la trayectoria circular que describía el electrón.

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AFIRMACIÓN c. Dos electrones de un mismo átomo deben tener los valores de sus cuatro números cuánticos iguales. d. Se puede decir que los átomos son fundamentalmente espacios vacíos.

V/F F

JUSTIFICACIÓN Contradice el principio de exclusión de Pauli

V

El modelo de Rutherford plantea que el átomo tiene un núcleo muy pequeño, y los electrones se disponen a gran distancia de él, entre enormes espacios vacíos.

Esperamos que haya podido comprender los conceptos fundamentales de la unidad. Como habrá podido observar, en algunos casos profundizamos los temas más que en otros. Esto se debe a que nos ajustamos a los objetivos de nuestro programa dejando de lado aquello que excede este nivel de enseñanza. Las siguientes 4 unidades formarán parte de la Guía de estudio 2.

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