Anexo -Tarea 1_Maria Dioselina Gómez

Universidad Nacional Abierta y a Distancia Investigación Investigación - VIACI

–

UNAD - Vicerrectoría Vicerrector ía Académica y de

Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General

Programa: Ciencias Básicas Código: 201102

Anexo - Tarea 1

________________________ ________________________ MARIA DIOSELINA GOMEZ ________________________ ________________________ Nombre y apellidos del estudiante _____________________ _____________________ _INGENIERIA AMBIENTAL ____________________ ____________________ Programa Académico Académico

Contacto: __________ [email protected] [email protected] _____________ Correo electrónico electrónico institucional institucional Universidad Nacional Abierta y a Distancia marzo, 2018


–




Introducción _________________________ ___________ ____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ ________ _________________________ ___________ ____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ ________ _________________________ ___________ ____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ ________ _________________________ ___________ _____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ _______ _________________________ ___________ ____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ ________ _________________________ ___________ ____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ ________ _________________________ ___________ ____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ ________ _________________________ ___________ ____________________________ ____________________________ ___________________________ _____________________ ________


–




Ejercicio 1. Estructura de los átomos.

Tabla 1. Modelos atómicos.

Pregunta

Modelos Atómicos

Respuesta

Universidad Nacional Abierta y a Distancia Investigación - VIACI

–

UNAD - Vicerrectoría Académica y de



a) ¿Qué son los modelos atómicos, cuántos existen y qué utilidad tienen?.

Un modelo atómico, por lo tanto, consiste en representar, de manera gráfica, la materia en su dimensión atómica. El objetivo de estos modelos es que el estudio de este nivel


–




material resulte más sencillo gracias a abstraer la lógica del átomo y trasladarla a un esquema. Existen distintos tipos de modelos atómicos. El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford, por ejemplo, es un modelo cuantizado del átomo que se desarrolló para dar explicación a la forma en que los electrones logran trazar órbitas que resultan estables en torno al núcleo. Este modelo funcional no se basa en la representación física del átomo: se orienta, en cambio, a usar ecuaciones para explicar su funcionamiento. El modelo atómico de Schrödinger , por su parte, es un modelo cuántico no relativista sustentando en la resolución de la llamada ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica. Personaje este, el citado Erwin Schrödinger, un físico austríaco que fue galardonado en el año 1933 con el Premio Nobel de Física por haber llevado a cabo lo que era el desarrollo de la mencionada ecuación de Schrödinger que está considerado como el fundador del método atómico actual. A través de ella lo que se consigue es realizar la


–




descripción de la evolución temporal de lo que es una partícula masiva pero no relativista. En concreto, como decíamos anteriormente, este científico está considerado como el padre del modelo atómico actual que también es conocido con el nombre de “Ecuación de Onda”. Una denominación bajo la cual se enclava una fórmula matemática que tiene como principios valores tales como la dualidad de la materia, la llamada probabilidad en un lugar de certeza, los niveles de energía o estados estacionarios así como la presencia de un núcleo atómico con respecto a las partículas conocidas. Otro modelo atómico es el de Thomson, también conocido como modelo del pudín. Se trata de una teoría propuesta por Joseph John Thomson (quien descubrió el electrón) acerca de la estructura atómica. Por último podemos mencionar al modelo atómico de Rutherford, ideado por Ernest Rutherford para brindar una explicación sobre el resultado de sus experimentos con


–




láminas de oro. Este físico y químico indicó que los átomos disponen de electrones y que éstos se hallan girando alrededor de un núcleo central. Dicho núcleo, para Rutherford, concentraría casi la totalidad de la masa y toda la carga positiva de un átomo. De la misma forma tampoco podemos pasar por alto el modelo atómico de Dalton. A principios del siglo XIX sería cuando vio la luz dicho planteamiento que, aunque tenía ciertos errores, supuso un hito muy importante en aquel momento y es que ofreció unos importantes avances en lo que respecta a la estructura de la materia. Entre los principales pilares de dicha teoría destacan ideas como que la materia está conformada por partículas denominadas átomos, que los átomos que pertenecen a un mismo elemento son idénticos o que estos citados átomos no se pueden dividir.

