Índice UNIDAD I Estructura de la materia ................................................................ ............................
4
Capítulo 1 Átomo .................................................................................................................................... 5 Capítulo 2 Especies químicas ................................................................................................................ 12
Capítulo 3 Estructura del átomo............................................................................................................. 19 Capítulo 4 Modelos atómicos ................................................................................................................ 25 Capítulo 5 Modelo atómico de Rutherford / Bohr ................................................................................. 38 Capítulo 6 Mecánica Cuántica ............................................................................................................... 50 Capítulo 7 Teoría atómica moderna ...................................................................................................... 59 Capítulo 8 Ideas atómicas ...................................................................................................................... 66
Capítulo 9 Números cuánticos .............................................................................................................. 71 Capítulo 10 Conguración electrónica ................................................................................................... 78 Capítulo 11 Kernell ................................................................................................................................ 84 Capítulo 12 Conguración de iones ....................................................................................................... 89
UNIDAD II Tabla Periódica ............................................................. ............................................ 95 Capítulo 1 Reseña histórica de la Tabla Periódica .................................................................................. 96 Capítulo 2 Ley periódica moderna....................................................................................................... 105 Capítulo 3 Propiedades periódicas ...................................................................................................... 113 Capítulo 4 Tabla Periódica .................................................................................................................. 121
Química UNIDAD III Enlace químico ......................................................... ................................................. 126 Capítulo 1 Notación Lewis ................................................................................................................. 127 Capítulo 2 Enlace iónico ...................................................................................................................... 132 Capítulo 3 Enlace covalente ................................................................................................................ 138 Capítulo 4 Covalente coordinado ....................................................................................................... 145 Capítulo 5 Enlace interatómico ........................................................................................................... 150
UNIDAD IV Nomenclatura inorgánica ....................................................... .................................. 155 Capítulo Estado de1oxidación ........................................................................................................... 156 Capítulo 2 Grupo funcional ................................................................................................................. 161 Capítulo 3 Nomenclatura de iones ..................................................................................................... 166 Capítulo 4 Óxidos .............................................................................................................................. 171 Capítulo 5 Hidróxidos y ácidos oxácidos ............................................................................................ 176 Capítulo 6 Funciones inorgánicas ....................................................................................................... 181 Capítulo 7 Hidruros y ácidos hidrácidos ............................................................................................. 186 Capítulo 8 Sales .................................................................................................................................. 192
Capítulo 9 Nombres comerciales ........................................................................................................ 197 Capítulo 10 Nomenclatura .................................................................................................................... 203
TRILCE
Estructura de la materia La primera célula sintética desata la polémica
es la manipulación de la vida, la eugenesia", estima el obispo. La eugenesia es la manipulación de los genes para mejorar los rasgos hereditarios.
"El hombre viene de Dios, pero no es Dios".
Para el teólogo Bruno Forte, arzobispo de Chieti-Vasto, en el centro de Italia, la preocupación se puede resumir en una pregunta: ¿es científicamente posible e igualmente justo desde el punto de vista ético?
Las altas instancias de la Iglesia Católica italiana han mostrado su perplejidad y su inquietud por la creación de la primera célula viva dotada de un genoma sintético. Dicen estar en guardia contra "un salto a lo desconocido" potencialmente "devastador".
La respuesta reside "en un parámetro que nos une a todos, no solo a los cristianos: la dignidad de la persona humana", ha declarado Monseñor Forte al periódico 'Corriere della Sera'.
"En manos erróneas, esta novedad de hoy podría traer mañana un salto devastador hacia lo desconocido", comentó el obispo Domenico Mogavero, presidente de la comisión de asuntos jurídicos de la Conferencia Episcopal italiana, en una entrevista en el diario La Stampa.
El arzobispo ha resaltado, sin embargo, su "admiración hacia las capacidades de la inteligencia humana que se manifiestan de manera singular y elevada", y ha recordado que la actitud de la Iglesia hacia este tipo de investigaciones "no está basada en el rechazo, sino en la atención y la simpatía".
"El hombre procede de Dios, pero no es Dios: es un ser humano y tiene la posibilidad de dar vida procreando, no construyéndola artificialmente", añadió. La creación de la primera célula viva con un genoma
Sin querer avanzar conclusiones, el portavoz del Vaticano, el padre Federico Lombardi, estimó este jueves por la noche
sintético se de haorganismos conocido este jueves, según y abrelos una vía a de la fabricación artificiales, autores la investigación, realizada en Estados Unidos.
que había queanuncios "esperar similares para saberque, más", referencia a que "ya ha habido al en cabo de un tiempo, se han reconsiderado".
"Es la naturaleza humana la que da dignidad al genoma humano y no al revés. "La pesadilla que debemos combatir
Fuente: El Diario - El mundo, líder mundial en español.
t. o sp g lo b s. re st re r e t ar t x e s ia r o sti h / /: tp t h
l tm h . a si le g -ai l sle iac fii rt -as la u l ce / 5 0 /0 1 0 2 / m o c
Aprendizajes esperados Comprensión de la información
• Establecer la importancia de la estructura interna de la materia. • Utilizar los conceptos básicos para determinar la composición del átomo. Reconocer las partículas subatómicas • fundamentales del átomo. • Ubicar las partículas en el átomo. Indagación y experimentación
Células artificiales creadas por Craig Venter.|Science AFP|Roma
• Utilizar un metal, como el cobre para determinar su conductibilidad. • Utilizar la Tabla Periódica para describir la composición de un átomo. • Comparar la composición de los principales elementos. • Identificar a los elementos químicos mediante un parámetro.
1
Química
UNIDAD I
ÁTOMO u
Electrón e-
u d
Protón
d Núcleo
d u
Neutrón Nube electrónica La parte básica de un elemento es el átomo, que en su composición interna presenta un núcleo atómico y una nube electrónica.
Leemos: Biogénesis y Abiogénesis De acuerdo con su derivación griega estos dos términos se refieren al srcen de la vida. La biogénesis es aquella teoría en la que la vida solamente se srcina de una vida preexistente, mientras que la teoría de la abiogénesis implica que la vida también puede surgir de materia
moscas
inorgánica. Algunos filósofos mantienen que la vida existió antes de la materia inorgánica. Fechner considera a las estrellas y al universo como seres orgánicos conscientes de un orden superior. Estos se diferenciaron de organismos de un tipo inferior con el transcurso del tiempo. W. Preyer imagina el mundo de organismos
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peces muertos
n io ti n fi e d iss e n e g io ab / lp e h / m o c t.x e rn o t u .t w w w / /: p tt h
Experimento de Redi
Tercer año de secundaria 5
11
UNIDAD I
presente como un último remanente de organismos gigantescos primigenios, cuya respiración, por alguna casualidad, fue vapor de hierro luminoso; cuya sangre era metal líquido, y cuyo alimento eran los meteoritos; una concepción fantástica que no ofrece solución al problema. Otros, como Liebig, Helmholtz, W. Thomson, E. Dubois y Reymond, asumen la transferencia de pequeños gérmenes vivientes de otros globos cósmicos que llegaron a una Tierra - durante su proceso de enfriamiento - por medio de meteoritos; una evasión a la pregunta en cuestión con la dificultad adicional que surge acerca de la naturaleza de los meteoritos. Finalmente, otros admiten que la vida debió de haberse srcinado en algún lugar y en algún tiempo dado que nuestra Tierra y todos las esferas celestiales alguna vez se encontraron en un estado de fusión, siendo incapaces de mantener gérmenes vivientes. Pero aquí las opiniones varían. Aquellos que niegan un principio especial directivo afirman que la materia y la energía, como tales, son suficientes para explicar el srcen de la vida. Los vitalistas, por el otro lado, sostienen que la vida se genera únicamente de seres vivos; su srcen debe de ser buscado últimamente en el acto creador de Dios, quien dotó a la materia con una fuerza sui generis, misma que dirigió a las energías materiales hacia la formación y el desarrollo de los primeros organismos. De ahí la distinción entre abiogénesis y biogénesis. Fuente: Enciclopedia Católica H. Huckermann Traducido por Marielle Schitz San Martín
La materia presenta en su estructura interna partículas diminutas que dan a conocer información acerca de su composición y de sus propiedades. Esta partícula diminuta se denomina átomo. El átomo es una porción muy pequeña de materia que conserva las propiedades de un elemento químico. Es un sistema de energía estable.
Presenta dos partes I.
Núcleo atómico: - Es la parte central del átomo. - Contiene el 99,99% de la masa total del átomo. - Presenta carga positiva. - El tamaño del átomo es 10 000 veces el tamaño del núcleo. - Posee dos tipos de partículas subatómicas fundamentales: protón y neutrón.
II. Nube electrónica: - Es una región de energía que rodea al núcleo. - Determina el tamaño de un átomo. - Presenta carga negativa. - Casi carece de masa. - Posee solo partículas de carga negativa llamados electrones.
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Química Química
Descripción de las partículas subátomicas Partículas Electrón
Delgriego Ámbar
Masa
Protón
Protón (primero)
Neutrón
_____
C
Descubridor Thomson
1,6726 . 10-27kg
+1,6 . 10−19C
Rutherford
1,675 . 10-27kg
Cero
Chadwick
9,11 . 10
Cargaeléctrica k g
−31
−1,6. 10
−19
Neutrón Partícula sin carga que constituye una de las partículas fundamentales que componen la materia. La masa de un neutrón es de 1,675×10-27 kg, aproximadamente un 0,125% mayor que la del protón. La existencia del neutrón fue profetizada en 1 920 por el físico británico Ernest Rutherford y por científicos australianos y estadounidenses, pero la verificación experimental de su existencia resultó difícil debido a que la carga eléctrica del neutrón es nula y la mayoría de los detectores de partículas sólo registran las partículas cargadas. El neutrón fue identificado por primera vez en 1 932 por el físico británico James Chadwick, que interpretó correctamente los resultados de los experimentos realizados en aquella época por los físicos franceses Irene y Frederic Joliot-Curie y otros científicos. Los Joliot-Curie habían producido un tipo de radiación anteriormente desconocida mediante la interacción de partículas alfa con núcleos de berilio. Cuando esta radiación se hacía pasar a través de una capa de parafina, las colisiones entre la radiación y los átomos de hidrógeno de la parafina producían protones fácilmente detectables. Chadwick se dio cuenta de que la radiación estaba formada por neutrones. El neutrón es una partícula constituyente de todos los núcleos de número másico superior a 1, es decir, de todos los núcleos salvo el del hidrógeno ordinario. Los neutrones libres, que no forman parte de un núcleo atómico, se producen en reacciones nucleares. Pueden ser expulsados de los núcleos atómicos con diferentes velocidades o energías, y sonligeros fácilmente hasta alcanzar una energía baja Cuando a través de una serie de colisiones con núcleos comofrenados los del hidrógeno, el deuterio o el muy carbono. es expulsado del núcleo, el neutrón es inestable, y se desintegra para dar lugar a un protón, un electrón y un neutrino.
Definiciones atómicas I.
Número atómico (Z): es un parámetro que identifica a un elemento químico. Se llama carga nuclear. Indica el número de protones. Su valor se registra en la Tabla Periódica. Z = Nro. de protones
II. Número de masa (A): llamado también número másico, determina en forma aproximada la masa del átomo en m. Señala el número de nucleones entre protones y neutrones. A = Nro. de protones + Nro. de neutrones
III. Núclido: es la representación de un átomo neutro, colocando el número atómico, numero de masa y símbolo químico. AE Z
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Tercer año año de de secundaria secundaria Cuarto 7
11
UNIDAD I
IV. Ion: es un átomo cargado, debido a una ganancia o pérdida de electrones. Puede ser:
a. Ion positivo (catión): especie que se forma cuando el átomo neutro ha perdido electrones.
Z
Ex+
# e=Z-x
b. Ion negativo (anión): especie que se forma cuando el átomo neutro ha ganado electrones. ZE
x-
# e=Z+x
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición La masa del átomo se concentra en el núcleo atómico. II. El tamaño del átomo se determina con la nube electrónica.
Explicación
I.
2. Completa: La masa del neutrón es ________________ que la masa del protón, que tiene carga _______________. 3. Relaciona: I. Neutrón II. Electrón
5. Un anión monovalente presenta 54 electrones y 74 neutrones. Halla el número de masa. A. Chadwick B. Rutherford C. Thomson
Rpta: ____________
Rpta: ____________ 6. El número de neutrones está en proporción de 3:2 con el número de protones. Si el número de masa es 120. Halla el número atómico. Rpta: ____________
4. Un catión divalente posee 36 electrones, ¿cuál 7. El número de neutrones excede en 6 unidades es su número atómico? al número de protones. Si el número de masa es 46. Halla el número atómico. Rpta: ____________ Rpta: ____________
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Química 8. Completa el siguiente cuadro: Núclido
I.
56 26
II.
200 80
Nro. de protones Nro. de neutrones
Fe
a) 50 d) 38
Hg
9. Clasifica las siguientes especies: I.
12. Un catión divalente contiene 36 electrones y 22 neutrones. Halla el número de masa.
Al 3+ II. I1-
________________ ________________
b) 42 e) 60
c) 44
13. Si el anión divalente tiene una carga nuclear de +4,8x10-18 C, halla el número de electrones. a) 30 d) 32
b) 28 e) 34
c) 26
10. Una especieIndique químicasuposee 31 protones electrones. número atómico yy 34 su 14. El número de masa excede en 30 al número carga. atómico. Si el número de protones es 22. Halla el número de masa. Rpta: ____________ b) 34 c) 42 11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según a) 36 corresponda: d) 52 e) 68 I. La carga de un electrón es -1,6x10 -31C. II. La masa del protón de uranio es mayor que 15. Una especie química presenta 20 protones, 28 la masa del protón de hidrógeno. neutrones y 18 electrones. Halla el valor de la III. Todos los electrones de todos los átomos suma del número atómico, número de masa y son iguales. carga. a) VVV
b) VFV
d) FFV
c) FVV
e) FFF
a) 68 d) 70
b) 66
c) 64
e) 72
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición La masa del átomo se concentra en la nube electrónica.
Explicación
II. El tamaño del átomo se determina con el núcleo atómico.
2. Completa: La masa del electrón es ________________ que la masa del protón, que tiene carga_______________. 3. Relaciona: I. Protón II. Electrón
A. Chadwick B. Rutherford C. Thomson Rpta: ____________
4. Un catión monovalente posee 54 electrones, ¿cuál es su número atómico? Rpta: ____________ 5. Un anión divalente presenta 86 electrones y 124 neutrones. Halla el número de masa. Rpta: ____________
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Tercer año de secundaria 9
11
UNIDAD I
6. El número de neutrones está en proporción de 5:4 con el número de protones. Si el número de masa es 108. Halla el numero atómico. Rpta: ____________
III. Todos los neutrones de todos los átomos son iguales.
a) VVV b) VFV d) FFV e) FFF
c) FVV
7. El número de neutrones excede en 8 unidades al número de protones. Si el número de masa es 12. Un anión divalente contiene 36 electrones y 24 56. Halla el número atómico. neutrones. Hallar el número de masa. Rpta: ____________ a) 50 b) 42 c) 44 8. Completa el siguiente cuadro: d) 58 e) 60 Núclido Nro.de Nro. de protones neutrones 13. Si el catión divalente tiene una carga nuclear de +9,6x10-18C. Halla el número de electrones. I. 64 Cu 29 II.
204 Pb 82
9. Clasifica las siguientes especies: I. Fe 2+ ________________ II. S 2________________
10. Una especie química posee 35 protones y 36 electrones. Indique su número atómico y su carga.
a) 60 d) 62
b) 58 e) 64
c) 56
14. El número de masa excede en 40 al número atómico. Si el número de protones es 32. Halla el número de masa. a) 36 d) 62
b) 34 e) 68
c) 72
Rpta: ____________
15. Una especie química presenta 30 protones, 35 neutrones y 28 electrones. Halla el valor de la 11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según suma del número atómico, número de masa y corresponda: carga. I. La carga de un electrón es -1,6x10 -19C. b) 66 c) 97 II. La masa del protón de cobre es mayor que a) 68 la masa del protón del oxigeno. d) 100 e) 72
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Química Actividades complementarias
Investiga un poco más: Con la ayuda de una Tabla Periódica determine las propiedades indicadas para los siguientes elementos:
Elemento
Número atómico
Número de masa
Carga
I. Flúor II. Sodio III. Argón
IV. Radio
Protón
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Neutrón
Electrón
Tercer año de secundaria 11
21
UNIDAD I
ESPECIES QUÍMICAS
g jp .s al u c tri a p 0 2e % d 20 r% o d ar e l e c a/ e g a Im / 10 0 0 P /s e il Fr e s U /l c. le i ch acr u d e . w w w / :/ p th
El mayor acelerador de partículas jamás construido está en las afueras de Ginebra, Suiza. La CERN (Organización europea para la investigación nuclear) ha invertido 14 años de trabajo y 8 billones de dólares en este proyecto gracias al cual se espera recrear energías y condiciones similares a una trillonésima de segundo después del Big Bang.
Un acelerador de partículas es un dispositivo que utiliza campos electromagnéticos para acelerar partículas cargadas hasta altas velocidades, y así, colisionarlas con otras partículas. De esta manera, se generan multitud de nuevas partículas que generalmente son muy inestables y duran menos de un segundo, o bien, permite estudiar más a fondo las partículas que fueron colisionadas por medio de las que fueron generadas. Hay dos tipos básicos de aceleradores de partículas: los lineales y los circulares. El tubo de rayos catódicos de un televisor es una forma simple de acelerador de partículas. Los aceleradores de partículas imitan, en cierta forma, la acción de los rayos cósmicos sobre la atmósfera terrestre, lo cual produce al azar una lluvia de partículas exóticas e inestables. Sin embargo, los aceleradores prestan un entorno mucho más controlado para estudiar estas partículas generadas, y su proceso de desintegración. Existen átomos de elementos químicos que poseen algunas características en común. Estos átomos determinan ciertas propiedades en la materia.
Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Acelerador_de_part%C3%ADculas
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Química
Principales especies I. Isótopos o hílidos: son átomos de un mismo elemento que poseen la misma cantidad de protones y poseen diferente número de neutrones. Al isótopo de menor número de masa se llama isótopo liviano y el de mayor número de masa se le llama isótopo pesado. La relación entre la cantidad de neutrones y protones determina la estabilidad del isótopo. Protio Deuterio Tritio (Hidrógeno Común)
Un protón y un neutrón
Un protón
Un protón y dos neutrones
El elemento hidrógeno presenta tres isótopos; el más común, más abundante y el más liviano es el protio.
Isótopos de carbono
+ N + N+ N + + + N
N + N N + N + N + + N
N N
+ N N + N + N + + N N + N
+
N
Carbono - 12
Carbono - 13
Carbono - 14
II. Isóbaros: son átomos de elementos diferentes con igual número de masa. Presenta diferente cantidad de neutrones y diferente cantidad de protones. Ejemplos de isóbaros: 40 19 K 14
C
40Ca 20
e
14N
e
6
7
III. Isótonos: son átomos de elementos diferentes con igual número de neutrones. Poseen diferente número de masa y número atómico. Ejemplos de isótonos: 26 Mg 12
nº= A - Z nº= 14 www.trilce.edu.pe
e
n º= 26 - 12 nº= 14
28 Si 14
nº = 28 - 14
Tercer año de secundaria 13
21
UNIDAD I
Leemos: ¿Cómo se conoce la edad de los fósiles? Fósil humano
¿Cómo es posible saber la edad de un fósil? ¿Cómo se explica que un científico afirme
i m
que un oobjeto o los tengan, restos fósiles de un animal una planta por ejemplo, 30 000 años? Detrás de tales afirmaciones hay exhaustivos trabajos de investigación. Uno de los sistemas utilizados es el método del carbono 14, aunque presenta una serie de problemas. El más elemental es que no es válido para datar fósiles de más de 50 000 años. “Este fósil, de unos 27 000 años aproximadamente, lo encontramos en el yacimiento…”. Estas ficticias palabras pueden haberlas pronunciado un investigador que, con casi total seguridad, ha datado la edad del fósil por el método del
carbono 14. Pero, ¿qué es el carbono 14? ¿Por qué se utiliza para datar fósiles? Y más aún, ¿por qué es fiable este método? El carbono 14 es un isótopo del carbono que se forma en las partes altas de la atmósfera, a partir del nitrógeno. Por tanto, el carbono 14, está presente en la atmósfera.
Fósil
hum
ano
:/ tp ht
.p w w /w
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nl re so
. ea in
La masa de carbono 14 de cualquier fósil disminuye a un ritmo exponencial, que es conocido. Se sabe que a los 5 730 años de la muerte de un ser vivo la cantidad de carbono 14 en sus restos fósiles se ha reducido a la mitad y que a los 57 300 años es de tan sólo el 0,01% del que tenía cuando estaba vivo. Sabiendo la diferencia entre la proporción de carbono 14 que debería contener un fósil si aún estuviese vivo (semejante a la de la atmósfera en el momento en el que murió) y la que realmente contiene, se puede conocer la fecha de su muerte. 4 3 7 = n s & 8 = g ?p p s a . s ia c it o n / m o .c g n it s o h y d a e r . 1 la a y a d / :/ p t t h
A lo largo de toda su vida, las plantas fijan carbono 14, y lo hacen hasta el momento en que mueren.deAfosilización partir de su muerte, el proceso y, en él,comienza empieza el proceso inverso: el carbono 14 empieza a transformarse de nuevo en nitrógeno.
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tm
ui /Q cl
Las plantas, cuando hacen la fotosíntesis, fijan en su interior carbono, y en él se incluye el isótopo llamado carbono 14.
Midiendo la cantidad de carbono 14 y de nitrógeno que hay en el fósil, se puede conocer su edad aproximada.
bo ar /a C c
.h 14 no
Fósil de un coleóptero Fuente: http://www.profesorenlinea.cl/ química/carbono14.htm
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Química Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición Todos los átomos de un mismo elemento son iguales. II. En un elemento químico es posible encontrar isóbaros.
Explicación
I.
2. A los átomos con el mismo número de neutrones se les llama ________________ que poseen diferente ________________ de protones. 3. Relaciona: I. II.
15N ........ 14 N 7 7 32 S ........ 31 P 16 15
7. Para los átomos mostrados:
A. Isóbaros B. Isótonos
C. Isótopos Rpta: ____________
80 Br 35
IV.
78 As 33
II.
127 I 53
14 N 7
15 N 7
16 N 7
13 B 5
16O 8
17 F 9
18 Ne 10
13 N 7
17 N 7
¿Cuántos pares de átomos son isóbaros?
4. De la relación mostrada: I.
14 C 6
Rpta: ____________ III.
75 Zn 30
8. Un elemento posee dos isótopos cuyos números de masa suman 72 y presentan en total 38 neutrones. Halla el número atómico.
¿Cuáles son isótonos?
Rpta: ____________ Rpta: ____________ 5. Para el átomo mostrado señala su composición 2+ atómica: 56 26Fe
9. Dos isótopos de números de masa de 40 y 44 presentan en total 38 neutrones. Halla el número de neutrones de cada isótopo. Rpta: ____________
Rpta: ____________
6. Indique el número atómico y el número de 10. Un catión divalente presenta el mismo número de electrones que la especie 80 Kr y demás es masa para la especie mostrada: 36 68 Ga. Halla el número de masa. isótono con el 31 92 protones
-
-
-
-
+ + + + + -
Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
Rpta: ____________
146 neutrones
92 electrones
11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. Los isótopos poseen las mismas propiedades físicas y químicas. II. Los isóbaros pertenecen a un mismo elemento. Tercer año de secundaria 15
21
UNIDAD I
III. Los isótonos poseen el mismo número de nucleones neutros.
a) FFF b) VVF d) FFV e) FVV
c) FVF
a) 32
c) 36
14. Un anión monovalente es isótono con el bromo: 80 Br y, además, es isóbaro con galio 67 Ga. Halla 35 31 el número de electrones del ión.
a) 22 b) 25 c) 27 d) 28 e) 23 12. Un elemento posee dos isótopos con número de neutrones de 30 y 32. Si la suma de sus números de masa es 94. Halla el número atómico. 15. ¿Qué isótopo carece de neutrones? b) 34
d) 38 E) 16 13. Un catión divalente presenta 34 electrones y es isóbaro con el arsénico 67 33As. Halla el número de neutrones del ión. a) 30 d) 33
b) 31 e) 34
a) Protio b) Deuterio c) Tritio d) C-14 e) C-12
c) 32
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición Todos los átomos de elementos diferentes son isóbaros. II. En un elemento químico todos los átomos son iguales.
Explicación
I.
2.
Completa: A los átomos con el mismo número de nucleones se les llama ________________ que poseen diferente ________________ de neutrones.
3. Relaciona correctamente: I. II.
15N ........ 13 B 7 5 31 P ........ 33 P
A. Isóbaros B. Isótonos
15
C.15 Isótopos Rpta: ____________
5. Para el átomo mostrado señala su composición atómica: 10847Ag1+ Rpta: ____________ 6. Indique el número atómico y el número de masa para la especie mostrada: Electrones
-
4. De la relación mostrada: I.
80 Br 35 75 Zn 30
III. ¿Cuáles son isóbaros?
Rpta: ____________ Colegios
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II.
IV.