Cuadro comparativo


–


Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General Modelo atómico actual Los orbitales geométricas.

atómicos

tienen

distintas


Modelo atómico de Bohr formas En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:

1. Los electrones orbitan el núcleo del átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas. 2. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios. 3. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas De cualquier modo, el modelo atómico mecano-cuántico órbitas. encaja muy bien con las observaciones experimentales. 4. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital. De este modelo sólo diremos que no se habl a de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en La cuarta hipótesis asume que el valor mínimo de n es 1. Este la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. valor corresponde a un mínimo radio de la órbita del electrón de 0,0529 nm. A esta distancia se le denomina radio de Bohr. Un electrón en este nivel fundamental no puede descender a PRINCIPIOS QUE FUNDAMENTAN EL MODELO niveles inferiores emitiendo energía. En la simulación que tienes a la derecha puedes elegir entre distintos tipos de orbitales y observar su forma geométrica, se simula mediante una nube de puntos, siendo la máxima probabilidad de encontrar al electrón en la zona en que la densidad de la nube electrónica es máxima.


–


Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General 1. Pr inc ipio de onda-partíc ula de B rog lie: Señala que la materia y la energía presentan caracteres de onda y partícula; que los electrones giran por la energía que llevan y describen ondas de una longitud determinada. 1. Pr incipio es tacionario de B ohr: El mismo que señala que un electrón puede girar alrededor del núcleo en forma indefinida.


Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro

1. Principio de incertidumbre de Heisenberg: Determina que es imposible conocer simultáneamente y con exactitud la posición y velocidad del electrón

Tabla 2. Elección del elemento Químico. Pregunta Elegida


–




¿Qué efectos contaminantes tiene las moléculas de monóxido de Carbono(CO), dióxido de carbono(CO2), metano(CH4), dióxido de azufre(SO 2) y ozono(O3) en el ambiente y cuales son sus principales fuentes? Resumen de la búsqueda realizada(Máximo 100 palabras) El ozono (O3), tal y como ya se ha señalado, es un gas invisible e incoloro, altamente corrosivo e irritante, componente natural d e la estratosfera, en la que desempeña un efecto filtrante de la radiación ultravioleta muy positivo. Sin embargo, es un contaminante en la troposfera Tenemos dos compuestos dentro de este grupo: CO2 y CO. El primero es inocuo para la salud humana, es uno de los gases causantes del efecto invernadero; sin embargo, el CO puede causar la muerte al ser inhalado. El CO es un gas incoloro, insípido e inodoro. Al ser inhalado, penetra al torrente sanguíneo uniéndose allí a la hemoglobina, proteína encargada de transportar el oxígeno. Esta unión es muy fuerte, formándose la carboxihemoglobina, si los niveles de CO se mantienen y no se renueva el aire, llega un momento en el que se satura la hemoglobina de la sangre con moléculas de CO, impidiendo que el oxígeno se una a la hemoglobina, y por lo tanto, que sea transportado, con lo que se produce la muerte por asfixia Se pueden formar dos óxidos de azufre: dióxido (SO2) y trióxido de azufre (SO3), son gases incoloros, teniendo el SO2 olor ac re e irritante. Se producen siempre que haya una combustión de combustibles fósiles sólidos o líquidos; el tiempo de residencia del


–




SO2 en la atmósfera suele ser bajo, reacciona con facilidad, oxidándose o formando H2SO4 o sulfatos. Se puede producir la deposición seca o húmeda (lluvia ácida) El metano CH4 es uno de los principales gases del efecto invernadero, su efecto negativo sobre el calentamiento del planeta es 21 veces mayor que el del dióxido de carbono. El metano se produce por fuentes naturales, por ejemplo, los de pósitos orgánicos del fondo oceánico o las turberas congeladas de Liberia y por grandes industrias durante la fabricación de sus productos, o como resultado de su propia actividad como por ejemplo la agricultura, la minería de carb ón, la producción de gas natural y los vertederos municipales.