127 I 53 75 As 33
-
-
-
-
+ + + + +
Núcleo
-
Rpta: ____________ Central: 6198 - 100
Química Química 7. Para los átomos mostrados. 14 C 6
14 N
15 N
16 N 7
13 B
16 O
17F
18 Ne
13O
17 O
8
7
9
7
10
8
5
12. Un elemento posee dos isótopos con número de neutrones de 34 y 36. Si la suma de sus números de masa es 98. Halla el número atómico.
8
¿Quienes son isótonos? Rpta: ____________
a) 32 d) 14
b) 24 e) 16
c)
28
8. Un elemento posee dos isótopos cuyos números 13. Un catión trivalente presenta 36 electrones y es de masa suman 74 y presentan en total 40 isóbaro con el arsénico 67 33As. Halla el número neutrones. Halla el número atómico. de neutrones del ión.
Rpta: ____________ 9. Dos isótopos de números de masa de 42 y 46 presentan en total 40 neutrones. Halla el número de neutrones de cada isótopo. Rpta: ____________ 10. Un catión trivalente presenta el mismo número de electrones que la especie 80 36Kr y, además, es isóbaro con el 68 Ga. Halla el número de 31 neutrones. Rpta: ____________ 11. Indicar con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. Los isótonos poseen las mismas propiedades físicas y químicas. II. Los isótopos pertenecen a un mismo elemento. III. Los isóbaros poseen el mismo número de nucleones neutros. a) FFF d) FFV
a) 30 d) 28
b) 25 e) 29
c) 27
14. Un catión divalente es isótono con el bromo: 80 67 67 Ga. 35Br y, además, es isóbaro con el galio: 31 Halla el número de electrones del ión. a) 22 d) 18
b) 20 e) 19
c) 24
15. ¿Qué isótopo posee mayor número
de
neutrones? a) Protio b) Deuterio c) Tritio d) C-14 e) C-12
b) VVF C) FVF e) FVV
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Tercer año de secundaria 17
21
UNIDAD I
Actividades complementarias
Investiga un poco más: ¿Cómo se fabrica más ADN? El experimento más hermoso de la biología molecular. En este apartado hablamos de las investigaciones que sucedieron la construcción del modelo de la doble hélice y que permitieron entender cómo funciona esta molécula. La historia del ADN no se terminó con el descubrimiento de su estructura. Un de la publicación en Nature del artículo citado, Watson era y Crick publicaron otromes en eldespués que sugerían cómo se copiaba la molécula de ADN. Su hipótesis que una de las cadenas helicoidales actuaba de molde para la formación de cadenas nuevas. En 1958 dos líneas de evidencia distintas sugerían que la idea era acertada. Una fue el descubrimiento de una enzima, la ADN polimerasa, que puede producir cadenas nuevas de ADN. La otra evidencia resultó de un ingenioso experimento, realizado por Matthew Meselson y Francis Stahl, conocido como el “experimento más hermoso de la biología molecular”. Estos dos científicos usaron un isótopo radioactivo del nitrógeno, el nitrógeno 15 (N15) sobre la incorporación de ese elemento durante la replicación de ADN en sucesivas generaciones de bacterias Escherichia coli. Mostraron que cuando el ADN se duplica, cada una de sus cadenas pasa a las células hijas sin cambiar y actúan de molde o patrón para formar una segunda hebra y completar así las dos doble cadenas. Meselson y Stahl cultivaron esta bacteria en un medio que contenía un isótopo de nitrógeno pesado N15. Pensaron que, como el nitrógeno es necesario para la síntesis de las bases que componen el ADN, cuando las bacterias se duplicaran, su genoma contendría N15. Luego de sucesivas duplicaciones en presencia de N15, tomaron una muestra de esas bacterias y las cultivaron en presencia de nitrógeno liviano (N14) durante el tiempo necesario para lograr una sola duplicación. Tomaron una muestra y permitieron otra duplicación celular. Por último, hicieron crecer las bacterias desde un principio solo con un medio que contenía N14. Una vez que tuvieron las cuatro muestras provenientes de las distintas condiciones de cultivo (N15 solamente; N15 y N14 durante una generación; N15 y N14 por dos generaciones, y N14 solamente) aislaron el ADN de cada muestra y lo separaron de acuerdo con su densidad mediante centrifugación en gradiente. ¿Qué encontraron?
Isóbaros Isótonos Isótopos
ESPECIES ATÓMICAS
Colegios
TRILCE 18
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3
Química Química
UNIDAD I
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO / U A A A A A A A A A A I/ p p H z V h b C C T /s j J e P g 0 0 X J b _ / m o c t. o sp g lo b . p b . 3 / :/ p tt h
g p .j o m o t a / 0 06 s1/ A u Lo 3 2 Q i N r
La materia está formada de una base fundamental llamada átomo. Esta partícula considerada como un sistema de energía estable. El átomo posee dos partes principales: núcleo atómico y nube electrónica. En ellas podemos encontrar a los electrones, protones y neutrones. Estas partículas subatómicas fundamentales pertenecen a un conjunto de partículas subatómicas.
Leemos: Primera observación neutrino
de
un
Los neutrinos son partículas subatómicas de tipo fermiónico, sin carga y spin 1/2. Desde hace unos años se sabe, en contra de lo que se pensaba, que estas partículas tienen masa, pero muy pequeña, y es muy difícil medirla. Ahora, un equipo de cosmólogos del University College of London (UCL, Reino Unido) anuncia que la masa del neutrino no supera los 0,28 electronvoltios, lo que significa menos de una milmillonésima de la masa de un átomo de hidrógeno. Su conclusión se basa en el análisis de la distribución de galaxias en el universo y es, según afirman estos científicos, la medida más precisa hasta ahora de la masa del neutrino. Además, su interacción con las demás partículas es mínima por lo que pasan a través de la materia ordinaria sin apenas perturbarla. La masa del neutrino tiene importantes
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w w
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h .p
i= p?
7 14 04
consecuencias en el modelo estándar de física de partículas ya que implicaría la posibilidad de transformaciones entre los tres tipos de neutrinos existentes en un fenómeno conocido como oscilación de neutrinos. En todo caso, los neutrinos no se ven afectados por las fuerzas electromagnéticas o nuclear fuerte, pero sí por la fuerza nuclear débil y la gravitatoria. Fuente: Tendencias 21
Tercer año de secundaria 19
311
Capítulo 1 UNIDAD I La familia de los hadrones constituye uno de los ladrillos básicos de la estructura del universo. Los hadrones participan en las cuatro interacciones fundamentales posibles entre partículas y son los únicos que presentan las llamadas interacciones fuertes. Con la familia de los hadrones se retoma la sencillez de la naturaleza que, de una manera u otra, expresamente habíamos perdido en la sección sobre la Pinacoteca de las Partículas Elementales. Resulta que los hadrones, incluidos el neutrón y el protón, no son unidades fundamentales e irreductibles de materia sino que están compuestos de unidades aún más pequeñas (que parecieron irreductibles) los quarks. Se distinguen dos tipos de hadrones: los bariones y los mesones. Los mesones son partículas más ligeras que los primeros y son todos inestables. Por su parte, los bariones conforman dos clases: los nucleones (protones y neutrones) y los hiperones, inestables y más pesados que los primeros. Curiosamente, los hadrones podrían formarse todos ellos con sólo unos cuantos quarks orbitando entre sí en la bolsa, en una infinidad de configuraciones orbitales distintas. Los quarks son partículas cuánticas o
elementales de spin, 1/2 que, más adelante, enfraccionales muchos sentidos, recuerdan los leptones. puntiformes Según el modelo estándar, loscomo quarksveremos son de cargas eléctricas insólitas -1/3 y 2/3a de la carga unitaria. Existen seis tipos de quarks que son diferenciados por el "sabor": u = up (arriba); d = down (abajo); c = charmed (encantado); s = strange (extraño); b = bottom (llamado a veces belleza) y, t = top (llamado a veces verdad) Por otro lado, los antiquarks correspondientes se denominan u→, d→, → c , etc.
Las siguientes tablas describen las clases de partículas de la familia de los hadrones.
Quarks y antiquarks Nombre
masa (en Mev/c 2)
u("up")anti-u
5
2/3
d("down")anti-d
10
s("strange")anti-s
250
c ("charmed") anti-c b ("bottom") anti - b t ("top") anti - t
Carga eléctrica
1500 4800 30000
-2/3 -1/3 1/3 -1/3 1/3 2/3 -2/3 -1/3 1/3 2/3 -2/3
Spin (unidades h/2p) 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2 1/2
Número bariónico B 1/3 -1/3 1/3 -1/3 1/3 -1/3 1/3 -1/3 1/3 -1/3 1/3 -1/3
Las masas de las partículas elementales se expresan por costumbre en unidades que utilizan la relación entre masa y energía: E = mC2. La unidad más común es el millón de electrón-volts, [MeV] o 106 [eV], donde un [eV] es la energía que adquiere la carga de un electrón en una diferencia de potencial de 1 [Volt]. Así, la masa del electrón es 9,11 . 10-28 [g], su equivalente en [eV] es Ee = meC2 = 8,2 . 10-7 [erg] = 0,511[MeV/C2].
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Química Química
Hadrones - Nucleones
(tripletes quarks antiquarks) Nombre
masa (en MeV/c 2) Cargaeléctrica
p - protón anti - p n - neutrón anti - n resonancias N,
938,21 939,50
1
Spin 1/2
-1 0
1/2
masas p,m >
D, l, E, W, S
Número Vida media bariónico B 1 >1033 años -1 1 925 [s] -1 muy inestables
Mesones
(dobletes quark - antiquark) Nombre
masa (en MeV/c 2) Carga eléctrica
p- pión -
139,58
p+ pión + (es el anti - p) p0 - pión 0
134,97
mesones k,h...
>> que p's
Spin
-1
0
Número bariónico B 0
1
0
0
0
0
0
Vida media 2,6 . 10-8 [s]
0,83 . 10-16 [s] muy inestables
Todos los quarks poseen masa, pero por ahora, no se ha podido medir directamente ésta, ya que normalmente cohabitan confinados por los protones y neutrones, salvo que los últimos sean sometidos a elevadas temperaturas y densidades, como se ha visto en experimentos recientes. Solo entonces, los quarks se liberan junto con los gluones y forman otro estado de la materia. Ello se debe que, apenas instantes después del gran estallido que debió haber dado inicio al universo, el enfriamiento que se produjo posteriormente encerró a los quarks y gluones dentro de los neutrones y protones que los contienen en el estado actual.
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición
Explicación
I. El electrón es una partícula elemental. II. El neutrón contiene quark.
2. Completa: La suma de las cantidades de protones y neutrones se llama ________________ y al número de protones se llama ________________.
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Tercer año de secundaria 21
311
UNIDAD I
3. Relaciona: I. Partícula positiva II. Partícula negativa C. Protón Rpta: ____________
6. El número de neutrones excede en 6 unidades al número de protones. Si el número de masa es 128. Halla el número atómico.
A. Neutrón B. Electrón
a) 60 d) 67
4. Identifique al elemento que contiene 24 protones, 28 neutrones y 23 electrones por átomo.
c) 63
7. Con respecto a las siguientes especies: 27 Al3+ 13
;
19 F19
El Al 3+ posee 10 electrones. II. El catión posee 14 neutrones. III. El anión posee 29 partículas subatómicas fundamentales. Es correcto afirmar:
I.
Rpta: ____________ 5. Determina la composición de la 2+ mostrada: 210 80Hg
especie
Rpta: ____________
a) I y II d) Solo II
8. Completa el siguiente cuadro:
Especie
b) 61 e) 72
Z 15
A
q
P
b) I y III e) I, II y III
nº 16
+
-3 67
c) II y III
e-
33
30
9. Un anión divalente posee 36 electrones y 44 13. ¿Qué relación existe entre el catión neutrones. Halla el número de masa. 40Ca? 20 Rpta: ____________
40 K1+ 19
y el
a) Isótopos b) Isóbaros c) Isótonos d) Hílidos e) Isoelectrónicos
10. Una especie química presenta una carga nuclear de 4,8 . 10-18 C y 28 electrones. Determina el número atómico y el valor del estado de 14. Con respecto a las proposiciones, señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda: oxidación. • Los átomos C-12 y C-14 poseen propiedades químicas similares. Rpta: ____________ • Para dos isóbaros: el de mayor carga nuclear 11. Los átomos mostrados: presenta menor cantidad de neutrones. • Para dos isótonos: la diferencia de sus números másicos es igual a la diferencia de + sus números atómicos. + + -
-
+ +
-
-
6L 3
+
i
Son________________ 30 12. Para las especies mostradas: 28 14A ; 14B
Estos son: ________________
Colegios
TRILCE UNIDAD I 22
7 Li 3
a) VVV d) VVF
b) VFV e) FVF
c) VFF
15. ¿Cuántos electrones poseen un catión divalente de carga nuclear de 3,2 . 10-18 C? a) 20 b) 22 d) 16 e) 24
c) 18
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Química Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El protón es una partícula elemental.
Explicación
II. El electrón contiene quark.
2. Completa: La diferencia entre el número de masa y el número atómico determina el número de ________________ y el número atómico determina el número de ________________. 3. Relaciona: I. Partícula positiva II. Partícula neutra C. Protón Rpta: ____________
A. Neutrón B. Electrón
4. Identifique al elemento que contiene 26 protones , 30 neutrones y 24 electrones por átomo. Rpta: ____________ 5. Determina la composición de la especie mostrada: Rpta: ____________
238 U2+ 92
6. Completa el siguiente cuadro:
Especie
Z 29
A
q
P
+
+2 200
n 35
e-
80
28
7. Un catión divalente posee 36 electrones y 44 10. Para las especies mostradas: neutrones. Halla el número de masa. Rpta: ____________ 8. Una especie química presenta una carga nuclear de 3,2 . 10-18 C y 18 electrones. Determina el número atómico y el valor del estado de oxidación. Rpta: ____________ 9. Los átomos mostrados: 79 Br 35
;
79 Kr 36
Protio
Deuterio
Tritio
Protón Electrón Neutrón
Estos son: ________________
Son ________________ www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 23
31
Capítulo 1 UNIDAD I •
11 ¿Cuántos electrones poseen un catión divalente de carga nuclear de 4,8 . 10-18 C? a) 20 d) 26
b) 22 e) 24
•
c) 28
a) VVV d) VVF
12. El número de neutrones excede en 10 unidades al número de protones. Si el número de masa es 130. Halla el número atómico. a) 60 d) 67
b) 61
b) VFV e) FVF
c) VFF
15. Completar el siguiente cuadro para las especies: K1+ y S2-. Si poseen el mismo número de
c) 63
electrones. Especie
e) 72
13. ¿Qué relación existe entre el anión 40 20 Ca?
Para dos isóbaros: el de mayor carga nuclear presenta menor cantidad de neutrones. Para dos isótonos: la diferencia de sus números másicos es igual a la diferencia de sus números atómicos.
36 S216
y el
Z
A
e-
nº 20
K1+
34
S2-
a) Isótopos b) Isóbaros c) Isótonos d) Hílidos e) Isoelectrónicos
18
Determina la suma de los números atómicos.
14. Con respecto a las proposiciones, señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda: • Los átomos C-12 y C-13 poseen propiedades químicas similares.
a) 19 d) 38
b) 16 e) 42
c) 35
Actividades complementarias
Investiga un poco más: _ _ / U M 0 O V .CT M O N P S T G / K
En un recipiente de vidrio prepare una solución de sulfato cúprico. Luego coloca un imán dentro del vaso. Lleva otro imán por el exterior del vaso. Anote sus observaciones.
O L
M
.PB AH .B Q 2 _I / _ :/ P W T A T H N
/ L B A A A A A A A A / I 0 N M S
/ 0 0 6 G 1 S P J / .A 8 UG 6 A G B H 2 Q % E Q D X B Z 2 L % T ASO Z V
Neutrón Electrón
Protón
ÁTOMO
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4
Química
UNIDAD I
MODELOS ATÓMICOS
g p .j 3 7 2 4 6 4 7 3 1 8 / 4 7 3 1 8 / 0 0 0 2 8 / s o t o f / ia d e m i t l u
m / m o c . g o l o b o .c it a t s / :/ p t t h
Para conocer la estructura actual del átomo, se realizaron una serie de propuestas para dicha porción de materia. Se presentaron teorías acerca de una partícula desconocida, modelos de átomos y experimentos para conocer las características del átomo.
Leemos: Televisor Un televisor es un aparato electrónico destinado a la recepción y reproducción de señales de televisión. Usualmente consta de una pantalla y mandos o controles. La palabra viene del griego tele (lejos) y latín visor (agente de videre 'ver'). Su funcionamiento se fundamenta en el fenómeno de la fotoelectricidad, que es el responsable de la transformación de la luz en corriente eléctrica en una cámara que se puede transmitir por ondas de alta frecuencia hasta las antenas de recepción y se reproduce en la pantalla de nuestros televisores. El televisor es uno de los aparatos de más uso cotidiano.
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/ s n o m m o c / a i d e p i k i w / g r o . a i d e im ik .w d a o l p u / / : p t t h
x p 0 5 2 / g p j . t n o r f r e d e w l e b V T O / 6 f / f / b m u h t
g jp .t n o r f -r e d e lw e b V T O
OT-1471 Belweder, Polonia, 1957.
Elementos del televisor Gracias a los avances en la tecnología de pantallas, hay ahora varias clases en los televisores modernos: •
Tubo de rayos catódicos o CRT: Las pantallas más comunes son tubos de visión directa con la que se logran hasta 37
Tercer año de secundaria 25
41
Capítulo 1 UNIDAD I
•
•
pulgadas de diagonal tienen una resolución fija, aunque sí una resolución mínima, dada por la separación entre puntos, pueden mostrar fuentes de distintas resoluciones con la mejor calidad de imagen posible. La frecuencia de cuadro de un televisor NTSC es de 29,97 Hz, y de 25 Hz en el caso de televisores de la norma PAL. La resolución vertical visible de los televisores NTSC es de 480 líneas, y la de los PAL de 575 líneas. Los tubos de rayos catódicos eran bastante voluminosos y pesados; en la actualidad están siendo reemplazados por los formatos Plasma, LCD y más recientemente LED. Proyección: son televisores de gran pantalla, hasta 100 pulgadas de diagonal • o más. Se usan tres tipos de sistemas de proyección: con TRC, con LCD, y DLP (con chip de microespejos). Los televisores de retroproyección existen desde la década del 70, pero en aquella época no tenían la definición de un televisor común de rayos catódicos. Las pantallas de proyección no dan buen resultado a la luz de día o en habitaciones muy iluminadas, por lo que son más aptas para zonas oscurecidas.
televisores de pantalla plana que utilizan tecnología de cristal líquido de matriz activa (LCD), o plasma. Están preparados para la alta definición (1920x1080) píxeles, aunque algunos tienen menos resolución. Estos televisores pueden tener sólo un par de centímetros de ancho, y pueden colgarse en una pared como un cuadro o ser puestos sobre una base. Algunos modelos también pueden utilizarse como monitores de computadoras. Las pantallas planas LCD pueden tener ángulos de visión estrechos, y son menos adecuados para el hogar, aunque esto se está solucionando en la mayoría de los equipos actuales. Matriz de LED se ha convertido en una de las opciones para vídeo en exteriores y en estadios, desde el advenimiento de diodos electroluminiscentes ultraluminosos y sus circuitos respectivos. Los LEDs permiten crear actualmente pantallas escalables ultragrandes que otras tecnologías existentes no pueden igualar.Recientemente se ha tomado la iniciativa de aplicar esta tecnología a los televisores domésticos.
Pantalla de cristal líquido y de plasma: los progresos actuales permiten fabricar Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Televisor
Leucipo y Demócrito
E 5 F
0 7 5 8 C C 8 3 8 5 4 C 9 / E
G A IM N / M O .CG M .YI
La filosofía atomística o corpuscular puede ser mirada como una hija de la escuela eleática. Su fundador es Leucipo, discípulo de Zenón, habiéndola propagado y amplificado Demócrito, que añadió a las lecciones de su maestro Leucipo la instrucción adquirida en sus viajes por el Egipto, la Etiopía y la India. En vez de la unidad absoluta admitieron estos filósofos una multiplicidad infinita, explicando la formación del universo por la combinación de los átomos, elementos corpóreos infinitamente pequeños, diferentes en figura y agitados en torbellino. El alma humana era, según ellos, un conjunto de átomos de fuego, y las impresiones de los sentidos resultaban de
las emanaciones de los cuerpos, las que pasando por los órganos de los sentidos llegaban hasta ella. Por cuya razón consideraban la sensibilidad como un hecho puramente pasivo: el alma era la cera / :/ y las sensaciones el sello. Reconocían, sin embargo, en el alma una fuerza activa, o sea la razón, a la cual atribuían el discernimiento y Leucipo juicio sobre la verdad de las impresiones sensibles. Demócrito fue acusado de ateo y fatalista; ateo, porque parece encontrar el srcen de la idea de los dioses en las imágenes que nos envían los objetos sensibles, y que, según él, los hombres transformaron en divinidades; fatalista, porque lo explica todo por el necesario movimiento de los átomos, que supone eternos. 1 0 -AM H T
P T T H
Colegios
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Química l m t h . e iv h rc _a 1 0 _ 20 _ 8 0 02 / m o c t. o p gs lo .b vo l ar r e s o ci o r /: tp t h
Demócrito Demócrito, al igual que Aristóteles, llegó a ser un filósofo griego importante. Nació en Abdera, en el año 460 a.C. y murió en Tracia, en el año 370 a.C. Entre los pensadores que influyeron en las doctrinas de Demócrito, cabe destacar a los geómetras egipcios, Anaxágoras, cuyas homeomerias son consideradas como el antecedente más inmediato de la teoría de los átomos, y también destaca su maestro y tutor Leucipo, con quien formuló la teoría anteriormente dicha. Los rasgos generales de la filosofía de Demócrito son conocidos gracias a la exposición de Aristóteles. Según éste radica un materialismo mecanicista y atomicista que fue recogido por Epícuro y Lucrecio. La teoría atomística de Demócrito y Leucipo dice así: • • •
Demócrito
Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, incomprensibles e invisibles. Los átomos se diferencian en su forma y tamaño. Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.
Esta teoría, al igual que todas las teorías filosóficas griegas, no apoya sus postulados mediante experimentos, sino que se explica mediante razonamientos lógicos.
John Dalton y su modelo atómico La era atómica comenzó en 1808, cuando un profesor de escuela presentó sus ideas respecto a cómo debían ser las partículas más pequeñas de materia. Nació en Eaglesfield, Inglaterra, en 1766, en el seno de una humilde familia de tejedores. Siendo todavía un niño, tenía que ayudar a sus padres a tejer ropa y trabajar en las labores del campo, al mismo tiempo que estudiaba. Su familia pertenecía a un grupo religioso cuyos acólitos se llaman “cuáqueros”, que en síntesis, promueven la humildad y reniegan de las autoridades eclesiásticas. A diferencia de otros niños pobres, él pudo ir a la escuela y tuvo un buen profesor que lo incentivó a seguir estudiando. Se esforzó, tuvo buenas notas y con solo 12 años, empezó a
m t h . n to l a d n h o -j e d a-i f a gr io b a/t s vi e r / m o .c in a sip l b u .p w w w / /: tp t h
trabajar comoinvestigar profesor, debido a sus necesidades económicas. Le encantaba y aprender, y con ese espíritu trabajó durante toda su vida. Murió, a los 78 años (1844), John John Dalton tuvo una vida esforzada; de Dalton, fue el responsable del primer modelo de átomo con niño debía trabajar y estudiar al mismo base científica. tiempo. Sin embargo logró construir los El modelo atómico de Dalton fue expuesto en un libro llamado cimientos de la era atómica, y por eso siempre. Qué pena que “Nuevo sistema de filosofía química”, y en síntesis decía lo seá recordado haya sido daltónico. siguiente: • La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”. • Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian. www.trilce.edu.pe
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41
UNIDAD I
•
•
•
• •
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno son iguales. Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno. Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos, por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua. Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
H2O, 2 átomos de hidrógeno unidos a 1 de oxígeno: así sería una molécula de agua de acuerdo a John Dalton. Es una buena representación, aunque en realidad no sea exactamente así.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO 2).