Referencias

CIMA Centro de Investigación en Medio Ambiente Recuperado de https://www.airecantabria.com/efectos-salud.php Febrero 22 de 2019 Azufre

Elemento Escogido

Tabla 3. Numero cuánticos. Distribución electrónica no abreviada S Elemento

Símbolo

S

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Electrones no apareados

2


–



n

Números cuánticos l ml

3

2

0


ms

+1/2

Ejercicio 2. Tabla y propiedades periódicas.

Figura 1. Página Ptable en línea. Consultado el 6 de junio del 2018 y disponible en línea: https://www.ptable.com/?lang=es# Tabla 4. Composición y estructura del elemento. Pregunta

Respuesta


–


Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General De acuerdo a la distribución electrónica mencione el grupo y periodo en el que se encuentra el elemento seleccionado, justificando su respuesta.


El Azufre tiene una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4, por tanto pertenece al Grupo VIA: 3s2 3p4 y al Periodo 3: 3p4

Escoja un elemento atómico del grupo 2 y compare S radio atómico 127 pm si su elemento tiene mayor o menor tamaño Mg radio atómico 160 pm atómico El S (Azufre) tiene menor radio atómico, que el Magnesio. En la tabla periódica, ¿cómo cambia el potencial de ionización (PI) de los elementos, su elemento tiene mayor PI que el Molibdeno?


–




Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá. En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la tendencia que supone esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor. En cada segmento periódico, los gases raros tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.









El Azufre (S) tiene mayor potencial de ionización que el Azufre (s).El PI S=10.31, El PI Mb=7.35, por lo que es


–




más fácil desprenderle los electrones de última capa de energía.

Explique por qué la electronegatividad según Pauling, del Rubidio, es mayor que la del Francio. Mencione si su elemento es más o menos electronegativo que el Teluro (Te).

La electronegatividad es un concepto químico más que una propiedad de los elementos aunque, por supuesto, el valor de dicha magnitud depende de su comportamiento químico. La electronegatividad (EN) mide la mayor o menor atracción -y, por tanto, desplazamiento- que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

Su valor se determina a partir de una escala. La más utilizada es la de Pauling, en la que, de forma arbitraria, el F tiene EN 4,0 y el Cs 0,7.


–




Ésta es la propiedad relevante en relación con la capacidad de combinación de los átomos y el tipo de enlace que forman. Fíjate en la imagen para deducir cómo evoluciona la EN. El color rojo indica valores altos de la propiedad, y el amarillo valores bajos. El color gris indica que no hay datos: como los gases nobles no forman enlaces, no se puede determinar EN para ellos.


–




El Rubidio tiene mayor electronegatividad que el Francio puesto que tiene un mayor número de electrones que permiten la atracción de electrones y atraerlos hacia el Francio.


–




Electronegatividad Azufre (S)=2.58 (Ep) Electronegatividad Telurio (Te)=2.1 (Ep) El Azufre tiene mayor electronegatividad que el Telurio. Identifique para qué se usan los números de oxidación en un elemento o molécula.

El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos

Escoja un elemento atómico del grupo 2 y compare (S) Afinidad Electrónica 200 Kj/mol si su elemento tiene mayor o menor afinidad (Be) Afinidad Electrónica 0 Kj/mol electrónica. El Azufre (S) tiene menor afinidad electrónica que el Berilio (Be) B. Figura 2. Esquema de Tabla periódica.


–


Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11 12

13


14

15

16

17

IA

18 VIIA

H

IIA

III A B

Li

Be

Na

Mg

K

Ca

Rb

Sr

Ru

Cs

Ba

Os

Fr

Ra

Hs

III B Sc

IV B Ti

VB V

VIB VII B Cr Mn Fe

VII IB Co Ni

IB

IIB

Cu

Zn

IVA VA C Si

Ga

Ge

Figura 2. Esquema de Tabla periódica Tabla 5. Variaciones presentadas en propiedades periódicas. Pregunta

Respuesta

N

VIA VII He A O F Ne

As

Cl

Ar

Se

Br

Kr

Te

I

Ce

At

Rd


–




¿Cómo varía el tamaño atómico de los elementos en la tabla periódica?

Los elementos están acomodados de acuerdo con su número atómico, en filas horizontales, llamadas periodos y en columnas verticales, conocidas como grupo o familias, los elementos se dividen en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Un metal es un buen conductor del


–




calor y la electricidad, en tanto que un no metal generalmente es mal conductor del calor y la electricidad. Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales no metales. En un grupo el radio aumenta a medida que se desciende en el grupo, ya que se va ocupando capas electrónicas más extensas, esta es la tendencia de todos los grupos de la tabla. En un periodo el radio disminuye al avanzar en un periodo, a que la última capa ocupada sigue siendo la misma, mientras que la carga positiva del núcleo aumenta.


–




¿Cómo se comporta el potencial de ionización en la tabla periódica?

Es la cantidad de energía necesaria para arrancar o remover un electrón de un átomo neutro en estado fundamental. Es decir, el átomo se convierte en un ion positivo (catión) .La energía de ionización disminuye al descender en un grupo de la tabla periódica ya que la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar que está en el nivel


–




energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado y necesita menos energía para ser separado del átomo, La energía de ionización crece al avanzar en un período ya que al avanz ar en un período, disminuye el tamaño atómico y aumenta la carga positiva del núcleo, sí, los electrones al estar atraídos cada vez con más fuerza, cuesta más trabajo arrancarlos


–




¿Cómo disminuye la electronegatividad en la tabla periódica?

La electronegatividad es una propiedad periódica que varía de l a siguiente forma: En un grupo: al ir descendiendo dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta y la energía de ion ización disminuye, lo que indica que los electrones se ven menos atraídos y por lo tanto la electronegatividad disminuye de arriba abajo.


–




En un periodo: cuando nos desplazamos a través de un periodo disminuye el radio atómico y aumenta la energía de ionización, haciendo que sea cada vez más difícil extraer un electrón. En consecuencia, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha.

¿Cómo aumenta la afinidad electrónica en la tabla periódica?


–




La afinidad electrónica aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto pantalla no es potente o cuando crece el número atómico. Visto de otra manera: la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo hace la electronegatividad.

Ejercicio 3. Enlaces químicos y fuerzas intermoleculares. Tabla 6. Preguntas enlaces químicos.

Pregunta

pregunta desde el ítem A al E

A. Ordene de forma creciente y justificada la polaridad de las siguientes moléculas a) HCl b) HBr c) HI d) HF

Respuesta.


–


Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General B. Describa la estructura geométrica del agua y como se dan los puentes de hidrogeno. C. Indicar si la siguiente frase es correcta, justificando la respuesta: El cloro(Cl2) es un gas mientras que el cloruro de sodio es una estructura cristalina a temperatura ambiente. D. Identifica los tipos de fuerzas intermoleculares que pueden surgir en las siguientes moléculas: (a) NaCl, (b) CO 2, (c) H2O. E. Comparar la polaridad de las moléculas CO 2 y SO2 pregunta desde el ítem F al J A. Escriba la estructura de Lewis para las moléculas CO2 y HNO2. B. Describe la estructura de Lewis para la especie química NH 4+ C. Escriba la estructura de Lewis para el cloruro de fosforo, PCl5. Explique con la configuración



–


Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General electrónica de uno de los elementos, por qué existe un octeto expandido. D. Realice la estructura de Lewis para la especies NF3, NO2- y NO3 - . E. Esquematice la estructura de Lewis para el H2S indicando la geometría molecular y su momento dipolar Ejercicio 4. Estados de la materia y leyes de los gases. Tabla 7. Diagrama de fases. Diagrama de fases



–



Pregunta escogida


Respuesta


–




3. Especificar el estado en que se encuentra el agua en las siguientes coordenadas de temperatura y Presión 1 temperatura -100 C estado solido presión. °

Presión 1 temperatura -20 C estado liquido °

Presión(atm)

1 1 0,01 100 1000

Temperatura(ºC)