Antecedentes históricos a la teoría de Thomson Uno de sus hitos iniciales puede situarse hacia el año 600 a. C., . cuando el filósofo griego Tales de Mileto observó que frotando una .. e g a varilla de ámbar con una piel o con lana, se obtenían pequeñas p / o cargas (efecto triboeléctrico) que atraían pequeños objetos, y f n i. tt frotando mucho tiempo podía causar la aparición de una chispa. i ch Cerca de la antigua ciudad griega de Magnesia se encontraban s .p s las denominadas piedras de Magnesia, que incluían magnetita. e / :/ Los antiguos griegos observaron que los trozos de este material p tt h se atraían entre sí, y también a pequeños objetos de hierro. Las palabras magneto (equivalente en español a imán) y magnetismo Un fragmento de ámbar como el que pudo utilizar Tales de Mileto en su derivan de ese topónimo. del efecto triboeléctrico. La electricidad evolucionó históricamente desde la simple experimentación El nombre en griego de este material (elektron) se utilizó para nombrar al percepción del fenómeno, a su tratamiento científico, que no se haría sistemático hasta el siglo XVIII. Se registraron a lo largo de fenómeno y la ciencia que lo estudia, a del libro De Magnete, Magneticisque la Edad Antigua y Media otras observaciones aisladas y simples partir Corporibus, et de Magno Magnete Tellure, especulaciones, así como intuiciones médicas (uso de peces de William Gilbert (1600). eléctricos en enfermedades como la gota y el dolor de cabeza) referidas por autores como Plinio el Viejo y Escribonio Largo, u objetos arqueológicos de interpretación discutible, como la Batería de Bagdad, un objeto encontrado en Iraq en 1 938, fechado alrededor de 250 a.C., que se asemeja a una celda electroquímica. No se han encontrado documentos que evidencien su utilización, aunque hay otras descripciones anacrónicas de dispositivos eléctricos en muros egipcios y escritos antiguos. Esas especulaciones y registros fragmentarios son el tratamiento casi exclusivo (con la notable excepción ai del uso del magnetismo para la brújula) que hay desde r tso la Antigüedad hasta la Revolución científica del siglo i /iH ikw / rg o a.i d e p i ik w s. e / /: tp t h
Grabado mostrando la teoría del galvanismo según los experimentos de Luigi Galvani. De viribus electricitatis in motu musculari commentarius, 1792. Colegios
TRILCE 28
XVII; aunque todavíapara entonces poco más que un espectáculo exhibirpasa en alossersalones. Las primeras aportaciones que pueden entenderse como aproximaciones sucesivas al fenómeno eléctrico fueron realizadas por investigadores sistemáticos como William Gilbert, Otto von Guericke, Du Fay, Pieter van Musschenbroek (botella de Leyden) o William Watson. Las observaciones sometidas a método científico empiezan a dar sus frutos con Luigi Galvani, Alessandro Volta, CharlesAugustin de Coulomb o Benjamin Franklin, proseguidas a comienzos del siglo XIX por André-Marie Ampère, Michael Faraday o Georg Ohm. Los nombres de estos Central: 6198 - 100
Química
-s o c si a b sto n e m le e / 2 8s o j a b ar t / m o .cs a fi rag o n o .m w w w / :/ tp t h
pioneros terminaron bautizando las unidades hoy utilizadas en la medida de las distintas magnitudes del fenómeno. La comprensión final de la electricidad se logró recién con su unificación con el magnetismo en un único fenómeno electromagnético descrito por las ecuaciones de Maxwell (1 861 - 1 865). El telégrafo eléctrico (Samuel Morse, 1 833, precedido por Gauss y Weber, 1 822) puede considerarse como la primera gran aplicación en el campo de las telecomunicaciones, pero no será en la primera revolución industrial, sino a partir del cuarto final del siglo XIX cuando las aplicaciones económicas de la electricidad la convertirán en una de las fuerzas motrices de la segunda revolución industrial. Más que de grandes teóricos
como LordNikola Kelvin,Tesla, fue el Frank momento de ingenieros, como Zénobe Gramme, Sprague, George Westinghouse, Ernst Werner von Siemens, Alexander Graham Bell y sobre todo Thomas Alva Edison y su revolucionaria manera de entender la relación entre investigación científico-técnica y mercado capitalista. Los sucesivos cambios de paradigma de la primera Multiplicador de tensión Cockorolt Walton. mitad del siglo XX (relativista y cuántico) estudiarán la función de la electricidad en una nueva dimensión: atómica y subatómica. Multiplicador de tensión Cockcroft-Walton utilizado en un acelerador de partículas de 1 937, que alcanzaba un millón de voltios. La electrificación no sólo fue un proceso técnico, sino un verdadero cambio social de implicaciones extraordinarias, comenzando por el alumbrado y siguiendo por todo tipo de procesos industriales (motor eléctrico, metalurgia, refrigeración etc.) y de comunicaciones (telefonía, radio). Lenin, durante la Revolución bolchevique, definió el socialismo como la suma de la electrificación y el poder de los soviets, pero fue sobre todo la sociedad de consumo que nació en los países capitalistas, la que dependió en mayor medida de la utilización doméstica de la electricidad en los electrodomésticos, y fue en estos países donde la retroalimentación entre ciencia, tecnología y sociedad desarrolló las complejas estructuras que permitieron los actuales sistemas de I+D e I+D+I, en que la iniciativa pública y privada se interpenetran, y las figuras individuales se difuminan en los equipos de investigación. La energía eléctrica es esencial para la sociedad de la información de la tercera revolución industrial que se viene produciendo desde la segunda mitad del siglo XX (transistor, televisión, computación, robótica, internet etc). Únicamente puede comparársele en importancia la motorización dependiente del petróleo (que también es ampliamente utilizado, como los demás combustibles fósiles, en la generación de electricidad). Ambos procesos exigieron cantidades cada vez mayores de energía, lo que está en el srcen de la crisis energética y medioambiental y de la búsqueda de nuevas fuentes de energía, la mayoría con inmediata utilización eléctrica (energía nuclear y energías alternativas, dadas las limitaciones de la tradicional hidroelectricidad). Los problemas que tiene la electricidad para su almacenamiento y transporte a largas distancias, y para la autonomía de los aparatos móviles, son retos técnicos aún no resueltos de forma suficientemente eficaz. El impacto cultural de lo que Marshall McLuhan denominó Edad de la Electricidad, que seguiría a la Edad de la Mecanización (por comparación cómo la Edad de los Metales siguió a la Edad de Piedra), radica en la altísima propagaciónEste de hecho la radiación electromagnética (300 000 km/s) que hace se perciba de velocidad forma casideinstantánea. conlleva posibilidades antes inimaginables, comoque la simultaneidad y la división de cada proceso en una secuencia. Se impuso un cambio cultural que provenía del enfoque en "segmentos especializados de atención" (la adopción de una perspectiva particular) y la idea de la "conciencia sensitiva instantánea de la totalidad", una atención al "campo total", un "sentido de la estructura total". Se hizo evidente y prevalente el sentido de "forma y función como una unidad", una "idea integral de la estructura y configuración". Estas nuevas concepciones mentales tuvieron gran impacto en todo tipo de ámbitos científicos, educativos e incluso artísticos (por ejemplo, el cubismo). En el ámbito de lo espacial y político, "la electricidad no centraliza, sino que descentraliza, mientras que el ferrocarril requiere un espacio político uniforme, el avión y la radio permiten la mayor discontinuidad y diversidad en la organización espacial". www.trilce.edu.pe
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UNIDAD I
Los rayos cátodicos. Primera reacción nuclear controlada mediante fisión del átomo Michael Faraday después de haber entendido bien el fenómeno eléctrico, después de haber demostrado que el agua en la que se ha diluido una buena cantidad de sal es una buena conductora de la corriente eléctrica y después de haber comprendido perfectamente el fenómeno de la electrolisis, quiso saber si los gases y el vacío también eran conductores de la electricidad. Había construido tubos con un cátodo y un ánodo, es decir, unidos ambos a los dos bordes de una pila Volta o a los de uno de esos generadores de electricidad que acababa de inventar. Previamente había hecho el vacío en el tubo. De hecho, era un vacío muy malo y el tubo quedaba lleno de gas diluido, pero él no llegó a darse cuenta. Al conectar la corriente observó un resplandor macilento que se extendía desde el cátodo al ánodo (es lo que se emplea hoy en día para la iluminación mediante los tubos de neón). Enseguida se llamó a este resplandor «rayos catódicos». ¿Cuál era la naturaleza de este resplandor? Los sucesores de Faraday comenzaron a enfrentarse a este interrogante. Para el inglés Crookes, que había mejorado mucho el montaje de Faraday, se trataba de partículas, de una especie de iones como los que se forman en la electrólisis, que, al encontrarse con el vacío residual, creaban el resplandor. Para el alemán Lenard, alumno de Hertz (el «descubridor» de las ondas electromagnéticas), se trataba, por supuesto, de ondas. Las ondas excitaban el vacío residual y creaban la luz macilenta. Por ambas partes se intercambiaban argumentos y . afirmaciones pocos amables, tanto que la disputa adquirió rápidamente aires de rivalidad nacional, una lucha germano-inglesa. _P Sin embargo, fue un joven francés, Jean Perrin, por entonces B _ catedrático auxiliar en el laboratorio de Física de La Escuela Normal J / Superior (lugar destacado de la Física francesa), quien presentó en 4 7 / 1895 el argumento decisivo en favor de las partículas cargadas Con la ayuda de un imán desvía a los rayos catódicos (resplandor macileto) / hacia una caja de Faraday, es decir, una caja metálica donde los rayos / chocan con el tubo, recupera una corriente eléctrica que procede a . medir. Por lo tanto es cierto que los rayos catódicos están formados G P J N I R R E
E T IS T P A
N A E
I IK W S E S E R U T C I P
M O C IC M E D A C SA E . W W W
porelectricidad. una corrienteComo eléctrica, decir, por un flujo de partículas cargadas de en laeselectrólisis. / De buenas a primeras, J. J. Thomson se aboca en el experimento de :/ Perrin, pero ahora desvía los rayos catódicos no sólo mediante un campo magnético, sino también con un campo eléctrico. Entonces se Jean Perrin piensa que los rayos catódicos son una especie de iones. Las descargas eléctricas en los tubo de vacío serían de este modo la manifestación de una electrólisis gaseosa. Entonces Thomson, mediante fórmulas matemáticas del electromagnetismo, calcula la relación entre la carga eléctrica y la masa de esas partículas, midiendo las desviaciones de los rayos en función de la intensidad de los campos magnético y eléctrico que se aplican. A ello afiade una hipótesis de trabajo interesante: si se toma como valor de la carga eléctrica la carga elemental de electricidad determinada por Faraday en sus experimentos de electrólisis, la masa obtenida para la partícula cargada es pequeñísima 1800 veces más pequeña que la del átomo más ligero, el del hidrógeno. Por lo tanto, esas partículas que van del cátodo al ánodo no son ni átomos ni iones, como en la electrólisis. ¿Qué son entonces? Thomson no lo sabe muy bien, pero sugiere que se las llame corpúsculos, palabra que muy pronto quedará olvidada ante la de los electrones (portadores de electricidad). P T T H
Pantalla fluorescente
+
-
C
+
+
A
B
D E
Corriente de iones Un tubo de descarga de Thomson. Un haz de rayos catódicos emitido por el cátodo C se focaliza en A y B y pasa entre D y E, donde hay un campo eléctrico. Se crea un campo magnético perpendicular al campo eléctrico mediante bobinas colocadas en el exterior del tubo (según E. Segré). Colegios
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Química Química Pantalla Haz de Fluorescente electrones
Placa de barrido
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Catódo
Ánodo
Tubo de rayo catódico
Los tubos de rayos catódicos o llamados tubos catódicos, se utilizan en los aparatos de televisión. Thomson, como hemos visto, determinaba la trayectoria de dichos rayos (invisibles) a partir del punto luminoso producido por la interacción entre esos rayos y la pared del tubo de vidrio. El punto luminoso sirve hoy en día para formar la imagen en la pantalla fluorescente de los tubos catódicos. Un tubo de televisión es un tubo catódico dirigido hacia el telespectador. En el tubo, los rayos quedan desviados por fuerzas eléctricas y barren la pantalla fluorescente. Cuando está, recubierta de una capa especial, recibe a los rayos catódicos y se forma un punto luminoso. La señal de televisión dirige la intensidad de los rayos en cada momento, de tal forma que se hace aparecer en pantalla puntos luminosos o sombras. La lentitud del cerebro y del ojo con relación a esas estructuras cambiantes nos permite tener una visión global de la imagen producida (según Steve Weinberg).
¿De dónde vienen esos electrones? No pueden provenir más que del cátodo. Así pues, el cátodo, sólido y metálico, contiene electrones capaces de desprenderse de él. Por lo tanto, los electrones son partículas cargadas de electricidad negativa y constitutivos esenciales de la materia sólida. Los rayos catódicos no son ondas, sino partículas, corpúsculos de materia. Thomson, yendo aún más lejos en este razonamiento, se pregunta: ¿no está hecha la materia más que de electrones? Entonces construye un modelo de átomo según el cual los electrones desempeñan un papel esencial. Para él un átomo es un conjunto de electrones que se desplazan dentro de una esfera de diámetro limitado. Esta esfera de paredes infinitamente delgadas llevaría una carga eléctrica positiva para garantizar la neutralidad eléctrica del conjunto, y encerraría en su interior una población de electrones. Además de que la naturaleza de las paredes cargadas de electricidad positiva sigue siendo misteriosa, Thomson tiene que enfrentarse a un problema de masa. Desde los tiempos de Avogadro se sabía calcular la masa de un solo átomo en un elemento dado al tomar la masa atómica y dividirla por 6,02.1023. Pero, ¿cómo explicar esta masa con electrones tan livianos. Thomson no duda en imaginar que un solo átomo encierra millares de electrones.
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UNIDAD I
Leemos:
m t h . ar d e i p n o ic a n i m u l /i m c.o a h c te s e . w w w / / :t p t h
Thomas Edison El estadounidense Thomas Edison vivió y trabajo toda su vida en Estados Unidos. Fue el inventor más productivo de todos los tiempos. Patentó 1 903 inventos, entre ellos la lámpara incandescente (similar a la bombilla eléctrica que usamos en nuestros días) y el fonógrafo. También mejoró el proyector cinematográfico. Fundó, además, el primer laboratorio de investigación industrial. Los comienzos de Edison fueron muy difíciles. Fue expulsado de la escuela porque se dudaba de su capacidad intelectual, cuando en realidad su problema es que padecía sordera. Su madre lo educo en casa, donde a los 10 años de edad monto Bombilla de cristal su primer laboratorio.
Thomas Edison
La invención de la bombilla La necesidad fundamental de la bombilla eléctrica fue la de encontrar un medio más Filamento de eficiente y seguro de los que había en esa época. Antes de la invención de la bombilla carbono eléctrica los únicos medios de iluminación existentes eran el fuego, las velas, y las lámparas de aceite, pero todos ellos tenían problemas (poca iluminación, poca seguridad, necesitan mucho repuesto, etc.) La bombilla es un globo de cristal en el que se ha hecho un vacío y dentro del cual se halla un filamento metálico que, al ser atravesado por una corriente eléctrica, emite luz visible. Su primera lámpara fabricada de forma Conector industrial en 1881 se componía de un hilo de carbón dentro de una ampolla de vidrio vaciada de aire. Esta lámpara tenía una eficacia luminosa de 2 lm/W y se utilizó Primera bombilla, fabricada por Edison en 1879. por primera vez en la Opera de París para la Exposición Universal de la Electricidad en 1881. La iluminación eléctrica incandescente no sustituyó a la iluminación de gas hasta la aparición de las lámparas con filamento metálico.
x sp a. 1 25 3 3 _2 1te ra -P o d a d vil -o te n a igg n U t/ e n . ai l ag o .l w w w / /: p tt h
El el tungsteno fueron porenAuer éxito de luminoso (10osmio lm/W)ysirvió como base parautilizados la creación 1 906von de Welsbach. la lámpara El y luego la marcaalcanzado OSRAM, formada por las palabras OSmio y wolfRAM. En una lámpara incandescente, la corriente eléctrica fluye a través de un delgado hilo de wolframio llamado filamento. La corriente lo calienta hasta alcanzar unos 3 000 ºC, lo cual provoca que emita tanto calor como luz. La bombilla o foco debe estar rellena de un gas inerte para impedir que el filamento arda. Durante mucho tiempo, las lámparas incandescentes se rellenaban con una mezcla de nitrógeno y argón. Desde hace un tiempo se empezó a utilizar un gas poco común, el criptón, el cual permite que el filamento funcione a una temperatura mayor, dando como resultado una luz más brillante.
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Química Química
Modelo atómico de Thomson Descubierto el electrón en el año 1 897, en 1 898 Thomson propuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia de dicho partícula subatómica. Thomson suponía que los electrones se distribuían de una forma uniforme alrededor del átomo, conocido este modelo como Pastel de pasas, es la teoría de estructura atómica, Thomson descubre el electrón antes que se descubriese el protón y el neutrón. Si observamos este modelo, veremos que el átomo se compone por electrones de carga negativa en el átomo positivo, tal se aprecia en el modelo de budín de pasas. Pensaba que los electrones, distribuidos uniformemente alrededor del átomo, en distintas ocasiones, en vez de una sopa de las cargas positivas, se postulaba con una nube de carga positiva, en 1 906 Thomson fue premiado con el novel de física por este descubrimiento. Si pensamos que el átomo no deja de ser un sistema material, con una cierta energía interna, es por eso que esta energía provoca un grado de vibración de los electrones contenidos que contiene su estructura atómica, si se enfoca desde este punto de vista el modelo atómico de Thomson se puede afirmar que es muy dinámico por consecuencia de la gran movilidad de los electrones en el “seno” de la mencionada estructura. Para lograr una interpretación del modelo atómico desde un ángulo microscópico, entonces se puede definir como una estructura estática, ya que los mismos se encuentran atrapados dentro del “seno” de la masa que define la carga positiva del átomo.
Veamos el modelo de una forma simple, el modelo de Thomson era parecido a un pastel de Frutas: los electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga positiva, la carga negativa del electrón era la misma que la carga positiva de la esfera, es por esto que se deduce que el átomo era neutro. Thomson también explicó la forma de los iones, tanto positivos como negativos.
Thomson y su experimento J.J Thomson, (en 1 897) a mitad de un experimento midió la proporción que existe entre la carga y la masa de una corriente de electrones, usando un tubo de rayos catódicos del cual obtiene un valor, este valor es de 1,76 x 10 8 Coulombs. En 1906 Thomson demuestra que el hidrógeno tiene un electrón, esto permite diversas teorías. Pantalla fluorescente
Placas cargadas eléctricamente
(-)
(-) (+) Cátodo (-)
S
Sombra Ánodo (+)
(+)
Alto voltaje
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Imán
N Pantalla fluorescente
Trayecto de electrones
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UNIDAD I
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. El electrón fue descubierto por Dalton.
Explicación
II. La masa del electrón se determinó con el experimento de rayos catódicos.
2. Completa : Los rayos ________________ parten del ________________ y se dirigen hacia el ánodo. 3. Relaciona: I. Átomo indivisible A. Thomson II. Átomo cargado B. Dalton C. Leucipo Rpta: ____________ 4. De los postulados: A. Los átomos de un mismo elemento son iguales. B. El átomo presenta partículas de carga negativa. C. Los compuestos resultan de la unión de diferentes átomos.
¿Cuáles corresponden a la teoría atómica de Dalton? Rpta: ____________
7. De los mencionados, ¿cuáles corresponden a los rayos catódicos? I. Se dirigen en línea recta. II. Llevan partículas de carga positiva. III. Son afectados por campos eléctricos y magnéticos. Rpta: ____________ 8. Indique la relación entre la carga y la masa del electrón: Rpta: ____________ 9. ¿Qué experimento permitió conocer la carga de un electrón? Rpta: ____________ 10. ¿En qué tipo de televisor se usa el tubo de rayos catódicos?
5. Mencione la idea filosófica de Leucipo. Rpta: ____________ Rpta: ____________ 6. Dibuje el modelo atómico de Thomson. Rpta: ____________
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11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. Según Dalton, el átomo es esencialmente hueco. II. Según Thomson, el electrón es una partícula de carga negativa. III. Los rayos catódicos llevan partículas de carga negativa. Central: 6198 - 100
Química Química a) FFV b) VVF d) VFF e) FVV
c) VFV
12. ¿Qué partícula subatómica llevan los rayos catódicos? a) Protón b) Neutrón c) Electrón d) Neutrino e) Positrón
¿Cuáles corresponden a la teoría atómica de Dalton? a) Solo I d) I y II
b) Solo II c) E) I, II y III
Solo III
14. Aporta la palabra átomo: a) Dalton
b) Thomson c) Faraday
d) Leucipo e) Croockes
13. De los proposiciones: I.
Los átomos de un mismo elemento son iguales. II. Los átomos de elementos diferentes poseen propiedades diferentes. III. Los átomos son partículas indivisibles e indestructibles.
15. Inventó la primera bombilla eléctrica: a) Franklin b) Faraday c) Thomson d) Edison e) Curie
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. El átomo fue descubierto por Dalton.
Explicación
II. La carga del electrón se determinó con el experimento de rayos catódicos. 2. Completa: Los rayos catódicos parten del ____________ y se dirigen hacia el ____________. 3. Relaciona: I.
Electrón
A. Thomson
II. Átomo compacto B. Dalton C. Leucipo Rpta: ____________
C. Los compuestos resultan de la unión de diferentes átomos. ¿Cuáles corresponden a la teoría atómica de Thomson?
Rpta: ____________ 5. Mencione la idea filosófica de Demócrito.
4. De los postulados: Rpta: ____________ A. Los átomos de un mismo elemento son iguales. B. El átomo presenta partículas de carga negativa. www.trilce.edu.pe
6. Dibuje el modelo atómico de Dalton.
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UNIDAD I
7. De los mencionados, ¿cuáles corresponden a 12. ¿Qué partícula subatómica llevan los rayos los rayos catódicos? canales? I. Se dirigen en forma ondulatoria. II. Llevan partículas de carga negativa. III. No son afectados por campos eléctricos y magnéticos.
a) Protón b) Neutrón c) Electrón d) Neutrino e) Catión
13. De las proposiciones: Rpta: ____________ 8. Indique la carga eléctrica del electrón. Rpta: ____________ 9. ¿Qué experimento permitió conocer la existencia de un electrón?
Los átomos de un mismo elemento son isótopos. II. Los átomos de elementos diferentes pueden ser isóbaros. III. Los átomos son partículas indivisibles e indestructibles.
¿Cuáles corresponden a la teoría atómica de Dalton?
Rpta: ____________ 10. ¿En qué tipo de televisor no se usa el tubo de rayos catódicos? Rpta: ____________
a) Solo I d) I y II
b) Solo II c) Solo III e) I, II y III
14. Determina la relación carga y masa del
11. Indica con (V) verdadero o (F) falso, según corresponda: I. Según Dalton, el átomo es indivisible. II. Según Thomson, el electrón es una partícula de carga positiva. III. Los rayos catódicos llevan electrones. a) FFV b) VVF d) VFF e) FVV
I.
c) VFV
electrón. a) Dalton b) Thomson c) Faraday d) Leucipo e) Croockes
15. El experimento de la gota de aceite fue de: a) Franklin b) Faraday d) Edison e) Curie
c) R. Milli Kan
Actividades complementarias
Investiga un poco más: Motor eléctrico Los motores eléctricos son máquinas que transforman la energía eléctrica obtenida de una fuente de tensión o pila, en energía mecánica al srcinar un movimiento. El experimento consiste en la atracción y repulsión entre dos imanes, uno natural y uno electromagnético inducido por la corriente de la pila, lo que induce el movimiento.
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Química El campo electromagnético inducido en la bobina se debe a la corriente que circula por la espiral de cable. Así obtenemos un "imán artificial", sin embargo, en el imán, dicho magnetismo es propio del material debido a su naturaleza magnética.
Materiales • Una pila alcalina de tipo "D" o una pila de petaca. • Cinta adhesiva. • Dos clips de papel (cuanto más grandes mejor). • Un imán rectangular (como los que se usan en las neveras). • Cable de cobre esmaltado grueso (no con funda de plástico). • Un tubo de cartón de papel higiénico o de cocina (de poco diámetro). • Papel de lija fina. Opcional: pegamento, bloque pequeño de madera para la base. Procedimiento 1. Enrollar el cable de cobre alrededor del tubo de cartón, diez o más vueltas (espiras paralelas), dejando al menos 5 cm de cada extremo sin enrollar y perfectamente recto. Retire el tubo ya que solo se utiliza para construir la bobina. También puedes enrollar el cable con cualquier objeto cilíndrico, por ejemplo, la misma pila del tipo D. Los extremos deben coincidir, es decir, quedar perfectamente enfrentados ya que serán los ejes de nuestro motor. Se puede utilizar una gota de pegamento entre cada espira o dar dos vueltas del cable de los extremos sobre la bobina para evitar la deformación de ésta. 2. Utilizando la lija, retirar completamente el esmalte del cable de uno de los extremos de la bobina, dejando al menos 1 cm sin lijar, en la parte más próxima a la bobina. 3. Colocar la bobina sobre una superficie lisa y lijar el otro extremo del cable, simplemente por uno de los lados (por ello no hay que dar la vuelta a la bobina). Dejar al menos 1 cm sin lijar de la parte más próxima a la bobina. 4. Fijar el imán a uno de los lados de la pila utilizando para ello el pegamento. 5. Utilizando los clips, dejar dos ganchos en cada uno de los extremos habiendo entre estos un ángulo de 90º. Unos alicates planos o de punta fina pueden ser muy útiles. 6. Utilizar la cinta adhesiva para fijar el clip de papel a cada uno de los extremos de la pila, situando dichos extremos en el mismo lado que el imán. 7. Colgar la bobina sobre los extremos libres de los clips. Si la bobina no gira inmediatamente debemos ayudarla levemente. Con las cintas adhesivas fijaremos los clips a los bordes de la pila, pegaremos el imán a la superficie de la pila haciendo coincidir el eje de la estructura del cable con el centro de este.
Thomson Dalton
Leucipo y Demócrito
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Capítulo 1 UNIDAD I
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD / BOHR
x p s a. 1 253 23 _ -1 e tr a -P o d a d i lv -o e t n ag i -g n U /t e n . a li ga l.o w w w // : tp t h
Una serie de eventos y descubrimientos permitieron conocer mejor la estructura del átomo.