-100 -20 -80 0 80

Presión 0,01 temperatura –80 C estado solido °

Presión 100 temperatura 0 C estado solido °

Presión 1000 temperatura 80 C estado liquido °


–




Tabla 8. Problema de Leyes de gases. Enunciado del Problema

En una jeringa se almacena 450 mL de H2 a una temperatura de 65ºC y 356 mmHg de presión. Calcular el cambio de cada una de las siguientes magnitudes. Datos:    

= 0.45  = 0.47  = 50  = 0.47 

Cálculos

a. La presión en atmosferas si se mueve el émbolo hasta un volumen final de 235 mL y la temperatura sigue constante 1 ⋅ 1 = 2 ⋅ 2  = 0.450   = 0.47   = 0.235   = ? 2 = 1 ∗ 1 2 2 = 0.47  ∗ 0.450 0.235  2 = 0.9 


–




b. La temperatura, si se duplica la presión y el volumen sigue constante. 11 = 22  = ° + 273  = 65° + 273  = 338   = 0.47   = 0.94   =?  2 = 1 ∗ 1 2 2 = 0.47  ∗ 338  0.94 


–




2 = 169 

c. El volumen en Litros si la temperatura cambia a 100ºC y la presión sigue constante.    

= = = =

0.45  ° + 273 65° + 273 338 

 =?  = 100° + 273  = 373   

=

 

2 = 1 ∗ 2 1 2 = 0.45 ∗ 373 


–



Programa: Ciencias Básicas Código: 201102 338 

2 = 0.50 

d. Calcular la masa de gas presente en la condición inicial utilizando la ecuación de gases ideales. .  =  =

 = 0.082  = 0.45   = ° + 273  = 65° + 273

       


–




 = 338   = 0.47 =

0.47   0.45  = 0.0076  2    0.082  338    

0.0076  2 

Ley de gases que Aplica.

2  2 1   2

= 0.015   2

Ley de Charles, Ley de Boyle, Ley de Gay Lussac y Ecuación de estado de los gases


–


Escuela: Escuela de Ciencias Básicas Tecnología e Ingeniería Curso: Química General Ejercicio 5. Nomenclatura de compuestos inorgánicos. Tabla 9. Interrogantes del elemento escogido. Al(OH)3 N. Stock: Molécula: N. Sistemática: Función: N. Tradicional: N. Stock: Molécula: HNO 3 N. Sistemática: Función: N. Tradicional: Molécula: Función:

MgSO4

Molécula: Función:

PtO2

Molécula: Función:

N. Stock: N. Sistemática: N. Tradicional: N. Stock: N. Sistemática: N. Tradicional: N. Stock: N. Sistemática: N. Tradicional:


Hidróxido de Aluminio (III)

Trihidróxido de Aluminio Hidróxido Alumínico Ácido trioxonítrico (V) Trioxonitrato (V) de hidrógeno Ácido nítrico Sulfato de Magnesio

Tetraoxosulfato (VI) de Magnesio Sulfato magnésico Oxido de Platino (IV) Dióxido de Platino Oxido de Platinico


–




Conclusiones ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________ ____________________________________________________________________________


–




Bibliografía Estructura de los átomos.

- Doña, R. J. et al. (2014). Química. (pp. 54 -75) ES: Universidad de Las Palmas de Gran Canaria. Servicio de Publicaciones y Difusión Científica. Recuperado dehttp://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2460/lib/unadsp/reader.action?ppg=55&docID=3227579&tm=1531 763512796 Tabla y propiedades periódicas.

- Sienko, M. & Plane, R. (2009). Química: principios y aplicaciones. (pp. 78-87). México, D.F., MX: McGraw-Hill Interamericana. Recuperado dehttp://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2460/lib/unadsp/reader.action?ppg=91&docID=3194041&tm=1531 763799381 Enlaces químicos y fuerzas intermoleculares.

- Sienko, M. & Plane, R. (2009). Química: principios y aplicaciones. (pp. 155-164). México, D.F., MX: McGraw-Hill Interamericana. Recuperado dehttps://bibliotecavirtual.unad.edu.co:2538/lib/unadsp/reader.action?ppg=168&docID=3194041&tm=15 32498905329

Anexo -Tarea 1_Maria Dioselina Gómez

Recommend Documents