Leemos: Una arma nuclear es un explosivo de alto poder que utiliza la energía nuclear, esto incluye el vector transportador, como los misiles balísticos intercontinentales, los misiles balísticos de lanzamiento submarino y parte de la infraestructura involucrada en su manejo y operación. La primera detonación nuclear fue realizada en la población de Alamogordo, Nuevo México, Estados Unidos el 16 de julio de 1945, como parte experimental del Proyecto Manhattan. Poco tiempo después dos bombas atómicas fueron detonadas sobre las ciudades de Hiroshima y Nagasaki, Japón lo cual no fue el principal motivo de la rendición de esta nación pero provocó un gran impacto en la misma, dando así fin a la Segunda Guerra Mundial en el tratado del Pacífico. Este evento dio inicio a lo que se ha denominado como "la era nuclear". Las bombas nucleares se encuentran entre las armas con mayor poder de destrucción, Colegios
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Bomba nuclear
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por lo que comúnmente se les incluye dentro de la clasificación ABQ. Su radio de acción alcanza decenas o centenares de kilómetros a partir del punto de detonación. Se le suma a ello, las armas nucleares que producen daños asociados como la contaminación radiactiva y el invierno nuclear. Fuente:http://portales.educared.net/ wikiEducared/index.php?title=Armamento_ nuclear
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Química
Rayos canales Los rayos anódicos o también llamados canales o positivos, son haces de rayos positivos constituidos por cationes atómicos o moleculares que se desplazan hacia el electrodo negativo en un Tubo de Crookes (es un tubo por donde circulan una serie de gases que al aplicarle electricidad adquieren fluorescencia), es un cono de vidrio con un ánodo y un cátodo.
Propiedades de los rayos canales 1. Su carga positiva es igual o múltiplo de la carga del electrón. 2. La masa y la carga de los rayos varían según el gas encerrado en el tubo generalmente es igual a la masa atómica de dicho gas. 3. Son desviados por campos eléctricos y magnéticos desplazados hacia la parte negativa del campo. -
+
Rayos X Los rayos X son radiaciones electromagnéticas, como lo es la luz visible, o las radiaciones ultravioletas e infrarrojas, y lo único que los distingue de las demás radiaciones electromagnéticas es su llamada longitud de onda, que es del orden de 10 -10 m (equivalente a la unidad de longitud que conocemos como Angstrom). El 8 de noviembre de 1895 se descubrieron los rayos X; el físico Wilhelm Conrad Röntgen, realizó experimentos loscatódicos tubos de Hittorff-Crookes (o simplemente tuboque de Crookes) y lalos bobina Ruhmkorff. Analizaba los con rayos para evitar la fluorescencia violeta producían rayosdecatódicos en las paredes de un vidrio del tubo. Para ello, crea un ambiente de oscuridad, y cubre el tubo con una funda de cartón negro. Al conectar su equipo por última vez, llegada la noche, se sorprendió al ver un débil resplandor amarillo-verdoso a lo lejos: sobre un banco próximo había un pequeño cartón con una solución de cristales de platino-cianuro de bario, en el que observó un oscurecimiento al apagar el tubo. Al encender de nuevo el tubo, el resplandor se producía nuevamente. Retiró más lejos la solución de cristales y comprobó que la fluorescencia se seguía produciendo, así repitió el experimento y determinó que los rayos creaban una radiación muy penetrante, pero invisible. Observó que los rayos atravesaban grandes capas de papel e incluso metales menos densos que el plomo. En las siete semanas siguientes, estudió con gran rigor las características y propiedades de estos nuevos y desconocidos rayos. Pensó en fotografiar Filamento Ampolla de cristal este fenómeno y entonces fue cuando hizo un nuevo descubrimiento: las placas Cátodo fotográficas que tenía en su caja estaban veladas. Intuyó la acción de estos rayos sobre la emulsión fotografica y se comprobarlo. Colocó una caja dededicó maderaa con unas pesas sobre una placa fotográfica y el resultado fue sorprendente. El rayo atravesaba la madera e impresionaba la imagen de las pesas en la fotografía. Hizo varios experimentos con objetos como una brújula y el cañón de una escopeta. Para comprobar la distancia y el alcance de los rayos, pasó al cuarto de al lado, cerró la puerta y colocó una placa fotográfica. Obtuvo la imagen de la www.trilce.edu.pe
Ánodo
Ventana
Haz de rayos útil Tercer año de secundaria 39
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Capítulo 1 UNIDAD I moldura, la bisagra de la puerta e incluso los trazos de la pintura que la cubría. Cien años después ninguna de sus investigaciones ha sido considerada como casual. El 22 de diciembre, un día memorable, se decide a practicar la primera prueba con humanos. Puesto que no podía manejar al mismo tiempo su carrete, la placa fotográfica de cristal y exponer su propia mano a los rayos, le pidió a su esposa que colocase la mano sobre la placa durante quince minutos. Al revelar la placa de cristal, apareció una imagen histórica en la ciencia. Los huesos de la mano de Berta, con el anillo flotando sobre estos: la primera imagen radiográfica del cuerpo humano. Así nace una de las ramas más poderosas y excitantes de la Medicina: la Radiología. El descubridor de estos tipos de rayos tuvo también la idea del nombre. Los llamó "rayos incógnita", o lo que es lo mismo: "rayos X" porque no sabía que eran, ni cómo eran provocados. Rayos desconocidos, un nombre que les da un sentido histórico. De ahí que muchos años después, pese a los descubrimientos sobre la naturaleza del fenómeno, se decidió que conservaran ese nombre. La noticia del descubrimiento de los rayos "X" se divulgó con mucha rapidez en el mundo. Röntgen fue objeto de múltiples reconocimientos, el emperador Guillermo II de Alemania le concedió la Orden de la Corona, fue honrado con la medalla Rumford de la Real Sociedad de Londres en 1 896, con la medalla Barnard de la Universidad de Columbia y con el premio Nobel de Física en 1 901. El descubrimiento de los rayos "X" fue el producto de la investigación, experimentación y no por accidente como algunos autores afirman; W.C. Röntgen, hombre de ciencia, agudo observador, investigaba los detalles más mínimos, examinaba las consecuencias de un acto quizás casual, y por eso tuvo éxito donde los demás fracasaron. Este genio no quiso patentar su descubrimiento cuando Thomas Alva Edison se lo propuso, manifestando que lo legaba para beneficio de la humanidad.
Experimento de la gota de aceite La primera medida precisa de la carga del electrón la realizó Robert Millikan, en 1 909, con un experimento al que se le conoce como el experimento de la gota de aceite. Millikan encontró que la carga del electrón era de 1,6022 x10 -19 C. Usando la relación descubierta por Thomson determinó la masa del electrón, la cual tenía un valor de -24
9,1096x10 g.
¿Como logró determinar Millikan la carga del electrón?
Gotas de aceite (+)
Rayos X ionizan aire
Atomizador para producir gotas de aceite Microscopio Gota Roja en observación Placas eléctricas cargadas
Carga (-) quedan en las gotas ( - )
Radiactividad En febrero de 1 896, Antoine Henri Becquerel, profesor de la Escuela Politécnica de París, estaba estudiando la posibilidad de que ciertos compuestos de uranio, al ser expuestos a la luz solar, emitiesen rayos parecidos a los rayos X, descubiertos por Röentgen pocos meses antes. Becquerel colocó varias placas fotográficas, envueltas en papel negro, debajo de las sales de uranio y las expuso a los rayos solares. Tras revelar las placas, observó unas manchas negras con la silueta de las sales. Pero el Sol se ausentó de París el 26 y 27 de febrero y guardó el resto de sus placas en un cajón. Cuando, por curiosidad, las reveló el 1 de marzo, comprobó que habían sido impresionadas en ausencia de luz. La única interpretación era que las sales de uranio emitían una radiación de naturaleza desconocida. Colegios
Organización TRILCEEducativa TRILCE 40
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Química . t o p s g lo b . 1 s o t n e i m a s n e p o d n ie c e n a m a / /: p t th
l m t h . d a d vii tc a o i d r-a e tr e u m al e d syo ar / 07 / 8 0 02 / o m c
Marie e Irene Curie realizan medidas de radiactividad en su laboratorio.
El descubrimiento fue comunicado a la Academia de Ciencias el 2 de marzo de 1896. Puesto que Becquerel creía que estos rayos eran de la misma naturaleza que los rayos X, denominó a las sales Uranio X. Además, tenían otras propiedades fascinantes, como la de ionizar el aire próximo. Becquerel lo puso de relieve colocando uranio entre dos placas metálicas separadas por aire y conectadas a los dos polos de una batería. Con un electrómetro pudo comprobar la presencia de corriente entre las placas. Un descubrimiento que sería muy útil a la hora de determinar el grado de actividad de otras sustancias midiendo la electricidad producida al ionizarse el aire circundante. Marie Sklodovoska y su marido Pierre Curie se interesaron por este fenómeno y tuvieron la idea de comprobar si otros cuerpos poseían también propiedades radiactivas. Gracias a un electrómetro muy preciso puesto a punto por Pierre, estudiaron los minerales de uranio, la pechblenda y la calcolita. El 6 de junio de 1898, después de cuatro años de duro trabajo en condiciones físicas penosas pero que fueron calificados por Marie como «los más bellos de nuestras vidas, lograron aislar un cuerpo 400 veces más activo que el uranio, al que bautizaron con el nombre de polonio, en honor a la patria de Marie. Los Curie manifestaron: "Creemos que la sustancia que hemos extraído de la pechblenda contiene un metal desconocido hasta ahora, similar al bismuto en sus propiedades analíticas". Meses más tarde, en diciembre de 1 898, aislaron otro elemento un millón de veces más activo que el uranio. Lo denominaron radio. También comprobaron un hecho fascinante: en las proximidades de un preparado de radio, los objetos próximos se vuelven radiactivos. A este fenómeno se le denominó radiactividad inducida. Esto es debido a que el radio, al desintegrarse, srcina un gas radiactivo llamado radón que se difunde por la atmósfera fijándose en los objetos circundantes. Becquerel y los esposos Curie compartieron en 1 903 el Nobel de Física por el descubrimiento de la radiactividad natural. Pierre Curie dijo, al recibir el preciado galardón: "No es difícil concebir que en manos criminales el radio puede ser muy peligroso". Aunque prosigue: "Pienso que los nuevos descubrimientos acarrearán más beneficios que daños a la Humanidad". Efectivamente, descubierta la radiactividad, investigaciones posteriores darían lugar tanto a la bomba atómica como a la medicina nuclear.
Antecedentes Nadie podía imaginar que, tras asumir que la materia está formada por átomos, éstos no son estables, sino que algunos de ellos tienen la extraña propiedad de desintegrarse, de transformarse unos en otros emitiendo partículas de propiedades misteriosas. El gran antecedente de la idea moderna de una estructura interna de la materia es el griego Demócrito, para quien la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles a las que denominó átomos. Estas ideas fueron olvidadas hasta 1 808, cuando el químico inglés John Dalton publicó: "Un nuevo sistema de filosofía química".
Nuevos elementos Tras la creación del elemento neptunio en la primavera de 1940, se desató una frenética carrera para obtener nuevos elementos químicos. Hoy, tres laboratorios se dedican a esta tarea: el Instituto Unido de Investigación Nuclear de Dubna (Rusia), el Laboratorio Nacional Lawrence Berkeley (EE.UU.) y el Instituto de Investigación en Iones Pesados en Darmstadt (Alemania). En estos centros de investigación se hacen colisionar núcleos pesados, como por ejemplo kriptón contra plomo, para obtener, en ocasiones muy www.trilce.edu.pe
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UNIDAD I
particulares, nuevos elementos más pesados que los srcinales. De este modo, en el Lawrence Berkeley se crearon el año pasado los elementos 116 y 118. A pesar de que estos elementos se desintegran al cabo de milisegundos, se cree que tras el elemento 114 existe un "valle de estabilidad" que permitirá la construcción de materiales hasta ahora desconocidos. Lámina de oro Fuente de partículas alfa Partículas Alfa
Detector partículasde Partícula alfa Núcleo del átomo
Átomo de oro
Poco después de que Thomson desarrollara su modelo atómico, Ernest Rutherford, el físico experimental más prominente de su tiempo, obtuvo impresionantes datos sobre la estructura de la materia. Rutherford y sus dos colaboradores: Hans Geiger y Ernest Marsden, realizaron experimentos que consistieron
en la dispersión de partículas alfaplata provenientes de un materialalfa radiactivo contra hojas delgadas elemento en estudio, como oro, o cobre. Las partículas puedennatural viajar algunos centímetros endel el aire o aproximadamente 0,1 mm a través de la materia sólida antes de alcanzar el reposo por medio de colisiones. Los resultados experimentales fueron muy diferentes a lo que se esperaba. Si el modelo de Thomson hubiese sido correcto, las partículas alfa que lograran atravesar la placa no deberían sufrir desviación, o si se desviaban, solo debería ser por unos cuantos grados. Algunas partículas alfa sufrieron gran desviación y otras incluso se desviaron ángulos cercanos a 180°, es decir, prácticamente regresaban hacia atrás.
Modelo atómico de Rutherford Los datos obtenidos por Rutherford con el experimento anterior lo llevaron a formular una nueva teoría atómica, en la cual propone: • Los átomos son en su mayor parte espacio vacío. • Los átomos poseen un núcleo central en el cual se concentra casi toda la masa del átomo.
• • •
El núcleo atómico es la zona más compacta del átomo y posee carga positiva. Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares y concéntricas. El diámetro del átomo es, aproximadamente, 10 000 veces el diámetro del núcleo atómico.
+
Colegios
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Química Química
Mecánica cuántica La mecánica cuántica es la última de las grandes ramas de la Física. Comienza a principios del siglo XX, en el momento en que dos de las teorías que intentaban explicar lo que nos rodea, la ley de gravitación universal y la teoría electromagnética clásica, se volvían insuficientes para explicar ciertos fenómenos. La teoría electromagnética generaba un problema cuando intentaba explicar la emisión de radiación de cualquier objeto en equilibrio, llamada radiación térmica, que es la que proviene de la vibración microscópica de las partículas que lo componen. Pues bien, usando las ecuaciones de la electrodinámica clásica, la energía que emitía esta radiación térmica daba infinito si se suman todas las frecuencias que emitía el objeto, con ilógico resultado para los físicos. Es en el seno de la mecánica estadística donde nacen las ideas cuánticas en 1900. Al físico Max Planck se le ocurrió un truco matemático: que si en el proceso aritmético se sustituía la integral de esas frecuencias por una suma no continua se dejaba de obtener un infinito como resultado, con lo que eliminaba el problema y, además, el resultado obtenido concordaba con lo que después era medido. Fue Max Planck quien entonces enunció la hipótesis de que la radiación electromagnética es absorbida y emitida por la materia en forma de cuantos de luz o fotones de energía mediante una constante estadística, que se denominó constante de Planck. Su historia es inherente al siglo XX, ya que la primera formulación cuántica de un fenómeno fue dada al conocer el 14 de diciembre de 1900 en una sesión de la Sociedad Física de la Academia de Ciencias de Berlín por el científico alemán Max Planck. La idea de Planck hubiera quedado muchos años solo como hipótesis si Albert Einstein no la hubiera retomado, proponiendo que la luz, en ciertas circunstancias, se comporta como partículas de energía independientes (los cuantos de luz o fotones). Fue Albert Einstein quién completó en 1905 las correspondientes leyes de movimiento con lo que se conoce como Teoría Especial de la Relatividad, demostrando que el electromagnetismo era una teoría esencialmente no mecánica. Culminaba así lo que se ha dado en llamar física clásica, es decir, la física no-cuántica. Usó este punto de vista llamado por él “heurístico”, para desarrollar su teoría del efecto fotoeléctrico, publicando esta hipótesis en 1905, lo que le valió el Premio Nobel de 1921. Esta hipótesis fue aplicada también para proponer una teoría sobre el calor específico, es decir, la que resuelve cuál es la cantidad de calor necesaria para aumentar en una unidad la temperatura de la unidad de masa de un cuerpo. El siguiente paso importante se dio hacia 1925, cuando Louis de Broglie propuso que cada partícula material tiene una longitud de onda asociada, inversamente proporcional a su masa, (a la que llamó momentum), y dada por su velocidad. Poco tiempo después Erwin Schrödinger formuló una ecuación de movimiento para las "ondas de materia", cuya existencia había propuesto De Broglie y varios experimentos sugerían eran reales. La mecánica cuántica introduce una serie de hechos contraintuitivos que no aparecían en los paradigmas físicos anteriores; con ella se descubre que el mundo atómico no se comporta como esperaríamos. Los conceptos de incertidumbre, indeterminación o cuantización son introducidos por primera vez aquí. Además la mecánica cuántica es la teoría científica que ha proporcionado las predicciones experimentales más exactas hasta el momento, a pesar de estar sujeta a las probabilidades. La teoría cuántica fue desarrollada en su forma básica a lo largo de la primera mitad del siglo XX. El hecho de que la energía se intercambie de forma discreta se puso de relieve por hechos experimentales como los siguientes, inexplicables con las herramientas teóricas "anteriores" de la mecánica clásica o la electrodinámica. El desarrollo formal de la teoría fue obraEinstein, de los esfuerzos conjuntos de varios físicos y matemáticos de la época como Schrödinger, Heisenberg, Dirac, Bohr y Von Neumann entre otros la lista es larga. Algunos de los aspectos fundamentales de la teoría están siendo aún estudiados activamente. La mecánica cuántica ha sido también adoptada como la teoría subyacente a muchos campos de la Física y la Química, incluyendo la física de la materia condensada, la química cuántica y la física de partículas. La región de srcen de la mecánica cuántica puede localizarse en la Europa central, en Alemania y Austria, y en el contexto histórico del primer tercio del siglo XX. Modelo atómico de Bohr para el átomo de hidrógeno, propuesto en 1913 A pesar de constituir un gran avance y de predecir hechos reales, el modelo nuclear de Rutherford presentaba dos graves inconvenientes: www.trilce.edu.pe
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1. Contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, según las cuales, una partícula cargada, cuando posee aceleración, emite energía electromagnética. 2. Según el enunciado anterior los espectros atómicos deberían ser continuos, ocurriendo que éstos son discontínuos, formados por líneas de una frecuencia determinada. El físico danés Neils Bohr(1 885 - 1 962), premio Nobel de Física en 1 922 presento en 1 913 el primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. Supero las dificultades del modelo de Rutherford suponiendo simplemente que la Física clásica no se podía aplicar al universo atómico. No hay ninguna razón, decidió Bohr, para esperar que los electrones en los átomos irradian energía mientras no se les proporcione ninguna energía adicional. Igualmente los espectros atómicos de absorción y emisión de líneas eran indicativos de que los átomos, y más concretamente los electrones, eran capaces de absorber o emitir cuantos de energía en determinadas condiciones. La teoría de los cuantos de Planck aportó a Bohr dos ideas: • Las oscilaciones eléctricas del átomo solo pueden poseer cantidades discretas de energía (están cuantizados). • Sólo se emite radiación cuando el oscilador pasa de un estado cuantizado a otro de mayor energía. Bohr aplicó estas ideas al átomo de hidrógeno y enunció los tres postulados siguientes: 1. En el átomo de hidrógeno el movimiento del electrón alrededor del núcleo está restringido a un número discreto de órbitas circulares. Primer postulado. 2. El momento angular del electrón en una órbita está cuantizado; es un número entero de h/2 p, siendo h la constante de Planck. Segundo postulado. 3. El electrón no radia energía mientras permanece en una de las órbitas permitidas, teniendo en cada órbita una energía característica constante. Cuando el electrón cae de un estado de energía superior a otro de energía inferior, se emite una cantidad de energía definida en forma de un fotón de radiación. Tercer postulado. Niels Bohr (1885-1962) fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontínuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford. Este modelo implicaba los siguientes postulados: • El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida. • Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía. • En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo. • Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m . v . r ) era un múltiplo entero de h/2 p. m.v.r. = n .
h 2≠
Donde n = 1,2,3,4 ... v = velocidad tangencial m = masa del electrón 9,109 r = radio de la órbita
.
10-28g
Bohr aplicó la hipótesis cuántica por Planck en 1900 La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos Colegios
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Química Química ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores. Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia. Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro. Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontínuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia. ¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia? En condiciones normales los electrones de un átomo o ión se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior en el cual se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles. La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre. Al aplicar la fórmula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos. El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electrones estaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámico y hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la Física Clásica.
Propiedades del átomo de Bohr Los átomos están formados por un núcleo que posee una serie de partículas subatómicas. Alrededor del núcleo se hallan en diferentes órbitas los electrones. Las partículas subatómicas de las que se compone el núcleo son los protones y los neutrones. Los átomos son eléctricamente neutros. Luego, si contienen electrones, cargados negativamente, deben contener también otras partículas con carga positiva que corresponden a la carga de aquellos. Estas partículas estables con signo positivo se las llamó protón. Su masa es igual a 1,67 . 10-27 kg. Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaba unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligeramente superior a la del protón (1,67482 . 10-27 kg). Situados en órbitas alrededor del núcleo se hallan los electrones, partículas estables de carga eléctrica negativa y con una masa igual a 9,11 . 10-31 kg. El modelo de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno, pero no los de átomos mayores. Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a atómos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidian con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los númerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por órbitas aldededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un eléctrón átomos polielectrónicos ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos. www.trilce.edu.pe
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UNIDAD I
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición Según Chadwick la masa del átomo se concentra en el núcleo.
Explicación
II. Según Rutherford los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. 2. Relaciona: I. Neutrón II. Núcleo
A. Rutherford B. Chadwick
C. Bohr Rpta: ____________
3. Completa: Los rayos canales llevan ________________ de carga ________________ que se forman del choque de los rayos ________________ con el gas. 4. Según Rutherford, ¿cuál es la relación de 10. ¿Qué es la radiactividad? tamaños entre el átomo y el núcleo? Rpta: ____________
Rpta: ____________
5. Según Bohr, ¿cuál es la distancia del núcleo al 11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según tercer nivel? corresponda: Rpta: ____________ 6. Determina la energía de la segunda órbita en el átomo de Bohr. Rpta: ____________ 7. ¿A qué distancia del núcleo se encuentra un electrón con energía de -3,4 eV en el átomo de Bohr? Rpta: ____________
I.
La teoría de Rutherford explica de manera eficaz la presencia de electrones en el átomo. II. Todos los electrones en un mismo átomo poseen el mismo contenido energético según Bohr. III. La masa del átomo se concentra en el núcleo atómico, según Chadwick.
a) VVV b) VFV d) FVF e) FFF
c) VFF
8. Explica el experimento de la gota de aceite Rpta: ____________ 9. ¿Cómo se formaron los rayos X? Rpta: ____________ Colegios
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12. ¿Cuál es la separación de las órbitas n=1 y n =2 en el átomo de Bohr? a) 0,53 d) 0,8
b) 2,1 e) 0,2
c) 1,6
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Química Química 13. Un electrón A se ubica en el cuarto nivel 14. ¿Qué radiación utilizó Rutherford en su energético de un átomo y un electrón B se ubica experimento sobre las laminillas de oro? en el cuarto nivel energético de otro átomo con mayor número atómico. Entonces se puede a) Rayos X b) Rayos alfa c) Rayos beta afirmar que: d) Neutrino e) U.V I. A se mueve a mayor velocidad que B. II. A y B se encuentran a la misma distancia con respecto al núcleo. III. B posee mayor energía que A. ¿Cuáles son correctas? a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) I y III
15. ¿Cuál es el ángulo de desviación que experimenta los rayos alfa al caer sobre una lámina de oro? a) 0º y 90º b) 90º y 180º c) 0º y 180º d) 90º y 120º e) 45º y 135º
c) Solo III
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explique las siguientes proposiciones: I.
Proposición Según Chadwick, en el núcleo existe una particula neutra.
Explicación
II. Según Rutherford el átomo es compacto.
2. Relaciona: I.Átomo vacío II. Órbitas circulares C. Bohr
A. Rutherford B. Chadwick
Rpta: ____________ 3. Completa: Los rayos ________________ llevan iones de carga positiva, que se forman del choque de los rayos ________________ con el gas. 4. Según Rutherford, ¿cuál es el contenido en masa en el núcleo? Rpta: ____________
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UNIDAD I
5. Según Bohr, ¿cuál es la distancia del núcleo al cuarto nivel? Rpta: ____________ 6. Determina la energía de la tercera órbita en el átomo de Bohr.
a) VVV b) VFV d) VVF e) FFF
c) VFF
12. ¿Cuál es la separación de las órbitas n=2 y n =3 en el átomo de Bohr? a) 0,53 A ºb) 2,1 d) 4,6 e) 3,7
c) 2,65
Rpta: ____________ Un electrón A átomo se ubica el cuarto nivel 7. ¿A qué distancia del núcleo se encuentra un 13. energético de un y unen electrón B se ubica electrón con energía de -0,85 eV en el átomo en el tercer nivel del mismo átomo. Entonces se de Bohr? puede afirmar que: Rpta: ____________
8. ¿Qué experimento determinó la carga de un electrón? Rpta: ____________
I. A se mueve a mayor velocidad que B. II. A y B se encuentran a la misma distancia con respecto al núcleo. III. B posee mayor energía que A. ¿Cuáles son correctas? a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) I y III
c) Solo III
9. ¿Por qué se llamaron rayos X? Rpta: ____________ 10. ¿Quién descubrió la radiactividad?
14. ¿Quién determinó que el átomo es esencialmente vacío? a) Curie b) Becquerel c) Rutherford d) Faraday e) Bohr
Rpta: ____________ 15. ¿Qué tipo de rayos se descubrió al realizar agujeros en el cátodo del tubo de rayos 11. Indicar con (V) verdadero o (F) falso según catódicos? corresponda: I.
La teoría de Rutherford determina la existencia del núcleo. II. Los electrones en un mismo átomo poseen diferente contenido energético según Bohr. III. El átomo es esencialmente vacío, según Bohr.
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a) Rayos X b) Rayos UV c) Rayos canales d) Rayos IR e) Protón
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Química Química Actividades complementarias
Investiga un poco más: Para calcular la velocidad de la luz no podemos utilizar la luz visible ya que de una forma casera sería imposible determinar su longitud de onda al ser tan pequeña (en torno a la milésima parte del milímetro), por lo que empleamos la longitud de onda que genera nuestro electrodoméstico casero: el microondas, ya que su longitud de onda es en torno a los centímetros.
Albert Einstein
I/ V 6 c z 4 y A D 2 D _ / m o .c t o p s g o l .b p b . 3 / /: p t t h
/ 0 0 6 1s / U U X O k P 3 6 --2 / 4 u D A A A A A A A A /I yL O D W p lM F T
g j.p n i e ts in e -t r e lb a
ondas se caracterizan poresposeer crestasdey estas vallesoscilaciones a lo largo demayor su longitud onda medida en (Las su vez, cuanto mayor el número es la de frecuencia, l). A Herzios (Hz), y con ello la energía de dicha onda, determinada según la fórmula E = h.u Los puntos más energéticos son las cimas de las crestas, por lo tanto, si podemos detectarlos podríamos medir la distancia entre éstos y con ello hallar la longitud de onda. Materiales 1. Un microondas
2. Dos lonchas de queso
3. Regla
Procedimiento 1. Retirar la base giratoria de interior del microondas y situar de nuevo el plato de vidrio. Con ello conseguimos que el plato no gire y así la acción del microondas se produzca siempre en el mismo punto. 2. Situar dos lonchas de queso de fundir sobre el plato de cristal y conectar el microondas eligiendo menor potencia posible. 3. la Parar el microondas cuando observemos que algunas zonas del queso empiezan a fundirse. Los microondas están fabricados en un material capaz de reflejar las ondas microondas, generalmente de aluminio. Además las dimensiones del interior del microondas están diseñadas para que las ondas reflejadas no se anulen entre sí, sino que se acoplen (resonancia) y con ello obtenemos nuevas ondas (estacionarias) que poseen la misma longitud de onda pero con amplitudes mayores. Las zonas fundidas del queso corresponden a las cimas de las crestas de estas ondas estacionarias, es decir, los puntos más energéticos. 4. Medir la distancia entre dos puntos del queso que estén fundidos con una regla simple. 5. Coger papel y lápiz. Ahora calculamos la velocidad de la luz. Para ello multiplicamos por dos la distancia entre los puntos (aproximadamente 6 cm) ya que la longitud de onda equivale al doble de la distancia entre dos crestas. Utilizando la fórmula anteriormente descrita sólo necesitamos conocer la frecuencia de nuestro microondas que encontraremos en su parte posterior. La frecuencia estándar de los microondas es de 2 450 MHz, es decir 2 450 millones de oscilaciones por segundo. c = l . v = 0, 12 (m) 2 450 000 000 (1/s) = 300 000 000 m/s = 300 000 km/s
Bohr Rutherford Dalton www.trilce.edu.pe
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MECÁNICA CUÁNTICA g p j. a c it n a u c ia s a t n a f / 9 0 / 0 1 0 2 / m o c . s s e r p d r o w .s e li f. e u iq s y h p e ll e b a l / :/ p tt h
El descubrimiento de la electricidad y de la presencia de electrones en el átomo, permitieron estudiar otros eventos como la radioactividad, la emisión de luz por saltos electrónicos y la descripción de la luz.
Radiaciones electromagnéticas La radiación electromagnética está formada por la combinación de campos eléctricos y magnéticos, que se propagan a través del espacio en forma de ondas portadoras de energía. Las ondas electromagnéticas tienen las vibraciones perpendiculares a la dirección de propagación de la onda. Por tal motivo, se las clasifica entre las ondas transversales. Las ondas electromagnéticas viajan a través del espacio, y no necesitan de un medio material para propagarse. y E
Z
El físico escocés, James Clerk Maxwell fue el primero en hacer la observación teórica de que un campo electromagnético variable admite una solución cuya ecuación de movimiento corresponde a la de una onda. Eso sugería que el campo electromagnético era susceptible de propagarse en forma de ondas, tanto en un medio material como en el vacío. Las ecuaciones de Maxwell sugerían que la velocidad de propagación en el vacío era constante, para todos los observadores. Las ondas electromagnéticas (ondas de radio, microondas, ondas infrarrojas, luz visible, luz ultravioleta, rayos X, rayos gamma) viajan a la velocidad de 299 792 458 metros/seg en el vacío. Colegios
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Química Química I/ L O D WG P JP M .I L N F ET T INS I/ E V RT6 C E
Albert Einstein, en su teoría especial de la relatividad, dio con la solución teórica que explica la constancia de la velocidad de la luz, que desde la 17ª Conferencia General de Pesos y Medidas de 1983 se acordó fijar 299 792 458 m/seg, aunque de ordinario suele decirse que es de 300 000 km/ seg. También desde 1983, se define la unidad de longitud metro, como la distancia recorrida por la luz en el vacío en 1/299 792 458 de segundo. Estas determinaciones se tomaron debido a la enorme importancia del valor que tiene esta constante en Astronomía. El físico alemán Heinrich Hertz, en 1888, realizó los primeros experimentos para detectar físicamente las ondas electromagnéticas; fue el primero que construyó un aparato que emitía y detectaba ondas electromagnéticas VHF y UHF.
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Albert Einstein
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T R E H S/ E G A IM / B A L IO D A R
Heinrich Hertz (1857-1894) El comportamiento de las radiaciones electromagnéticas depende de su longitud de onda. Cuando la radiación electromagnética interactúa con átomos y moléculas puntuales, su comportamiento también depende de la cantidad de energía que lleve. Este dato es importante cuando se analiza la influencia de las ondas electromagnéticas producidas por un microondas, por un teléfono móvil, por las antenas de telefonía móvil o por los cables de alta tensión.
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P T T H
Heinrich Hertz
Banda Rayos gamma
Longitud de onda (metros) 10 picómetros = 10 . 10-12 m
Frecuencia (Herzios) 30,0 ExaHz = 30 . 1018 Hz
Rayos X
10 nanómetros = 10
Ultravioleta extremo
200 nanómetros= 200 . 10-9 m
1,5 PetaHz = 1,5 . 1015 Hz
Ultravioleta cercano
380 nanómetros = 380 . 10-9 m
789 TeraHz = 789 . 1012 Hz
Luz visible
780 nanómetros = 780 . 10-9 m
384 TeraHz = 789 . 1012 Hz
Infrarrojo cercano
2,5 micrómetros = 2,5 . 10-9 m
120 TeraHz = 789 . 1012 Hz
Infrarrojo medio
6,0 TeraHz = 789 . 1012 Hz
Infrarrojo lejano
50 micrómetros = 50 . 10-9 m 1 milímetro
Microondas Ultra alta frecuencia Muy alta frecuencia de radio Onda corta de radio Onda media de radio Onda larga de radio
30 cm 1 metro 10 metros 180 metros 650 metros 10 kilómetros
1 GigaHz = 1 . 109 Hz 300 MegaHz = 300 . 106 Hz 30 MegaHz = 300 . 106 Hz
Muy baja frecuencia de radio
10 kilómetros
30 KiloHz
-9 . 10
m
30,0 PetaHz = 30 . 1015 Hz
300 GigaHz = 300 . 109 Hz
.
6
1,7 650MegaHz KiloHz = 300 10 Hz 30 KiloHz
La radiación gamma: es un tipo de radiación electromagnética de muy alta frecuencia producida generalmente por elementos radioactivos o procesos subatómicos como la aniquilación de un par positrónelectrón. Este tipo de radiación también es producida en fenómenos astrofísicos de gran violencia, como algunas www.trilce.edu.pe
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UNIDAD I
explosiones que se han observado en la Vía Láctea. Debido a las altas energías que poseen, los rayos gamma constituyen un tipo de radiación ionizante capaz de penetrar profundamente en la materia. Dada su alta energía pueden causar grave daño al núcleo de las células. Pero, debidamente controlados, se usan en la esterilización de alimentos y de equipos médicos. Los rayos X son una radiación electromagnética no perceptible por el ojo humano; a causa de su corta longitud de onda (entre 0,1 y 10 nanómetros), pueden atravesar cuerpos opacos e impresionar películas fotográficas. Desde su descubrimiento, han sido muy utilizados en la medicina. Sin embargo, requieren de control sistemático pues un exceso de radiaciones, pueden causar daño al organismo humano. Tienen frecuencias que abarcan el rango de 30 a 3 000 PetaHz (5 000 veces la frecuencia de la luz que puede percibir el ojo humano). La luz ultravioleta cubre el intervalo de 4 a 400 nanómetros. El Sol es una importante fuente emisora de rayos ultravioleta los cuales, en exposiciones prolongadas, pueden causar cáncer de piel. Este tipo de radiaciones, debidamente controladas, tienen diversas aplicaciones en medicina.
Radiaciones de luz que perciben nuestros ojos Nuestros ojos solamente reaccionan a las ondas electromagnéticas que ocupan un rango de longitud de onda que va de los 380 nanómetros (ultravioleta) a los 780 nanómetros (infrarrojo): entre 3 800 Angstrom y 7 800 Angstrom. La luz puede modularse y así ser usada para transmitir información. Las ondas de luz pueden transmitirse en el espacio libre usando un haz de luz láser o bien a través de un cable de fibra óptica. 10 km 1 km 100 m 10 m 1m 10 cm 1 cm 100 nm 100 nm 10 nm 1000 nm
Ondas largas Ondas Medias Ondas Cortas FM-VHF UHF SHF SHF Micro - Ondas Infrarrojo
10 nm 1 nm 100 pm 10 pm 1 pm
Ultravioleta Rayos X Rayos Gamma
Infrarrojo 780 nm
700 nm
ROJO
600 nm
Rojo - Naranja Amarillo Verde
500 nm
Rayos Cósmicos
Azul
Violeta 380 nm Ultravioleta
Las ondas inmediatamente más largas que las de la luz, son las llamadas microondas. Las que son imediatamente más cortas que las de la luz, son los rayos X y los rayos gamma. Colegios
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Química Química Cuantización de la energía. Hipótesis de Planck, publicada en 1 900. Para explicar la radiación del cuerpo negro el físico alemán Max Planck (1 858 - 1 947), en 1900 propuso que cada una de las partículas que constituyen la materia se comportan como osciladores armónicos de frecuencia de oscilación dada; pero se aparta de las leyes de la Física Clásica. Planck establece que la energía que emite o absorbe un átomo está formada por pequeños paquetes o cuantos de energía. La energía de cada uno de los cuantos que emite o absorbe el átomo viene dada por la expresión: E=h.f Ya que la energía del átomo que se comporta como un oscilador puede aumentar o disminuir sólo en cantidades enteras h.v, diremos que la energía de la radiación es discontinua y esta cuantizada en la forma: E = n.h.f
Estos cuantos o fotones de energía radiante son tan pequeños que la luz que nos parece continua de manera análoga a lo que ocurre con la materia, pero realmente ambas son discontinuas.
Espectros atómicos Se comprueba experimentalmente que los átomos son capaces de emitir radiación electromagnética o absorberla al ser estimulados mediante calentamiento o radiación, respectivamente, pero solo en algunas frecuencias. Estas frecuencias de emisión o absorción determinan una serie de líneas que recogidas en un diagrama reciben el nombre de espectro de emisión o de absorción del átomo correspondiente. Se trata en todos los casos de espectros discontinuos. Es preciso señalar que cada elemento químico excitado emite siempre unas rayas de frecuencia característica por tanto, para identificarlo. manifiesta la misma manera ya sea con elque, elemento purosirven o combinado con otros,Esta porpropiedad lo que sesetrata de una de técnica de análisis básica en la identificación atómica.
Efecto fotoeléctrico, explicado en el 1905 La Teoría de Planck no fue en absoluto bien acogida hasta que, en 1905, Albert Einstein la aplicó a la resolución de un fenómeno inexplicable hasta entonces: el efecto fotoeléctrico. Se conoce con este nombre a emisión de electrones (fotoelectrones) por las superficies metálicas cuando se iluminan con luz de frecuencia adecuada. En los metales alcalinos el efecto se presenta ya con luz visible, en los demás metales con luz ultravioleta. El estudio cuantitativo del efecto fotoeléctrico ha conducido a las siguientes conclusiones: 1. Para cada metal existe una frecuencia mínima (frecuencia umbral) por debajo de la cual no se produce el efecto fotoeléctrico, independientemente de la intensidad de la radiación luminosa. 2. Si la frecuencia de la luz incidente es mayor que la frecuencia umbral, la intensidad de la corriente fotoeléctrica es proporcional a la intensidad de la radiación. 3. La emisión de electrones es prácticamente instantánea, a partir de la incidencia de la luz. 4. La energía cinética de los electrones emitidos aumenta al hacerlo la frecuencia de la luz. La teoría ondulatoria de la luz es incompatible con las observaciones experimentales relativas al efecto fotoeléctrico. En 1 905, Einstein explicó el efecto fotoeléctrico aplicando a la luz las teorías de Planck sobre la radiación térmica: la luz se propaga por el espacio transportando la energía en cuantos de luz, llamados fotones, cuya energía viene dada por la ecuación de Planck: E = h.f www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 53
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UNIDAD I
En la explicación dada por Einstein, toda la energía de un fotón se transmite a un electrón de un metal, y cuando este salta de la superficie metálica posee una energía cinética dada por: h.f = Ec + We
"We" es la energía mínima que el electrón necesita para escapar de la superficie del metal. Se suele denominar trabajo de extracción. Energía del fotón = Energía cinética del electrón + Trabajo de extracción
Línea espectral A
Gas Fuente Fotones de luz srcinales
Fotones reemitidos Detectores
B Las líneas espectrales se detectan como líneas de absorción (A) o líneas de emisión (B) dependiendo de las posiciones del detector, el gas y la fuente luminosa. Una línea espectral es una línea oscura o brillante en un espectro uniforme y contínuo, resultado de un exceso o una carencia de fotones en un estrecho rango de frecuencias, comparado con las frecuencias cercanas. Cuando existe un exceso de fotones se habla de una línea de emisión. En el caso de existir una carencia de fotones, se habla de una línea de absorción. El estudio de las líneas espectrales permite realizar un análisis químico de cuerpos lejanos, siendo la espectroscopia uno de los métodos fundamentales usados en la astrofísica, aunque es utilizada también en el estudio de la Tierra.
Lineas de absorción Espectro continuo
6 5 4 3
Brackett Pascher
Líneas de emisión 2
Balmer
Líneas de absorción 1
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Lyman
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Química Química Ecuación de Rydberg 1
l
=
1 1 RH
c
2
nn1
-
2 2
m
=
1 1 109 677 6 nn
c
2 1
-
2 2
m
n1 = nivel de llegada n2 = nivel de partida Esta ecuación es usada para determinar la longitud de onda (l) descrita por los fotones los cuales han sido srcinados por la caída de un electrón de un nivel superior a un nivel inferior. Ventilador que
Sabías que: Las microondas son ondas electromagnéticas definidas en el rango de frecuencias situado entre 300 MegaHz y 300 GigaHz, que corresponden a longitudes de onda desde 1 mm a 30cm. Una de las aplicaciones más conocidas de las microondas es el horno microondas, que usa un magnetrón para producir ondas a una frecuencia de aproximadamente 2,45 GHz. Estas ondas hacen vibrar las moléculas de agua, lo cual genera calor; como la mayor parte de losporcentaje alimentos contienen un importante de agua, pueden ser fácilmente calentados de esta manera. Tenga precaución al calentar agua en un microondas.
Divisor de haz
extiende las ondas
El magnetón produce ondas de alta frecuencia
.s s e r p d r o w .s e l fi. a d a ci l p a a ci im u q / :/ p t t h
g p .j as d n o o cri m /6 0 /9 0 02 / m co
Horno de microondas
En la industria de armamentos, se pueden utilizar las microondas como arma no letal, para provocar un aumento de la temperatura corporal de un individuo situado a una distancia de hasta 500 metros, que lo deja incapacitado momentánea o permanente.
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Los rayos catódicos son de naturaleza electromagnética.
Explicación
II. Los rayos gamma poseen mayor velocidad que los rayos U.V. en el vacío. 2. Relaciona: I. 10 picómetros A. Rayos X II. 10 nanómetros B. Rayos gamma C. Rayos U.V Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
3. Completa: Las radiaciones _____________ llevan paquetes de energía llamados ___________ que viajan a la velocidad de la luz. Tercer año de secundaria 55
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UNIDAD I
4. Dibuja una onda y señale en ella la cresta, valle, 12. ¿A qué distancia del núcleo se encuentra un electrón cuya energía por nivel es – 0, 544 eV, nodo, amplitud y longitud de onda. en el átomo de Bohr? 5. Determina la longitud de onda de una radiación electromagnética cuya es frecuencia es 300 a) 11,375 A º b) 13,225 Aº C) 10,125 Aº MHz ( en m). d) 5,77 A º e) 10,15 A º Rpta: ____________ 6. Halla la frecuencia en MHz de una radiación electromagnética cuya longitud de onda es 150 nm.
13. A continuación se muestran dos electrones A y B en dos átomos diferentes: B
A
Rpta: ____________ + ÁtomoI
7. Determina la energía de un fotón que viaja con una frecuencia de 500 MHz.
+ ÁtomoII
I.
Rpta: ____________ 8. Calcula la energía de un fotón si describe una longitud de onda de 300 nm. Rpta: ____________ 9. Halla la frecuencia en MHz de una radiación -12
La velocidad de A es mayor que la velocidad de B. II. “A” se encuentra más cerca del núcleo. III. La energía del nivel donde se encuentra B es mayor. a) Solo I d) I, II
b) Solo II e) I, II, III
c) Solo III
cuya energía por fotón es 6,62 . 10 ergios Rpta: ____________ 10. Determina la longitud de onda en nm de una radiación cuya energía por fotón es 1,32 . 10-12 ergios. Rpta: ____________ 11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda : I. La luz es una radiación de fotones II. La emisión de cuantos se realiza en línea recta. III. Un fotón es una partícula que viaja a una gran velocidad. a) VVV b) VVF d) FVF e) FFF
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TRILCE 56
14. Determinar la longitud de onda de una radiación electromagnética cuya frecuencia es 105, 6 MHz. a) 1, 22 m b) 1, 42 d) 2, 84 e) 4, 32
c) 2, 44
15. ¿Cuántos fotones de 100 MHz emite por segundo una fuente de 100 kW? a) 1200 d) 3,2
b) 1,5 .
.
1030c)
2,0
.
1025
1028 e) 1,8 . 1025
c) VFV
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Química Química Tarea domiciliaria Comprensión de información 1. Explique las siguientes proposiciones: I.
Proposición Los rayos gamma son de naturaleza electromagnética.
Explicación
II. Los rayos X poseen mayor longitud de onda que los rayos UV en el vacío. 2. Relaciona correctamente: I. 1 picómetro A. Rayos X II. 100 nanómetros B. Rayos cósmicos C. Rayos UV Rpta: ____________ 3. Completa: Las radiaciones electromagnéticas llevan paquetes de energía llamados ____________ que viajan a la velocidad de ____________ en el vacío. 4. Dibuja una onda electromagnética, y señale en 7. Determina la energía de un fotón que viaja con ella al nodo y la amplitud. una frecuencia de 100 MHz. Rpta: ____________
Rpta: ____________
5. Determina la longitud de onda de una radiación 8. Calcula la energía de un fotón si describe una electromagnética cuya es frecuencia es 150 longitud de onda de 120 nm. MHz. (en m). Rpta: ____________ Rpta: ____________ 9. Halla la frecuencia en MHz de una radiación 6. Halla la frecuencia en MHz de una radiación cuya energía por fotón es 3,31x10-12ergios. electromagnética cuya longitud de onda es 300 nm. Rpta: ____________ 4. Dibuja una onda electromagnética, y señale en 10. Determina la longitud de onda en nm de una ella al nodo y la amplitud. radiación cuya energía por fotón es 6,62 . 10-12 ergios. Rpta: ____________ 5. Determina la longitud de onda de una radiación electromagnética cuya es frecuencia es 150 MHz. (en m). Rpta: ____________ 6. Halla la frecuencia en MHz de una radiación electromagnética cuya longitud de onda es 300 nm. Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
Rpta: ____________ 11. ¿Cuál es la longitud de onda descrita por un fotón, provocado por la caída de un electrón en la primera línea espectral de Lyman? a) R/4 b) 4/3R d) 24/25R e) 2/3R
c) 3/2R
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UNIDAD I
12. En el átomo de Bohr, un electrón es promovido 14. Si el número de onda emitido por una transición electrónica entre dos niveles consecutivos en el del nivel "n" al cuarto nivel. La radiación que produce la excitación posee una longitud de átomo de hidrógeno es 1,523x10 4 cm-1. ¿A qué onda igual a 4 862,72 Å. Determinar el nivel "n". línea espectral corresponde? RH = 109 678 cm-1 (Constante de Rydberg) RH = 109 678 cm-1 (Constante de Rydberg) a) 1 d) 4
b) 2 e) 5
c) 3
13. ¿Qué proposición(es) no tiene(n) relación con los postulados de la teoría atómica de Bohr?
a) Primera línea de Lyman b) Primera línea de Balmer c) Primera línea de Paschen d) Primera línea de Brackett
I.
Elcuales electrón se desplaza en órbitas e) Primera línea de Pfund. su momentum angular (m.v.r)eneslas un múltiplo entero de h/2π. II. La energía de un electrón en un nivel 15. ¿Cuántos fotones de una R.E.M. cuya longitud de onda es 6 000 Å se necesita para obtener una estacionario puede ser – 2,51 eV. energía de 26,48 J? III. La distancia entre el primer estado excitado h = 6,62x10 -34 J.s (Constante de Planck) y el estado basal para el electrón en el átomo de hidrógeno es 1,587 Å. a) 8x10 15 b) 8x10 18 c) 8x10 10 IV. La transición electrónica del nivel n= 4 al nivel n = 2, genera tres líneas en el espectro d) 8x10 19 e) 8x10 13 de emisión.
a) I , II , IV b) Sólo II c) II y IV d) I y III e) II, III y IV
Actividades complementarias
Investiga un poco más: • •
Instale un foco de luz amarilla de 100 W. Después de 30 minutos mida la temperatura con la ayuda de un termómetro. ¿Cuántos fotones ha emitido después de ese tiempo?
Espectros electromagnéticos Onda electromagnética
Fotones cuantosy
MECÁNICA CUÁNTICA
Colegios
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Química Química
UNIDAD I
TEORÍA ATÓMICA MODERNA / kY A p 7v I_v Y w /s m A A A A A A A A A /I r X A y w A 5 G B T / 4 8 u K 9f g M e _ _ / m o .ct o sp g lo b . p b . 3 / /: tp t h
g p .j 0 0_ 4 6 / 20 s3
En la actualidad para la descripción de los electrones se utilizan conceptos matemáticos de probabilidad.
Leemos: El físico alemán Werner K. Heisenberg es conocido sobre todo por formular el principio de incertidumbre, una contribución fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula. Heisenberg fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1932. El principio de incertidumbre ejerció una profunda influencia en la física y en la filosofía del siglo XX. Werner K. Heisenberg Fuente: http://www.astromia.com/biografias/heisenberg.htm
/s iaf ar g o i b / m o .c ia m o trs a. w w w / /: p tt h
g p .j rg e b n e si e h s/ o t o f
1. La mecánica cuántica moderna Podemos decir que la mecánica cuántica moderna surge hacia 1925 como resultado del conjunto de trabajos realizados porconstitución Heisenberg,atómica, Schrödinger, Born,fenómenos Dirac y otros, y es capaz deademás explicar forma satisfactoria no solo,la sino otros fisicoquímicos, dede predecir una serie de sucesos que posteriormente se comprobarán experimentalmente. La mecánica cuántica se basa en la teoría de Planck, y tomó como punto de partida la dualidad ondacorpúsculo de Louis De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisenberg.
2. Hipótesis de Louis De Broglie, publicada en 1923 La naturaleza de la luz no es fácilmente analizable a no ser que la consideremos de tipo ondulatorio a fin de explicar ciertos fenómenos (como reflexión, refracción, difracción, etc.) o de tipo corpuscular al pretender hacerlo con otros (como el efecto fotoeléctrico), ¿es posible que las partículas tengan también propiedades de onda? www.trilce.edu.pe
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UNIDAD I
En 1924 Louis De Broglie extendio el carácter dual de la luz a los electrones, protones, neutrones, átomos y moléculas, y en general a todas las partículas materiales. Basandose en consideraciones relativistas y en la teoría cuántica pensó que si la luz se comportaba como onda y como partícula la materia debería poseer este carácter dual. El movimiento de una partícula puede considerarse como el movimiento de un paquete de ondas, algo así como la superposición de varias ondas de longitudes de onda poco diferentes, cuyas oscilaciones se intensifican al máximo en el punto del espacio ocupado por la partícula. No hay nada de imaginario en estas ondas de materia, son tan reales como las ondas luminosas y las del sonido, aunque no sean observables en todos los casos, como ocurre con las ondas electromagnéticas, los aspectos ondulatorios y de partículas de los cuerpos en movimiento nunca se pueden observar al mismo tiempo. En ciertas situaciones una partícula en movimiento presenta propiedades ondulatorias y en otras situaciones presenta propiedades de partícula.
l=
h m. v
3. Principio de incertidumbre de Heisenberg, publicada en el 1927 Uno de los aspectos más importantes de la mecánica cuántica es que no es posible determinar simultáneamente, de un modo preciso, la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Esta limitación se conoce con el nombre de principio de incertidumbre o de indeterminación de Heisenberg. _ h≠ Dx . Dp > 2
El principio de incertidumbre es una consecuencia de la dualidad onda-partícula de la radiación y de la materia. Todos los objetos, independientemente de su tamaño, están regidos por el principio de incertidumbre, lo que significa que su posición y movimiento se pueden expresar solamente como probabilidades, pero este principio de sólo es significativo para dimensiones tan pequeñas como clásica, las que presentan las partículas elementales la materia. Este principio carece de interés en mecánica ya que las magnitudes involucradas son muy grandes comparadas con el valor de la constante h.
4. Descripción del modelo Mecánico Cuántico del átomo. La ecuación de onda de Schrödinger, publicada en 1926 Basándose en la hipótesis de L. De Broglie y considerando que el movimiento del electrón es análogo a un sistema de ondas estacionarias, el físico austriaco Erwin Schrödinger propuso una ecuación de onda aplicable al átomo de hidrógeno, designada por el símbolo ψ, llamada función de onda, es función de las coordenadas cartesianas x, y, z; E y V. 2 - h2 d ψ 8π 2 m dx 2
c
+
d2 ψ d2 ψ ++ dy 2 dz 2
m
=
V (x ) ψ
Eψ
Esta ecuacióncon es puramente teórica experimentalmente. y debe su validez a Resolviendo que sus resultados y conclusiones coinciden plenamente hechos probados la ecuación Shrödinger obtuvo valores de E que estaban plenamente de acuerdo con los obtenidos experimentalmente. Al cuadrado del valor absoluto de la función de onda se le llama densidad de probabilidad. La probabilidad de encontrar la partícula descrita por la función y, en un punto y en el instante t, es proporcional al valor del cuadrado de la función de onda en aquel punto del espacio y en ese instante. En cada punto del espacio existirá una probabilidad de que se encuentre el electrón, obteniéndose así lo que se denomina nube de probabilidad o densidad electrónica. En el modelo atómico de Bohr, el electrón se mueve alrededor del núcleo de una orbita determinada. En la teoría cuántica del átomo, un electrón no esta limitado a una orbita, sino que es libre para moverse en las tres dimensiones, en una nube de probabilidad que tiene una determinada forma en el espacio. Colegios
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Química Química Para explicar estos y otros fenómenos ha surgido la mecánica cuántica. Aquí como en el modelo de Bohr, un electrón atómico sólo puede ocupar determinados niveles de energía. Ahora bien cada nivel de energía posee uno o más subniveles de energía. El primer nivel de energía principal, n =1, posee un subnivel; el segundo posee dos, el tercero tres y así sucesivamente. En el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo siguiendo órbitas circulares, pero hoy sabemos que un electrón en un subnivel de energía dado se mueve aunque la mayor parte del tiempo se encuentra en una región del espacio más o menos definida, llamada orbital. Los orbitales se nombran igual que su subnivel de energía correspondiente. z
y
x
La energía radiante, o radiación electromagnética, que el Sol llega a la Tierra a través del espacio, en forma de ondas. El resultado de la separación de los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación forman el espectro electromagnético. Las radiaciones electromagnéticas se dividen en distintos tipos (rayos gamma, rayos X, ultravioleta, etc.) según el valor de lo que se denomina "longitud de onda", que es la distancia entre dos crestas consecutivas de la onda. Cuando un haz de luz formado por rayos de distinta frecuencia atraviesa un prisma óptico, se dispersan en las diferentes radiaciones que se recogen en una pantalla en forma de espectro. El espectro puede ser estudiado en laboratorios gracias al espectrógrafo, un aparato que consta fundamentalmente de una rendija por la que entra el haz dedeluz, una lente, un prisma de dispersión y una placa fotográfica, estos se empezaron a utilizar a partir 1859. Los espectros pueden ser continuos o discontinuos. Los espectros continuos son los que abarca toda la frecuencia de las radiaciones que tienen pasando de una a otra gradualmente, sin saltos. La luz blanca tiene un espectro continuo, formado por siete colores (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, añil y el violeta) y cada uno de ellos corresponde a radiaciones de una frecuencia determinada; cuando termina un color empieza otro, sin que, entre ellos, haya ninguna zona oscura. En cambio, los elementos gaseosos de un tubo de descarga emiten una luz que posee un espectro discontinuo, es decir, sólo contiene determinadas radiaciones, que aparecen en forma de rayas entre las cuales hay una zona oscura. Cuando se descubrieron los rayos X y se observó la fluorescencia que estos rayos producían en las paredes del tubo de vidrio, Becquerel se dedicó a investigar si la fluorescencia iba acompañada siempre de radiaciones. Obtuvo los primeros resultados en 1896 al comprobar que el sulfato de uranilo y potasio emitían unas radiaciones que impresionaban las placas fotográficas, atravesaban cuerpos opacos e ionizaban. La emisión de estas radiaciones no implicaba que el cuerpo estuviera expuesto a la luz, pues también se producían en la oscuridad. Además los espectros también pueden ser el espectro de masas (el que resulta de la separación de un elemento químico en sus distintos isótopos). Un espectro puede ser: de emisión, cuando se obtiene a partir de la radiación directamente emitida por un cuerpo; de absorción, cuando es el resultante del paso de la radiación a través de un determinado absorbente. Se distingue también entre: discretos, o de rayas, constituidos por una serie de líneas aisladas; continuas, que contienen todas las longitudes de onda entre dos límites, y de bandas, constituidos por una serie de zonas contínuas separadas por espacios oscuros. Los átomos producen espectros de líneas, las moléculas de bandas y los sólidos y líquidos espectros continuos. www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 61
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UNIDAD I
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición La dualidad de la materia explica el comportamiento del núcleo atómico.
Explicación
II. En el átomo los electrones tienen ubicaciones definidas.
2. Completa: Es imposible determinar la _______________ y la cantidad de movimiento de un _______________ en cierto instante, en forma simultánea. 3. Relaciona: I. Principio de incertidumbre A. Schördinger II. Dualidad de la materia B. Heisenberg C. De Broglie Rpta: ____________ 4. El enunciado: “A grandes velocidades, pequeñas 9. ¿Qué describe la función de onda en la ecuación partículas tienen doble comportamiento como de Schördinger? onda y masa “corresponde a _______________. 5. La expresión :
Dp.Dx _> 2h≠
Rpta: ____________ 10. ¿Qué es densidad electrónica?
Corresponde al principio de : _______________ Rpta: ____________ 6. Halla la longitud de onda descrita por una partícula de 3,31 . 10-31 Kg que viaja a la 11. De los mencionados: velocidad de 2,5 . 107m/s. Rpta: ____________ 7. Determina la velocidad que viaja un electrón que describe una longitud de onda de 100 nm Rpta: ____________ 8. Halla la masa de una partícula que viaja a una velocidad de 2 . 108 m/s y que describe una longitud de onda de 124,4 nm. Rpta: ____________ Colegios
TRILCE 62
I.
La masa del átomo se concentra en el núcleo atómico. II. En estado fundamental el átomo forma niveles estacionarios de energía. III. Los electrones giran alrededor del núcleo perdiendo energía formando estados excitados. ¿Cuáles pertenecen a la teoría atómica moderna? a) I, II b) II, III d) Solo III e) I, II, III
c) I, III
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Química Química 12. Determine la longitud de de onda de una 14. ¿Cuáles se relacionan correctamente? radiación electromagnética cuya energía por I. Bohr : nivel estacionario fotón es 6,62 . 10-12 ergios. II. Plank: energía cuantizada III. Schördinger: ecuación de onda a) 1,5 . 10-6b) 3 . 10-7 c) 2,5 . 10-8 d) 3 . 10-8 e) 1,5 . 10-7 a) I, II b) II, III c) I, III d) Sólo I e) I, II, III 13. Calcule la longitud de onda, en cm, de una radiación producida por una partícula de 15. Un foco de 100 W convierte el 16,55% de la energía que se le suministra en luz visible cuya 3,31 . 10-29 g que viaja a 2,5×10 -9 cm/s. frecuencia es 1,0×1014 s-1. Calcular el número de fotones por segundo que emite dicho foco. a) 8 . 10-9 b) 4 . 10-6 c) 1,3 . 10-7 -7 -6 d) 8 . 10 e) 8 . 10 a) 2,5×10 10 b) 2,5×1020 c) 2,5×10 17
d) 4×1020e)
4×10
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Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición La dualidad de la materia explica el comportamiento del electrón.
Explicación
II. En el átomo es imposible determinar la posición de los electrones.
2. Completa: A grandes _________________ pequeñas partículas presentan una _________________ en su comportamiento. 3. Relaciona: I. Ecuación de Onda A. Schrödinger II. Dualidad de la materia B. Heisenberg C. De Broglie Rpta: ____________ 4. El enunciado: “Es imposible determinar la posición y la cantidad de movimiento de un electrón en cierto instante“ corresponde a _______________. 5. La expresión :
l=
h mv
Corresponde al principio de : ______________.
7. Determina la velocidad a la que viaja un electrón que describe una longitud de onda de 10 pm. Rpta: ____________
6. Halla la longitud de onda descrita por una 8. Halla la masa de una partícula que viaja a una partícula de 6,62 . 10-31 kg que viaja a la velocidad de 3,31 . 108 m/s y que describe una velocidad de 1,5 . 107 m/s. longitud de onda de 100 nm. Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
Rpta: ____________ Tercer año de secundaria 63
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UNIDAD I
9. ¿En qué año se propuso la ecuación de 13. Indica con (V) verdadero o (F) falso según Schordinger? corresponda: Rpta: ____________ 10. ¿Cómo varia la densidad electrónica con la distancia del núcleo? Rpta: ____________
I. Según Heisenberg, las propiedades del electrón sólo pueden ser determinadas en función de probabilidades. II. De Broglie considera que toda materia en movimiento tiene asociada una onda. III. Los orbitales son las zonas del espacio con mayor densidad electrónica. a) VVV
b) VVF
c) FVV
11. De las proposiciones: d) VFF e) FFF La probabilidad de encontrar un electrón en el átomo es mayor cuando se ubica más 14. ¿Cuál de las siguientes proposiciones es correcta? lejos del núcleo. II. La densidad electrónica aumenta cuando I. Según el principio de onda-partícula aumenta el tamaño del orbital. las partículas en movimiento presentan 2 III. La función ψ representa a la probabilidad propiedades ondulatorias. de encontrar un electron en un orbital. II. Heisenberg describe a los electrones en órbitas circulares alrededor del núcleo. ¿Cuáles son correctas? III. Si la longitud de onda asociada al movimiento del electrón es 0,08 nm, entonces su a) Sólo I b) Sólo II C) Sólo III velocidad es 9,08×106 m/s. d) I y II e) Ninguna me-=9,11 . 10-28 g; h=6,62 . 10-34 J.s I.
12. Indique verdadero (V) o falso (F):
a) Sólo I d) I y III
b) Sólo II e) II y III
c) Sólo III
I. Rutherford demostró la existencia del núcleo atómico y sostuvo que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo 15. De los siguientes enunciados ¿cuáles son correctas? central muy diminuto de carga eléctrica positiva. I. El concepto de orbital atómico es II. Según De Broglie, una partícula con cierta una consecuencia del principio de cantidad de movimiento se comporta como incertidumbre. una onda. En tal sentido, el electrón tiene un II. Un orbital es la región del espacio donde comportamiento dual de onda y corpúsculo, existe la mayor probabilidad de encontrar un pues tiene masa y se mueve a velocidades máximo de 2 electrones. elevadas. III. Según la ecuación de Schrödinger (1926) las III. Según el principio de incertidumbre de características de un orbital están definidas Heisenberg, es imposible conocer en por los números cuánticos n, l, m y m . forma simultánea su posición exacta y su velocidad. a) I, II, III b) II y III c) I y II l
a) VFV d) FFF
Colegios
TRILCE 64
b) FFV e) VVF
c) VVV
d) I y III
s
e) Sólo II
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Química Química Actividades complementarias
Investiga un poco más: Colocar en un vaso agua caliente y luego adicione cucharadas de gelatina , remueva y con un puntero señale la mezcla. I. ¿Después de cuántas cucharadas se observa un rayo? II. ¿Después de cuántas cucharadas desaparece el rayo de luz?
Principio de incertidumbre Ecuación de onda
Dualidad de materia
TEORÍA ATÓMICA MODERNA
GLOSARIO Electromagnetismo: parte de la física que engloba el estudio de los fenómenos eléctricos y magnéticos. Cuántico: magnitudes físicas que sólo pueden tomar ciertos valores discretos. Espectros: resultado de la separación de los componentes de distinta longitud de onda de la luz o de otra radiación electromagnética. Difracción:fenómeno característico de las propiedades ondulatorias de la materia, por el cual un obstáculo que se opone a la propagación libre de las ondas se presenta fuente secundaria que emite ondas derivadascomo en todas direcciones
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Tercer año de secundaria 65
81
UNIDAD I
IDEAS ATÓMICAS Año 1808
Científico
Descubrimientos experimentales Durante el S.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.
Modelo atómico La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
John Dalton 1897
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.)
Demostró que los no eran macizos, como se átomos creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.
Dedujo que el átomo estar formado por debía una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford)
Espectros atómicos discontinuos srcinados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles
J.J. Thomson 1911
E. Rutherford
1913
bien definidos.
Niels Bohr
Desde que aparece la idea del átomo se registraron una serie de descubrimientos que demostraron la existencia de una serie de partículas subatómicas, hasta llegar a un modelo matemático para la representación de electrones. Colegios
TRILCE 66
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Química Química
Leemos: Crean la batería más pequeña del mundo en el centro de nanotecnología CINT. Un equipo dirigido por el investigador de los Laboratorios Nacionales de Sandia, Huang Jianyu, ha creado una versión de sobremesa de la batería más pequeña del mundo, cuyo ánodo es un nanocable de apenas siete milésimas del grosor de un cabello humano. Para un mejor estudio de las características del ánodo, la diminuta batería recargable de litio se fabricó dentro de un microscopio electrónico de transmisión (MET) en el Centro de Nanotecnologías Integradas (CINT), un centro de investigación del Ministerio de Energía estadounidense operado conjuntamente por los laboratorios nacionales de Los Alamos y Sandia. La pequeña batería creada por Huang y sus compañeros de trabajo consta de un ánodo formado por un solo nanocable de óxido de estaño de 100 nanómetros de diámetro y 10 micrómetros de largo, un cátodo de óxido de cobalto-litio de tres milímetros de largo y un electrolito de líquido iónico.
http: // upload w w w. i s o n 21.es s/2009 /w /01/m icro_fu p - c o n t e n t/ el_cel l.jpg
La batería más pequeña del mundo.
Dado que los materiales basados en nanocables en las baterías de iones de litio ofrecen el potencial para mejoras significativas en cuanto a potencia y densidad de energía con respecto a los electrodos convencionales, unas investigaciones más rigurosas de sus propiedades de funcionamiento deberían mejorar las nuevas generaciones de vehículos eléctricos híbridos, ordenadores portátiles y teléfonos móviles. "Este experimento nos permite estudiar la carga y descarga de una batería en tiempo real y con una resolución de escala atómica, ampliando así nuestra comprensión de los mecanismos fundamentales por los que funcionan las pilas", señaló Huang acerca del trabajo, publicado en
la edición del 10 de diciembre de la revista Science. Fuente: Nanotechwire
Practiquemos 1. Explique las siguientes proposiciones:
Proposición La masa del neutrón es similar a la masa del protón. II. La masa del átomo se concentra en la nube electrónica.
Explicación
I.
2. Completa: La teoría atómica de ____________ establece que los electrones giran en órbitas ____________ definidas. 3. Relaciona: I.Átomo vacío A. Bohr II. Átomo compacto B. Rutherford C. Dalton Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
4. Con respecto a la teoría atómica de Bohr determina el contenido energético del cuarto nivel, en eV.
Rpta: ____________ Tercer año de secundaria 67
81
UNIDAD I
5. Determina la longitud de onda descrita por un fotón provocado por la caída de un electrón del nivel n=3 al nivel n =1 en el átomo de Bohr. Rpta: ____________
velocidad.
a) VFV d) FFF
b) FFV e) VVF
c) VVV
6. Halla la frecuencia en MHz de una radiación que posee una energía de 6,62 . 10-12 ergios por 12. Determine la distancia entre dos órbitas permitidas de acuerdo al modelo de Bohr, fotón. cuyas energías son -1,511 eV y 1,36×10 -19 J, respectivamente. Rpta: ____________ Datos: R H = 2,18×10-18 J 1eV = 1,6×10 -19 J 7. Calcula la longitud de una onda descrita por un electrón que viaja a la velocidad de 2,0 . 106 m/s. Rpta: ____________
a0 = 0,529 Å; 1m = 100 cm=10 9 nm=10 Å
a) 3,7 x 10 c) 3,7 nm
-6
b) 0,00037 cm d) 3,7 Å
e) 3,7x 10-8m
8. Enuncia dos postulados de la teoría atómica de 13. Hallar la distancia en Å entre dos órbitas Dalton. permitidas según el modelo de Bohr, cuyas energías son respectivamente -2,41x10-19 J y -1,36x10-19 J.a0=0,529 Å ; A=2,18 x 10 -18 J I. _______________________________ II. _______________________________
9. El enunciado: “Los electrones giran alrededor del núcleo perdiendo energía“, corresponde a: ____________. 10. ¿Qué parámetro usa la ecuación de onda? Rpta: ____________ 11. Indique verdadero (V) o falso (F): I. Rutherford demostró la existencia del núcleo atómico y sostuvo que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo
a)1,5 d) 3,7
b) 2,5 e) 4,2
c) 3,3
14. En un acelerador de partículas se logró que una partícula a alcance un 95% de la velocidad de la luz. Determine la longitud de onda asociada en metros de la mencionada partícula. 4 He2+ = 6,696 x 10-27 kg; 2 a = 42He2+ ; h= 6,62 x 10-34 J s; C= 3 x108 m/s
Masa de
a) 2,82 x 10
-22 -17
b) 3,52 x 10
-18 -16
central c) 5,62 x 10 -14 d) 3,46 x 10 positiva.muy diminuto de carga eléctrica e) 2,52 x 10 II. Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una onda. En tal sentido, el electrón 15. En una órbita de Bohr cuyo radio es 8,48 Å. Calcule la energía en eV que le corresponde. tiene un comportamiento dual de onda y Datos: n= 0,53 Å , E 1= -13,6 eV corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. III. Según el principio de incertidumbre de a) -7,20 b) -3,40 c) -1,51 Heisenberg, es imposible conocer en d) -0,85 e) -0,54 forma simultánea su posición exacta y su Colegios
TRILCE 68
Central: 6198 - 100
Química Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición La masa del electrón es similar a la masa del neutrón. II. El átomo es indestructible e indivisible.
Explicación
I.
2. Completa: La teoría atómica de ____________ establece que los electrones se encuentran incrustados en una masa de carga ____________. 8. Enuncia dos postulados de la teoría atómica de Rutherford.
3. Relaciona: I. Orbitas definidas II. Orbitales
A. Bohr B. Rutherford
C. Schrödinger Rpta: ____________
4. Con respecto a la teoría atómica del de tercer Bohr determina el contenido energético nivel, en eV
Rpta: ____________ 5. Determina la longitud de onda descrita por un fotón provocado por la caída de un electrón del nivel n=4 al nivel n=2 en el átomo de Bohr. Rpta: ____________ 6. Halla la frecuencia en MHz de una radiación que posee una energía de 3,31 . 10-12 ergios por fotón.
I. _________________________________ II. _________________________________
9. El enunciado: “Los electrones giran alrededor del núcleo sin ganar ni perder energía, generando niveles estacionarios de energía “corresponde a: Rpta: ____________ 10. ¿Qué parámetro usa la densidad electrónica? Rpta: ____________ 11. Para el átomo del hidrógeno, según el modelo de Bohr se tienen 2 órbitas cuyas energías son respectivamente: -2,41 x 10-19 J y -1,36x10-19 J. Hallar la distancia entre estas 2 órbitas en Å. A = 2,18x 10-18J, a0= 0,53Å En =
-A n2
Rpta: ____________ a) 1,7 b) 2,0 c) 2,5 d) 3,3 e) 3,7 7. Calcula la longitud de una onda descrita por un electrón que viaja a la velocidad de 1,0 . 106 m/s. 12. Determine la velocidad en m/s de un electrón Rpta: ____________ que se halla en el cuarto nivel de un átomo de www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 69
81
UNIDAD I
hidrógeno. Sugerencia: Considere el segundo 14. Determine la velocidad en m/s de un electrón postulado de Bohr. que se halla en el cuarto nivel de un átomo de a0= 0,53 Å 1Å= 10-8 cm hidrógeno. Sugerencia: Considere el segundo postulado de Bohr. h = 6,62x10 -34 J.s me=9,1x10-31kg a0= 0,53 Å 1Å= 10-8 cm a) 5.5x 10 5 b) 3,45x 10 6 c) 1,24x10 7 d) 3,52x10 8 h = 6,62x10J.s-34 m =9,1x10-31kg e e) 4,8x 10 8 13. Para el átomo del hidrógeno, según el modelo de Bohr se tienen dos órbitas cuyas energías son respectivamente: -2,41 x 10-19 J y -1,36x10 -19 J. Hallar la distancia entre estas 2 órbitas en Å . A = 2,18 x 10 -18 J, a0= 0,53 Å En =
-A n2
a) 1,7 d) 3,3
b) 2,0 e) 3,7
c) 2,5
a) 5,5x 10 c) 1,24x10
5 7
6
b) 3,45x 10
8
d) 3,52x10
8
e) 4,8x 10 15. De acuerdo a la teoría atómica de Bohr determina la energía en la segunda orbita, en eV. a) -13,6 eV b) -3,4 d) -1,5 e) -0,17
c) -0,85
Actividades complementarias
Investiga un poco más: • Con un trozo de plástico (una carcasa de bolígrafo, por ejemplo) y unos trozos pequeños de papel se pueden observar las fuerzas de srcen eléctrico.
Átracción eléctrica
•
Se frota el plástico sobre una superficie seca como una tela y después se acerca a los papelitos.
•
Si los materiales son adecuados, los papelitos se moverán antes de tocarlos, deduciéndose fácilmente la existencia de una fuerza eléctrica.
Heisenberg Rutherford Bohr
Dalton Colegios
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Thomson Central: 6198 - 100
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Química Química
UNIDAD I
NÚMEROS CUÁNTICOS y b _ a / k E A A A A A A A A A / fI A n e b O u st S / U IJZ O 9t Y x g o _ / m o .tc o p s g o l b . p .b 2 / :/ p tt h
p m .b 2 d e til t n u / R 0 0 10S k/I 2 u D q
La descripción matemática de los electrones en el átomo fue propuesta en la ecuación de onda de Schördinger, de la cual se obtienen tres números llamados números cuánticos.
Leemos:
El Premio Nobel de Química 2010 fue designado a los científicos Richard F. Heck (EE.UU.), Ei-ichi Negishi (Japón), y Akira Suzuki (Japón), por el desarrollo de la catálisis por medio del paladio de uniones cruzadas en las síntesis orgánicas, una importante herramienta para la química orgánica actual. Las aplicaciones de esta herramienta alcanza numerosos campos Pd de acción para la química, como la medicina, la electrónica, y la tecnología. Desarrolla la posibilidad de los científicos para crear sofisticados productos químicos como, por ejemplo, la elaboración de moléculas basadas en carbono tan complejas como las mismas que se encuentran en la naturaleza. Paladio, número atómico 46 La química orgánica aplicada estudia la forma de crear compuestos basados en carbono, como los plásticos y los medicamentos. Para lograrlo, los químicos tienen que ser capaces de unir los átomos de carbono para formar moléculas funcionales. Sin embargo, el carbono es un elemento estable, que no reacciona fácilmente con otros. Por eso, los primeros métodos para forzar al carbono a unirse estaban basados en hacerlo más reactivo a través de sustancias. Ese tipo de soluciones funcionaban cuando se trataba de crear moléculas simples, pero al sintetizar otras más complejas el método fallaba. La unión cruzada catalizada a través del paladio resolvió ese problema y proveyó a los químicos de una nueva herramienta para trabajar, más eficiente. En las reacciones producidas por Heck, Negishi, y Suzuki, los átomos de carbono se encuentran con átomos del paladio (rico en electrones y, por lo tanto, un “imán” para el carbono) provocando una rápida reacción química (es decir, una catálisis). www.trilce.edu.pe
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91
UNIDAD I
Actualmente, la catálisis por medio del paladio de uniones cruzadas de síntesis orgánicas es utilizada en las investigaciones de todo el mundo, en la elaboración de importantes medicamentos para combatir el cáncer o poderosos virus, o también en la producción comercial de, por ejemplo, farmacéuticos y moléculas utilizadas en la industria electrónica. Ninguno de los tres científicos trabajó conjuntamente, pero sus trabajos experimentales por separado lograron el desarrollo de esta importante herramienta química y la posibilidad de utilizarla en la actualidad. Los tres compartieron el Premio Nobel 2010 otorgado por La Real Academia de Ciencias Sueca, un premio de cerca de 1 millón de euros que se les otorgó en una pomposa ceremonia dirigida por el Rey de Suecia el 10 de diciembre, día en que se recuerda la muerte de Alfred Nobel. Fuente: http://boards4.melodysoft.com/runapacha/comentario-de-los-ultimos-premios-2204.html Los números cuánticos son parámetros que describen en forma relativa la posición de un electrón. Estos números cuánticos son:
1. Número cuántico principal (n): describe el tamaño de un orbital y se relaciona con el nivel donde se encuentra el electrón. Asume valores enteros desde 1 hasta el infinito: n = 1, 2, 3,4,…………….∞
1s
2s
3s
Los orbitales mostrados son de diferente tamaño, es decir poseen diferentes valores de n. Con valores de n=1, 2 , 3 pero de la misma forma. En el orbital 1s existe mayor probabilidad de encontrar un electrón por su cercanía al núcleo.
2. Número cuántico secundario o azimutal (): describe la forma de un orbital y se relaciona con el subnivel donde se encuentra el electrón. Asume valores que deben ser menores que el número cuántico principal:
=
0, 1, 2 , 3…………….(n - 1)
y
Cada valor del número cuántico secundario señala una forma de orbital. El orbital esférico mostrado corresponde al orbital Sharp que se representa con
x
la letra s, y cuyo valor del número cuántico secundario es igual a 0.
z
y
x
El orbital dilobular mostrado corresponde al orbital principal que se representa con la letra p, y cuyo valor del número cuántico secundario es igual a 1.
z Colegios
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Química Química El orbital tetralobular mostrado corresponde al orbital difuso que se representa con la letra d , y cuyo valor del número cuántico secundario es igual a 2.
z y
El orbital dilobular con dos anillos corresponde al orbital fundamental que se representa con la letra f, y cuyo valor del número cuántico secundario es igual a 3. 3. Número cuántico magnetico (m): señala la posición de un orbital en el espacio y describe el número de orbitales en un subnivel. m =-l,...0..., + l
Asume valores que dependen del número cuántico secundario: y
Para el orbital mostrado 4s,
x z
el valor de n =4, = 0 y el único valor para m = 0
Es decir posee solo una posición en el espacio. y y z
y z z
x
Orbital atómico 2p
x
Orbital atómico 2p
x
x
Orbital atómico 2p
y
z
Los tres orbitales mostrados corresponden a los tres valores que puede asumir el número cuántico
magnético. Son orbitales tipo p, cuyo valor del = 1, y m asume tres valores -1, 0 ,+1 que corresponde a la posición x, y, z. z z y y El orbital 2p x tiene n = 2, =1, y m = -1 El orbital 2py tiene n = 2, = 1 y m = 0 x x El orbital 2p z tiene n = 2, = 1 y m = +1 dxy
z y
z
z
y
dyz
x
x
x dxz
d x2 - y2
y
dz2
Los cinco orbitales mostrados corresponde a los cinco valores que puede asumir el número cuántico magnético. Son orbitales tipo d, cuyo valor de =2 y m asume cinco valores de -2, -1, 0, +1 +2 que corresponde a posiciones en el plano o en los ejes formados por x, y, z. www.trilce.edu.pe
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91
UNIDAD I
=3
y
X
z
Los siete orbitales mostrados corresponden a los siete valores que puede asumir el número cuántico
magnético. Son orbitales tipo f , cuyo valor de =3 , y m = -3, -2, -1, 0 ,+1, +2, +3 que corresponde a posiciones en el espacio.
4. Número cuántico de spin (ms): señala el sentido de giro de un electrón alrededor de su propio eje. Asume dos únicos valores independientes de los números cuánticos antes mencionados. Fue atribuido por Dirac.
m= m s = -1/2 s +1/2 Notación cuántica: es la descripción de los electrones en una región especifica del átomo:
n x
Donde: n = nivel,
= subnivel, x = número de electrones
La notación cuántica 4p 3 significa que hay tres electrones en el subnivel p del cuarto nivel. Y además que los valores de los números cuánticos son n = 4, = 1, m= -1, 0, +1 y ms= +1/2; -1/2 La secuencia de números cuánticos n, , m y ms describe solamente a un electrón.
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Química Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición Un orbital atómico se describe por los números cuánticos principal y secundario solamente. II. El número cuántico principal señala la forma de un orbital.
Explicación
I.
2. Completa: El número cuántico ____________indica el tamaño del orbital y el número cuántico magnético señala la ____________ de un orbital. 3. Relaciona: I. N.C. secundario II. N.C. magnético
A. Nivel B. Orbital C. Subnivel
9. Determine el número de orbitales que contiene el subnivel = 2. Rpta: ____________
Rpta: ____________ 4. Indica los valores de n y mostrado: 4dxy
para el orbital
10. Indica los valores de los números cuánticos para el orbital mostrado: 2p
Rpta: ____________ 5. Determina los valores de n y m para el orbital mostrado 3px. Rpta: ____________ Rpta: ____________ 6. ¿Qué valores puede asumir "" si n =3? Rpta: ____________ 7. ¿Cuántos valores puede asumir "m" para un valor de: = 3? Rpta: ____________ 8. Indica el número de electrones con n=3 y =2 como máximo que presenta un átomo.
11. Indica los posibles números cuánticos para un electrón que se ubica en la notación cuántica: 5f. a) b) c) d) e)
5, 2, 2, -1/2 5, 2, -2, +1/2 5, 3, -2, +1/2 5, 3, -4, +1/2 5, 0, 0, +1/2
Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
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UNIDAD I
12. Para la secuencia de números cuánticos, ¿cuáles 14. Indica con (V) verdadero o (F) falso según son posibles? corresponda: I. El tamaño de un orbital se describe por el número cuántico secundario. I. (4, 0, 0, +1/2) II. Los valores del número cuántico secundario II. (3, 3, -2, -1/2) son independientes del número cuántico III. (5, 2, -3, -1/2) principal. a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) II y III
c) Solo III
13. ¿Cuántos electrones como máximo poseen los valores de n=3 y =2 en un átomo? a) 6 d) 12
b) 8 e) 14
III. Un orbital p tiene diferentes formas por el número de valores que asume el número cuántico magnético.
a) VVV d) FFF
b) VVF e) FFV
c) FVF
15. ¿En qué orbital existe mayor probabilidad de encontrar a un electrón?
c) 10
a)2s
b) 3p
x
d) 5fz
e) 5p
x
c) 4d
xy
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición Un orbital atómico se describe por los números cuánticos principal, secundario y magnético solamente. II. El número cuántico secundario señala la forma de un órbital. I.
Explicación
2. Completa: El número cuántico ____________ indica la posición del orbital y el número cuántico principal señala el ____________ de un orbital. 3. Relaciona: I. N.C. principal II. N.C. secundario
6. ¿Qué valores puede asumir "" si: n =5? A. Nivel B. Orbital C. Subnivel
7. ¿Cuántos valores puede asumir "m" para un valor de: = 2 ?
Rpta: ____________ 4. Indica los valores de n y mostrado: 5fxyz
Rpta: ____________
para el orbital
Rpta: ____________ 5. Determina los valores de n y m para el orbital mostrado 2py
Rpta: ____________ 8. Indica el máximo número de electrones con n = 4 y = 3 que presenta un átomo.
Rpta: ____________
Rpta: ____________ Colegios
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Química Química 9. Determine el número de orbitales para el 13. ¿Cuántos electrones como máximo poseen subnivel = 1. los valores de n = 4 y = 2 en un átomo? Rpta: ____________
a) 6 b) 8 c) 10 d) 12 e) 14 10. Indica los valores de los números cuánticos para los orbitales mostrados: 14. Indica con (V) verdadero o (F) falso según z z z corresponda: y X
y X
2pz
y X
2px
I.
El tamaño de un orbital se describe por el número cuántico principal. II. Los valores del número cuántico de espín son independientes del número cuántico principal. III. Un orbital p tiene diferentes posiciones por el número de valores que asume el número cuántico magnético.
2py
Rpta: ____________ 11. Indica los posibles números cuánticos para un electrón que se ubica en la notación cuántica: 4d. a) 3, 2, 2, -1/2 b) 4, 2, -2, +1/2 c) 4, 3, -2, +1/2 d) 4, 3, -4, +1/2 e) 4, 0, 0, +1/2
a) VVV d) FFF
b) VVF e) FFV
c) FVF
12. Para la secuencia de números cuánticos, ¿cuáles son posibles? 15. ¿En qué orbital existe menor probabilidad de I. (2, 0, 0, +1/2) II. (4, 3, -2, -1/2) encontrar a un electrón? III. (5, 2, -3, -1/2) a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) II y III
c) Solo III
a)2s d) 5f
z
b) 3p e) 5p
x
c) 4d
xy
x
Actividades complementarias
Investiga un poco más: En una bolsa oscura coloque un kilogramo de frejoles y luego meta la mano sin mirar. Estime la cantidad de frejoles que tiene en su mano, y luego cuente confirmando el contenido, Realice la operación cinco veces.
De spin
Principal www.trilce.edu.pe
Secundario
Magnético Tercer año de secundaria 77
10
UNIDAD I
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Orbital de 2 electrones completo N M
Orbital de 8 electrones completo
L K
Electrón de Valencia 29+
Capa de Valencia
2 Electrón en una órbita de 8 electrones incompleto.
g p .js e n o rt c e l e y-s a it b r o s/ e n e g a m -is i m /s e . a n a sp ie l. te acr b e w al / :/ tp t h
Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo en regiones específicas de acuerdo a su energía relativa.
Leemos: Un orbital atómico es una determinada solución particular, espacial e independiente del tiempo a la ecuación de Schrödinger para el caso de un electrón sometido a un potencial coulombiano. La elección de tres números cuánticos en la solución general señalan unívocamente a un estado monoelectrónico posible. Estos tres números cuánticos hacen referencia a la energía total del electrón, el momento angular orbital y la proyección del mismo sobre el eje z del sistema del laboratorio y se denotan por: <( → r ) | nm= ψmn,I(r) El nombre de orbital también atiende a la función de onda en representación de posición independiente del tiempo de un electrón en una molécula. En este caso se utiliza el nombre orbital molecular. La combinación de todos los orbitales atómicos dan lugar a la corteza electrónica representado por el modelo de capas electrónicas. Este último se ajusta a los elementos según la configuración electrónica correspondiente. Fuente: //es.wikipedia.org/wik/orbital_atfc3%B3mico
Colegios
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Química Química El átomo presenta dos principales partes: núcleo y nube electrónica. En la nube se encuentran los electrones. Para un mejor estudio de estos, la nube electrónica se presenta en diferentes regiones de energía, las cuales son: 1. Nivel o capa (n) es una región de energía formada por subniveles. Se describe por el número cuántico principal. Nro. de órbitales por nivel = n 2 Nro. de subniveles por nivel = n Nro. de electrones por nivel = 2n2
2. Subcapa o subnivel (n y ) es un espacio energético formado por orbitales. Se describe por los valores de los números cuánticos principal y secundario. Nro. de orbitales por subnivel = 2 l + 1 Nro. de electrones por subnivel = 2 (2l + 1)
3. Orbital o REEMPE (n, , y m) región electrónica espacial de máxima probabilidad estadística. Un orbital puede contener uno o dos electrones: Notación Convencional
Diagrama orbital
H
1s1
↑ 1s
He
1s2
↑↓ 1s
3
Li
1s2 2s1 1s 2s
↑↓
↑
4
Be
1s2 2s2 1s 2s
↑↓
↑↓
5
B
↑↓ 1s
↑↓ 2s
1
2
1s2 2s2 2p1
↑ 2p
Las flechas representan los espines de los electrones. Principio de AUFBAU (construcción) los subniveles se ordenan de menor a mayor energía relativa. Y en el caso que posean la misma energía se ordenan de menor a mayor nivel.
Energía relativa = n + Por ejemplo en 4d , el valor de n =4 y =2 , entonces la energía relativa es igual a seis. Regla de Moller, llamada también regla del serrucho, los electrones se distribuyen en subniveles de menor a mayor energía. Se completa un subnivel y se pasa al siguiente hasta completar el total de electrones. Número de electrones
1s2
Nivel www.trilce.edu.pe
Subnivel Tercer año de secundaria 79
10
UNIDAD I
SUBNIVEL Nivel
Nº de electrones
s 2
p 6
d
10
k (n = 1)
2
1s
2
L (n = 2)
8
2s
2
2p6
f
14
M (n = 3)
18
3s2
3p6
3d10
N (n = 4)
32
4s2
4p6
4d10
4f14
32
5s2
5p6
5d10
5f14
6d10
O (n = 5) P (n = 6)
18
6s
2
6p6
Q (n = 7)
8
7s
2
7p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f145d106p67s25f146d107p6 Principio de máxima multiplicidad de Hund:“En un subnivel los electrones ocupan todos los orbitales y luego los llenan, apareándose”.
Colegios
TRILCE 80
Átomo
Z
Configuraciónelectrónica
Diagramaorbital
H
1
1s1
↑
He Li
2 3
1s2 1s22s1
↑↓ ↑↓
↑
Be
4
1s22s2
↑↓
↑↓
B
5
1s22s22p1
C
6
1s22s22p2
↑↓
↑↓
↑
↑
N
7
1s22s22p3
↑↓
↑↓
↑
↑
O
8
1s22s22p4
↑↓
↑↓
↑↓
F
9
1s22s22p5
↑↓
↑↓
↑↓ ↑↓
Ne
10
1s22s22p6
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑
↑↓
↑
↑ ↑
↑↓
↑ ↑↓
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Química Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Un nivel de energía se describe por los números cuánticos principal y secundario.
Explicación
II. Todos los niveles de energía contienen el subnivel s. 2. Completa: Un subnivel de energía se determina por los números cuánticos ____________ y ____________. 10. La configuración electrónica de un átomo presenta siete orbitales llenos, ¿cuál es su número atómico?
3. Relaciona subnivel con energía relativa: I. 4p A. 6 II. 5d B. 7 C. 5 Rpta: ____________ 4. Realiza la configuración electrónica especies mostradas: I.
Azufre (Z=16) II.Bromo (Z=35)
Rpta: ____________ de las
____________ ____________
11. Determine el número de orbitales llenos en la configuración electrónica del arsénico (Z=33). a) 14 d) 17
b) 15 e) 18
c) 16
12. Señale el electrón que no es posible ubicarlo en 5. Realiza el diagrama de orbitales de 4p4. Rpta: ____________ 6. Indica los números cuánticos del electrón desapareado en la notación cuántica 5d 9. Rpta: ____________
la configuración electrónica del potasio (Z=19) a) 4, 0, 0, +1/2 b) 3, 1, 1, -1/2 c) 2, 0, 0, -1/2 d) 3, 2, -1, +1/2 e) 1, 0, 0, +1/2 13. En la configuración electrónica del hierro (Z=26). ¿Cuántos electrones poseen =1?
7. De acuerdo al principio de AUFBAU ordena los a) 6 b) 12 c) 18 siguientes orbitales: d) 24 e) 14 I. 3d II. 4s III. 4f 14. Una configuración posee 7 electrones en el IV. 5p tercer nivel. ¿Cuál es su número atómico? Rpta: ____________
a) 15 b) 16 c) 17 d) 18 e) 19 8. Indica el número de orbitales semillenos en la configuración de un elemento con Z=34. 15. En un átomo se presenta 10 electrones con Rpta: ____________ m=0. Considerando el máximo valor en la cantidad de electrones ¿cuál es su número atómico? 9. Utilizando orbitales realiza la distribución de electrones para la especie fósforo (Z=15). a) 12 b) 13 c) 16 Rpta: ____________ d) 18 e) 20 www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 81
110
UNIDAD I
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición Un subnivel de energía se describe por los números cuánticos principal y secundario.
Explicación
II. Todos los orbitales contienen a uno o más electrones hasta 14.
2. Completa: Un orbital de energía se determina por los números cuánticos _______________ y _______________ . 9. Utilizando orbitales realiza la distribución de electrones para la especie cloro (Z=17).
3. Relaciona subnivel con energía relativa: I. 4f II. 5s
A. 6 B. 7
Rpta: ____________
C. 5 Rpta: ____________ 4. Realiza la configuración electrónica especies mostradas: I.Fósforo (Z=15) II. Arsénico (Z=33)
10. La configuración electrónica de un átomo presenta ocho orbitales llenos, ¿cuál es su de las número atómico?
____________ ____________
5. Realiza el diagrama de orbitales de 3d7. Rpta: ____________ 6. Indica los números cuánticos del electrón desapareado en la notación cuántica: 6p 5. Rpta: ____________
Rpta: ____________ 11. Determine el número de orbitales llenos en la configuración electrónica del zinc (Z=30). a) 14 d) 17
b) 15 e) 18
12. Señale el electrón que no es posible ubicarlo en la configuración electrónica del calcio (Z=20)
7. De acuerdo al principio de AUFBAU ordena los siguientes orbitales: a) 4, 0,0,+1/2 c) 2,0,0,-1/2 I. 5s II. 4p e) 1,0,0,+1/2 III. 5f IV. 4d Rpta: ____________ 8. Indica el número de orbitales semillenos en la configuración de un elemento con Z=35.
Rpta: ____________ Colegios
TRILCE 82
c) 16
b) 3,1,1,-1/2 d) 3,2,-1,+1/2
13. En la configuración electrónica del vanadio (Z=23). ¿Cuántos electrones poseen = 2? a) 6 d) 4
b) 3 e) 7
c) 8
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Química Química 14. Una configuración posee 5 electrones en el 15. En un átomo se presenta 11 electrones con tercer nivel. ¿Cuál es su número atómico? m=0. Considerando el máximo valor en la cantidad de electrones, ¿cuál es su número atómico? a) 15 b) 16 c) 17 d) 18 e) 19 a) 12 b) 13 c) 16 d) 18
e) 19
Actividades complementarias
Investiga un poco más: Toma un alambre de cobre con pinzas de madera y colócalo a la llama del mechero. Anota lo que observas y registra la tonalidad de color. Con la ayuda del registro del espectro electromagnético determine el nivel de salida del electrón.
Regla de Moller Principio de AUFBAU
Principio de máxima multiplicidad de Hund
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
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Tercer año de secundaria 83
111
UNIDAD I
KERNELL
g p j. n e r e ll fu / P S /sE e .i j u . n m p s. w w w / /: tp t h
Los gases nobles pueden ser atrapados en fullerenos y se usan en la configuración electrónica del resto de elementos químicos.
Leemos: Los materiales ferromagnéticos, compuestos de hierro y sus aleaciones con cobalto, tungsteno, níquel, aluminio y otros metales, son los materiales magnéticos más comunes y se utilizan para el diseño y constitución de núcleos de los transformadores y máquinas eléctricas. En un transformador se usan para maximizar el acoplamiento entre los devanados, así como para disminuir la corriente de excitación necesaria para la operación del transformador. En las máquinas eléctricas se usan los materiales ferromagnéticos para dar forma a los campos, de modo que se logren hacer máximas las características de producción de par. Estos materiales han evolucionado mucho con el paso del tiempo lo que implica más eficiencia, reducción de volúmenes y costo, en el diseño de transformadores y máquinas eléctricas. Propiedades de los materiales ferromagnético 1. Aparece una gran inducción magnética al aplicarle un campo magnético. 2. Permiten concentrar con facilidad líneas de campo magnético, acumulando densidad de flujo magnético elevado. 3. Se utilizan estos materiales para delimitar y dirigir a los campos magnéticos en trayectorias bien definidas. 4. Permite que las máquinas eléctricas tengan volúmenes razonables y costos menos excesivos. Fuente: http://www.paginadigital.com.ar/articulos/2004/2004seg/tecnologia1/sica26cccc-3pl.asp
Colegios
TRILCE 84
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Química Química Los electrones se distribuyen en subniveles de energía de menor a mayor energía. Se completa un subnivel y se pasa al siguiente hasta completar la totalidad de electrones. En dicha configuración se puede describir el nivel de valencia, el Kernell y los electrones de valencia. Nivel de valencia: es el nivel más externo en la configuración electrónica. Es el mayor nivel. Electrones de valencia: son los electrones que se ubican en el nivel más externo. La cantidad de electrones de valencia determina las propiedades químicas del elemento. Kernell: es la región anterior al nivel de valencia. La cantidad de electrones del Kernell coincide con el número de electrones que posee un gas noble. En la configuración electrónica del fósforo (Z=15) 1s 22s22p63s23p3 el nivel de valencia es tres, la cantidad de electrones de valencia es cinco, y el Kernell posee 10 electrones que coincide con la cantidad de electrones del neón (Z=10). Entonces su configuración también puede ser: [ Ne]3s23p3. 10 La configuración electrónica de un elemento puede usar a un gas noble. [2He ] 2sx 2py [10Ne] 3sx 3py [18Ar ] 4sx 3dz 4py [36Kr ] 5sx 4dz 5py [54Xe ] 6sx 4fz 5dz 6pt [86Rn ] 7sx 5fz 6dx 7pt Así por ejemplo en la configuración electrónica del mercurio (Z = 80 ) se puede usar un gas noble con Z el más cercano a 80, es decir, el xenón con Z = 54, y luego se completa los electrones restantes. 2
14
10
[54Xe ] 6s 4f 5d
Principio de exclusión de Pauli:“En un átomo no se puede ubicar a dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo menos se diferencia en uno de ellos”. En la configuración electrónica del boro con Z = 5, los cinco electrones presentan diferentes estados cuánticos. Momento magnético (m): es la orientación que experimenta una especie química en un campo magnético generado por imanes. m = n ( n + 2) B Donde el valor de n es el número de orbitales semillenos.
Un elemento químico puede ser:
Paramagnético: cuando presenta orbitales semillenos en su estructura electrónica. Atrae hacia si el campo magnético. m > cero Diamagnético: cuando solo presenta orbitales llenos en su estructura electrónica. Rechaza el campo magnético. m = cero
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111
UNIDAD I
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición En la configuración electrónica de un gas noble no hay Kernell.
Explicación
II. Los electrones ubicados en el átomo poseen el mismo estado cuántico.
2. Completa: De acuerdo al principio de ____________ en un átomo no puede existir dos electrones con el mismo ____________. 3. Relaciona el gas noble usado en el Kernell y el 8. De acuerdo a la configuración electrónica mostrada: [xKr] ns2 ( n - 1)d5. número atómico. Hallar el valor de x+n. I. Z = 35 A. Neón II. Z = 42 B. Argón Rpta: ____________ C. Kriptón Rpta: ____________ 9. Usa un gas noble para la configuración de un elemento que posee 16 orbitales llenos. 4. Determina el número de electrones en el Kernell de un átomo de número atómico igual a Rpta: ____________ 38. Rpta: ____________ 5. Halla el número de electrones de valencia en la configuración de un elemento con Z = 52. Rpta: ____________ 6. Realiza la configuración electrónica de los elementos mostrados usando gases nobles. Yodo (Z=53) ____________ Plomo (Z=82) ____________
10. ¿Cuántos electrones de valencia posee un elemento que presenta tres orbitales llenos en el cuarto nivel? Rpta: ____________ 11. Señale el estado cuántico del electrón desapareado en la configuración de un elemento con Z = 19. a) 3, 0, 0, -1/2 c) 3, 2, 2, -1/2 e) 4, 1, 1, +1/2
b) 4, 0, 0, +1/2 d) 2, 1, 0, +1/2
12. De los mostrados, ¿cuáles son paramagnéticos? I. Flúor (Z = 9) II. Calcio (Z = 20) 7. Describe el estado cuántico de los electrones III. Plomo (Z = 82) de valencia en la configuración electrónica del aluminio (Z=13). I. ____________ II. ____________ a) Solo I b) Solo II c) Solo III III. ____________ d) I y II e) I y III Rpta: ____________
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Química Química 13. De los mostrados, ¿cuáles son diamagnéticos? I. Magnesio (Z = 12) II. Hierro (Z = 26) III. Mercurio (Z = 80) a) I y II d) Solo I
b) II y III e) I, II y III
c) I y III
15. Determina el número de orbitales llenos en la configuración de un elemento diamagnético con cuatro niveles de energía (considera el máximo valor). a) 15 d) 18
b) 16 e) 19
c) 17
14. Un elemento con electrones hasta el tercer nivel presenta el mayor paramagnetismo, ¿cuál es el número atómico? a) 12 d) 17
b) 14 e) 25
c) 15
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición En la configuración electrónica de un gas noble hay 8 electrones de valencia.
Explicación
II. poseen Los electrones en el átomo diferenteubicados estado cuántico.
2. Completa: En la configuración electrónica el nivel más externo llamado ____________ presenta electrones llamados____________. 3. Relaciona el gas noble usado en el Kernell y el 6. Realiza la configuración electrónica de los elementos mostrados usando gases nobles. número atómico. Hierro (Z = 26) ____________ I. Z = 53 A. Neón Mercurio (Z = 80) ____________ II. Z = 13 B. Argón C. Kriptón 7. Describe el estado cuántico de los electrones Rpta: ____________ de valencia en la configuración electrónica del Boro (Z=5) 4. Determina el número de electrones en el I. ____________ II. ____________ Kernell de un átomo de número atómico igual a III. ____________ 20. Rpta: ____________ 5. Halla el número de electrones de valencia en la configuración de un elemento con Z = 34. Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
8. De acuerdo a la configuración electrónica mostrada: [xAr] ns2 ( n - 1)d5. Hallar el valor de x+n. Rpta: ____________ Tercer año de secundaria 87
111
UNIDAD I
9. Usa un gas noble para la configuración de un 13. De los mostrados, ¿cuáles son diamagnéticos? elemento que posee 17 orbitales llenos. I. Calcio (Z = 20) Rpta: ____________ II. Zinc (Z = 30) III. Argón (Z = 18) 10. ¿Cuántos electrones de valencia posee un elemento que presenta cuatro orbitales llenos en el cuarto nivel? a) I y II b) II y III c) I y III d) Solo I e) I, II y III Rpta: ____________ 11. Señale el estado cuántico del electrón 14. Un elemento con electrones hasta el segundo desapareado nivel presenta el mayor paramagnetismo, ¿cuál con Z = 21. en la configuración de un elemento es el número atómico? a) 3, 0, 0, -1/2 c) 3, 2, -2, +1/2 e) 4, 1, 1, +1/2
b) 4, 2, 0, +1/2 d) 2, 1, 0, +1/2
a) 7 d) 11
b) 10 e) 15
c) 5
12. De los mostrados, ¿cuáles son paramagnéticos? 15. Determina el número de orbitales llenos en la configuración de un elemento diamagnético I. Oxígeno (Z = 8) con tres niveles de energía (considera el máximo II. Magnesio (Z = 12) valor). III. Nitrógeno (Z = 7) a) 5 b) 6 c) 7 a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) 8 e) 9 d) I y II e) I y III Actividades complementarias
Investiga un poco más: Toma un pedazo de aluminio con pinzas de madera y exponlo a la llama de un mechero. Observa la coloración y regístralo en el espectro electromagnético. Determina la longitud de onda y señala el nivel de valencia.
Electrones de valencia
Kernell
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Colegios
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12
Química Química
UNIDAD I
CONFIGURACIÓN DE IONES g p .js l e n n a h C n o I /t r a s_ e g aim / rg o . o p m ac o p i .h w w w / /: tp t h
La alteración en la cantidad de electrones de los átomos permite la formación de iones, los cuales alteran su configuración electrónica.
Leemos: El cromo interviene en el metabolismo de la glucosa, ya que forma parte del factor de tolerancia a la glucosa, que potencia la acción de la insulina, encargada de posibilitar la entrada de los hidratos de carbono sencillos en las células para poder ser utilizados y transformados en energía. Si la insulina es escasa o no funciona correctamente, la glucosa se acumula en la sangre, produciendo lo que se denomina hiperglucemia (niveles por encima de lo normal de glucosa en la sangre). Al cromo se le atribuye la propiedad de poder controlar los niveles de colesterol en sangre e impedir que se formen placas en las paredes de las arterias, si bien no se conoce con certeza su mecanismo de acción. Se cree que es posible que el cromo sea capaz de inhibir la acción de la enzima encargada de regular la velocidad de formación del colesterol. Algunos estudios afirman que dependiendo de la concentración de cromo éste es capaz de inhibir o de estimular la acción de dicha enzima. Además, el cromo es junto al hierro un elemento encargado del transporte de determinadas proteínas. El alimento con mayor contenido de cromo conocido es la levadura de cerveza desecada. La levadura es fuente de cromo GTF (cromo del factor de tolerancia a la glucosa), que es una de las formas en las que más se asimila este mineral. También son buenas fuentes de cromo las grasas y aceites vegetales, así como los cereales integrales, las nueces, el mosto y los lácteos. El cromo también está presente en las carnes, verduras y mariscos, pero en estos alimentos su concentración es menor. La absorción de cromo en el organismo es muy baja, sin embargo, dicha absorción se ve aumentada por la presencia de algunos nutrientes como la vitamina B1 (contenida en alimentos como la soja fresca, el germen de trigo, las carnes y los pescados blancos, los cereales integrales), B2 (presente en la soja fresca, hígado, carnes y cereales tostados) y la vitamina B3 (abundante en la leche de almendras, el atún, el bonito y el hígado). También favorecen la absorción de cromo minerales como el manganeso o el zinc y algunos aminoácidos entre los que se encuentran la cisteína, la glicina y el ácido glutámico. Fuente: http://www.alimentacion-sana.com.ar/informaciones/novedades/cromo.htm www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 89
112
UNIDAD I
Se denomina ión a la especie química que ha alterado el número de electrones cuando era neutro. Un ión se forma cuando el átomo neutro gana electrones o pierde electrones, entonces altera su configuración electrónica. En el caso de ión positivo llamado catión, se pierde electrones en el nivel más externo, por ejemplo, el átomo de hierro (Z=26) con configuración [18Ar] 4s23d6, al convertirse en ión ferroso Fe2+ pierde dos electrones en el nivel más externo, es decir, en el nivel n = 4 y la configuración sería [18Ar] 4s03d6. En el caso de ión negativo llamado anión, se gana electrones en el nivel más externo, por ejemplo, el átomo de bromo (Z=35) con configuración [ 18Ar] 4s23d104p5 al convertirse en ión bromuro Br1- gana un electrón en el nivel mas externo, es decir en el nivel n= 4 y la configuración sería [18Ar] 4s23d104p6. Existen elementos químicos que deben alterar su configuración electrónica para lograr explicar el comportamiento magnético o su estado de oxidación, por ejemplo, el paladio de número atómico 46 es diamagnético, sin embargo, la configuración electrónica [ 36Kr]5s24d8 no explica dicha propiedad porque posee dos orbitales semillenos y es paramagnético. Entonces la configuración será [36Kr] 5s04d10. -E C 9 -4 5 F 6 -1 A A A 8 A A
0 1 /
E R U T C I P
/
M O
.SC
E G A P T R O P X .SE E
/ / :TPT H
G P
.J 8 D D B 8 A 4 A B
1 4 -F D 7 2 8
__ El cromo de número atómico 24 posee alto paramagnetismo con m=√ 48 B es decir su configuración electrónica presenta 6 orbitales semillenos, sin embargo la configuración electrónica [ 18Ar]4s23d4 no explica dicha propiedad porque posee cuatro orbitales semillenos. Entonces la configuración será [18Ar]4s13d5. G P
.JO
M O R C
/ 6 0 / 0 1 0 2 S/
D A O L P U / T N E T N O -CP W / M O C
.D
R O LN
.I
W W W
/ :P/ T T H
Colegios
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Química Química La plata de número atómico 47 presenta estado de oxidación +1, es decir su configuración debe presentar un electrón en el último nivel, sin embargo la configuración [ 36Kr]5s24d9 no explica dicha propiedad, porque posee dos electrones en el último nivel. Entonces la configuración será [ 36Kr]5s14d10. / I JW E 7 Z Z W F SL / O A Y O K 8 Q S D 6 L _ / M O
.CT
O P S G
LO
.BP .B 3 / :/ P T T H
B
+A IC N E G O P O R T N A +A T A L P
/ 0 0 S4 / E B G J T P 1 G X P E J O . G O / AD C E OLS A A NA A RO A T A +L A L A OC A L A A
Las especies que poseen la misma configuración electrónica se llaman isoelectrónicas, como por ejemplo S2- [10Ne]3s23p6 y 20Ca2+ [10Ne]3s23p6. 16
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición Si dos especies poseen el mismo número de electrones se llaman isoelectrónicas. II. La alteración de la configuración para el cromo se debe a su estado de oxidación.
Explicación
I.
2. Relaciona correctamente: I.
19F
II.
11Na
22s22p4
A. 1s 1+
22s22p6
B. 1s
22s22p63s2
C. 1s Rpta: ____________ 3. Completa: A las especies químicas ____________.
que poseen la misma configuración ____________ se les llama
4. Señale la configuración electrónica de las 6. ¿Cuántos orbitales semillenos posee la siguientes especies: configuración electrónica del Molibdeno (Z=42)? 2+ I. 25Mn ____________ II.
53
I1-
____________
Rpta: ____________
5. Determine el número de orbitales llenos en la 7. Determine el número de electrones en el nivel más externo de la configuración electrónica del configuración electrónica del Paladio (Z=46). cobre (Z =29). Rpta: ____________ Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 91
112
UNIDAD I
8. De los mostrados, ¿cuáles son isoelectrónicas? I.
30
II.
32
III.
28
Zn2+ Ge4+
13. Se muestran tres electrones cuyos estados cuánticos más probables son los siguientes: Electrón I: 4; 2; 0; +1/2 Electrón II: 6; 0; 0; +1/2 Electrón III: 5; 1; 0; -1/2 Con respecto a la energía de los electrones I, II y III podemos afirmar:
Ni
Rpta: ____________ 9. ¿Cuál es el estado cuántico del electrón desapareado en la configuración electrónica de la plata (Z = 47)?
a) I = II = III c) I > III > II e) I > II = III
b) I < III < II d) I < II = III
Rpta: ____________ 10. Un catón divalente es isoelectrónico con el ión bromuro Br1- (Z = 35), ¿cuál es el número atómico del catión? Rpta: ____________ 11. Señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I.
Un nivel de energía designado con n = x posee (x - 1) subniveles. II. Un subnivel de energía designado con
14. Señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I.
El Principio de Incertidumbre establece que dos electrones en un mismo átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos. II. El Principio de Exclusión de Pauli , establece que los electrones tienden a ocupar el máximo número de orbitales atómicos disponibles en un subnivel de energía. III. Un orbital atómico admite un máximo de dos electrones con “spin” opuesto.
b) FVF c) FVV = x + 1 , posee (2x – 1) orbitales a) VFV atómicos. d) FFV e) FFF III. Un nivel de energía designado con n=x admite un máximo de x2 orbitales 15. Respecto al ión 23V2+,indica verdadero (V) o atómicos. falso (F) según corresponda en relación con su distribución electrónica: a) VFV b) FVF c) FVV d) FFV e) FFF I. Presenta 3 orbitales semillenos.
12. Determine el número de electrones en un átomo que pueden ser caracterizados por la siguiente combinación de números cuánticos: ( 4, , -2 , ms)
a)
4 d) 6
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TRILCE 92
b) 8 e) 5
c) 3
II. Es isoelectrónico con el Sc. 21 III. Presenta 9 electrones en su tercer nivel de energía.
a) VVF d) VFV
b) VFF e) FFV
c) FVV
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Química Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición Si dos especies poseen la misma configuración electrónica se llaman isoelectrónicas.
Explicación
II. La alteración de la configuración para la Plata se debe a su estado de oxidación. 2. Relaciona: I. 8O II. 12Mg
C. 1s Rpta: ____________
A. 1s22s22p4 B. 1s22s22p6 22s22p63s2
3. Completa: A las especies químicas que poseen _________ semillenos, se les llama ____________. 4. Señale la configuración electrónica de las siguientes especies: Fe3+ As333 26
____________ ____________
desapareado en la configuración electrónica del cobre (Z = 29)? Rpta: ____________ 10. Un catión monovalente es isoelectrónico con el ión sulfuro S2- (Z =16), ¿cuál es el número atómico del catión? Rpta: ____________ 11. Un átomo posee solo 3 subniveles “s” llenos en su estado basal, si la cantidad de neutrones que posee es una unidad mayor que su carga nuclear. Hallar el número de masa máximo del átomo. a) 39 b) 37 c) 25 d) 29 e) 31
5. Determine el número de orbitales llenos en el nivel mas externo de la configuración electrónica del Niquel (Z=28). 12. ¿Cuál es la configuración electrónica y el número atómico respectivamente, del elemento cuyo Rpta: ____________ único y último electrón desapareado, situado en la subcapa de mayor valor de (n + ) posee 6. ¿Cuál es el momento magnético del Molibdeno los siguientes números cuánticos (n, , m , ms): (Z = 42)? (3; 2; -2; +1/2 ó -1/2) Rpta: ____________ a) [ Ne ] 3s2 3p1 ; Z = 13 b) [ Ar ] 4s 2 3d1 ; Z = 21 7. Determine el número de electrones en el nivel mas externo de la configuración electrónica de c) [ Ne ] 3s 2 3p2 ; Z = 14 la plata (Z = 47). d) [ Ne ] 4s 2 3d2 ; Z = 22 e) [ Ar ] 4s 2 3d10 4p1 ; Z = 31 Rpta: ____________ 8. De los mostrados, ¿cuáles son isoelectrónicas? I. 33As3II. 36Kr III. 38Sr2+ Rpta: ____________ 9. ¿Cuál es el estado cuántico del electrón www.trilce.edu.pe
13. Respecto al elemento vanadio (Z = 23): I. Es paramagnético. II. Tiene un electrón desapareado. III. Tiene 2 orbitales 3d semillenos. A) VVF D) FVF
B) VFF E) VVV
C) FFV
Tercer año de secundaria 93
1112
UNIDAD I
14. Dados los núclidos: AE Z
15. ¿Qué configuración electrónica es correcta? A M Z-1
A+1X Z
I. E y X son isótopos. II. E y M son átomos del mismo elemento. III. X y M tienen el mismo número de neutrones. Son correctas: a) Solo I
b) Solo II
I. II. III.
Cr +2 : 26Fe 29Cu 24
: :
a) I, II b) II, III d) Solo III e) I, II, III
[Ar] 4s2 3d4 6 [Ar] 3d 1 [Ar] 4s 3d10 c) I, III
c) Solo III
d) I y III e) I, II, III Actividades complementarias
Investiga un poco más: Disolver alumbre de potasio en uno de los vasos hasta sobresaturación, debe quedar algo de alumbre en el fondo. Hacer lo mismo con el alumbre de cromo. Son sustancias bastante solubles aunque el de cromo lo es más. Dejar que reposen. Tomar un palito de dimensiones un poco mayores que la boca del vaso de chupete y en el centro atarle un poco de hilo blanco de coser. Dejar que cuelgue un poco de hilo y cortarlo para que colocado el palito en la boca del vaso de chupete el hilo llegue hasta la mitad. Llenar ahora uno de los vasos con la disolución de alumbre de cromo y el otro con la de alumbre de potasio. Dejar los vasos en un lugar tranquilo y cálido. Al cabo de unos días se verá que parte del agua se ha evaporado, que en el fondo de los vasos se han formado cristales en un caso incoloro (potasio) y en el otro caso de color azul oscuro. Reponer el agua que se haya evaporado y esperar unos días más. Al cabo de una semana en los hilos colgantes de cada uno de los vasos de chupete se habrán formado unos cristales perfectos entre 5 a 10 mm de arista. Es posible que el alumbre de cromo crezca más deprisa por que la solución es más concentrada. Podemos sacar los cristales y observaremos que tiene la forma de octaedros o combinación de ellos. Si no estamos conformes con su tamaño podemos seguir introduciéndolos en la disolución para que engorden.
Por momento dipolar Por estado de oxidación
Por alteración de electrones
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
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Tabla Periódica Hierro en la nutrición
enfermedades cardiopulmonares y anemia.
Este micromineral u oligoelemento, interviene la formación de la hemoglobina y de los glóbulos rojos,en como así también en la actividad enzimática del organismo.
La derespuesta identificarlo que demuestra carencia de hierro es unaforma menor al estrés, menor rendimiento laboral, alteración en la conducta y mala regulación térmica.
Dado que participa en la formación de la hemoglobina de más esta decir que transporta el oxígeno en la sangre y que es importante para el correcto funcionamiento de la cadena respiratoria.
Las necesidades diarias de hierro son del orden de los 8 a 11 mg /día, requiriendo un 50% adicional las mujeres y los hombres deportistas y hasta doble las mujeres deportistas (20 a 25 mg 1 día)
Las reservas de este mineral se encuentran en el hígado, el bazo y la médula ósea.
Recomendaciones:
Se clasifica en hierro hémico y no hémico:
• •
El hémico es de srcen animal y se absorbe en un 20 a 30%. Su fuente son las carnes (especialmente las rojas). El no hémico, proviene del reino vegetal, es absorbido entre un 3% y un 8% y se encuentra en las legumbres, hortalizas de hojas verdes, salvado de trigo, los frutos secos, las vísceras y la yema del huevo.
Para mejorar la absorción del hierro no hémico siempre es bueno consumir conjuntamente alimentos que contengan vitamina C. Los inhibidores de la absorción de hierro no hémico son: el té, café, la leche bovina, la clara del huevo, el salvado de trigo y los productos de soya. La falta de hierro en el organismo puede producir mala síntesis protéica, deficiencia inmunitaria, aumento del ácido láctico, aumento de noradrenalina, menor compensación de
g j.p ro r e i /h 3 0 /8 0 0 2 s/ ad o l p u t/ n te n o cp w / m o c. d o lo as . w w w /:/ p tt h
www.trilce.edu.pe
•
Efectuar una adecuada selección de alimentos.
•
Incluir carne en las comidas.
•
Incluir fuentes de vitamina C en cada comida.
•
Suprimir grandes cantidades de té o café con las comidas.
•
Suprimir cantidades excesivas de ácido acético (vinagre).
Fuentes naturales de Hierro Las siguientes tablas mencionan los miligramos (mg) de hierro hémico y no hémico presentes en una porción de alimento.
Aprendizajes esperados Comprensión de la información
• Establecer la importancia de la composición de la materia. • Utilizar los conceptos básicos para identificar a un elemento químico. • Reconocer los símbolos y los nombres de los elementos químicos. •Ubicar los elementos en la Tabla Periódica moderna. • Describe las características de la Tabla Periódica. Indagación y experimentación
• Utilizar la Tabla Periódica Moderna para clasificar a los elementos en metales y no metales. •Utilizar la Tabla Periódica para describir las propiedades de los elementos químicos. • Comparar las propiedades de los elementos. • Identificar a los elementos químicos mediante el número atómico.
1
UNIDAD II
RESEÑA HISTÓRICA DE LA TABLA PERIÓDICA g p .ja ci d o ri e p al tab sa e m /s e g a im / m o c. s vo r e is o r ic .m w w w /:/ p tt h
Los elementos químicos son formas muy sencillas de materia que se encuentran presentes en todo tipo de materia. Estos elementos químicos se ordenan y se clasifican en una Tabla Periódica. A través del tiempo se han presentado una serie de modelos de clasificación de elementos.
Leemos: En 1964 se publicó que el Po-210 era un ingrediente del humo del tabaco. El Po-210 emite radiación alfa que es una de las formas de radiación carcinógena. Experimentos con animales mostraron que la inhalación de humo de tabaco era una causa de cáncer de pulmón en animales. Se cree que el Po-210 se deposita en las bifurcaciones bronquiales, resultando que hay dosis sustanciales de radiación alfa en los lugares donde los carcinomas aparecen con frecuencia. La radiación alfa también se ha demostrado que induce caminos de señales en células que no están directamente expuestas (el llamado efecto transeúnte). Las concentraciones medias de Po-210 en el tejido de los fumadores se han observado que son más del doble que las de los no-fumadores. Se calcula que los fumadores de 1,5 cajetillas (30 cigarrillos) diarias están expuestos a tanta radiación como si fueran sometidos a 300 radiografías al año. Se ha calculado que el Po-210 es responsable del 1% de todos los cánceres de pulmón de los Estados Unidos. Como año se calcula que 162 460 muertes en Estados Unidospuede y 1.3 millones de muertes en cada todo el mundo son atribuibles al cáncer de pulmón, el Po-210 ser el responsable cada año de más de 1600 muertes en los Estados Unidos y 11 700 en todo el mundo. Aunque la atmósfera contiene Po-210 proveniente del Radio-226 naturalmente presente en la corteza terrestre, la mayoría del Po-210 en las plantas de tabaco probablemente viene de los fertilizantes con alto contenido en fosfatos que se usan en las cosechas de tabaco. Los cultivadores de tabaco de los países desarrollados usan fundamentalmente fertilizantes manufacturados con alto contenido en fosfatos producidos a partir del mineral apatita, que contiene Radio-226 y radioisótopos descendientes como el Plomo-210 y el Po-210. La cosecha de tabaco tiene la particularidad de que su aroma depende de la reducción de nitrógeno, que
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Química
ocurre con la aplicación repetida de fertilizantes con alto contenido en fosfatos. Cuanto mayor sea el contenido de fosfatos en el fertilizante, mayor será la concentración de Po-210 en la planta de tabaco. El tabaco cultivado en algunos países en vías de desarrollo contiene aproximadamente un tercio menos de radioactividad que el tabaco cultivado en los países desarrollados. La radioactividad del tabaco cultivado en los Estados Unidos ha crecido con los años. Cuando para las cosechas de tabaco se usan fertilizantes de alto contenido en fosfatos, el Po-210 es absorbido por las raíces de la planta. El Po-210 también se deposita en la superficie de las hojas del tabaco, en unos pelillos pegajosos, que aglutinan las partículas de polvo radioactivo generadas durante la aplicación de los fertilizantes. Se cree que el Po-210 se encapsula con fosfato de calcio y Plomo-210 en partículas radioactivas insolubles, que más adelante se transfieren directamente al humo de tabaco que es inhalado dentro de los pulmones del fumador.
Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Polonio
Durante los siglos siguientes, los químicos, olvidados ya de las ideas alquimistas y aplicando el método científico, descubrieron nuevos e importantes principios químicos, las leyes que gobiernan las transformaciones químicas y sus principios fundamentales. Al mismo tiempo, se descubrían nuevos elementos químicos. Apenas iniciado el siglo XIX, Dalton, recordando las ideas de un filósofo griego, Demócrito, propuso la teoría atómica, según la cual, cada elemento estaba formado por un tipo especial de átomo, de forma que
Elementos simples
Hidrógeno Nitrógeno
Magnesio
Cal
I
C
Hierro
Cobre
todos los átomos elemento eran entre de sí, en tamaño, formadey un peso, y distinto deiguales los átomos los distintos elementos.
C arbono
Sosa
Oxígeno
Fósforo
Potasa
L Plomo
Barita
S Plata
G Oro
/ IC T a ic m i u Q D -C 1 l/
Mercurio
Símbolos de Dalton / / Q 46 k 6 v 1j vw h X k W i M C 9V G l E _ /o / B m oc A A .t A o A A p s A g A A ol A b / . I p w .b R 1 rG / m /: B 9 p tt LJ h T
Proust ordena a los elementos químicos por tamaños atómicos de menor a mayor tamaño atómico, tomando de base al hidrógeno.
/ g r o . s a i r a n a c e d o n r e i b o g . w w w / / : p t t h
Azúfre
g e j.p ts u ro _Ps i ou _L h ep s Jo/ 060 1s
Joseph Louis Proust
Berzelius Químico sueco. Nació en 1779 en Väversunda y murió en 1848 en Estocolmo. Jöns Jacob Berzelius se graduó en medicina en Uppsala y recibió el a c s nombramiento de secretario perpetuo de la Academia de Ciencias de it n g Estocolmo. Estableció el peso atómico de varios elementos y la fórmula e l p / .j n r B s de varios compuestos, así como un gran número de elementos de la actual s u U il / e tabla periódica. 3 z / r e n o i B / c s Introdujo el sistema actual de símbolos químicos, clasificó los cuerpos en a e c g u a electropositivos y electronegativos y determinó con precisión los elementos d m e i JönsJacob Berzelius de numerosos cuerpos simples. Las diversas circunstancias que enfrenta en los laboratorios lo llevan a incorporar varios nuevos utensilios para el trabajo, como el papel de filtro, los vasos de precipitado y el soplete. Produce un copioso número de documentos, escritos a manera de correspondencia con notables miembros de la investigación científica www.trilce.edu.pe
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UNIDAD II
en la Europa del siglo XIX. Descubre el selenio, el torio y el cerio. Aísla el silicio y el circonio y estudia los compuestos del flúor. Otra de sus contribuciones a la química moderna es su introducción de una formulación química muy similar a la utilizada actualmente. Generalizó la noción de radical debida a Lavoisier y propuso el nombre de amonio para representar el grupo NH4. Fue también el introductor de los conceptos de isomería, polimería y alotropía y en 1835 fue el primero en intentar explicar los fenómenos catalíticos. /s a ic ifs /t e n . 6 4t e .n
Dobereiner Johann Wolfgang Dobereiner (1780-1849), profesor de Química en la
lac s ar r a c / :/ ttp h
universidad cuando de Jena,enhizo unomostró de losque primeros intentostenía de clasificación de los elementos, 1817 el estroncio una masa atómica aproximadamente igual a la media aritmética de las masas atómicas del Ca y del Ba, elementos similares a él. Posteriormente mostró la existencia de más grupos como este, a los que llamó triadas, por ejemplo:
g jp r. e in e r e b o d /s ico im u /q s co if ti n ie c
Johann Wolfgang Döbereiner Cl - Br - I Ca - Sr - Ba S - Se - Te Li - Na - K Otros químicos de aquella época como: Pettenkofer, Dumas, Lenssen, Gladstone contribuyeron también a buscar relaciones entre diferentes elementos. Odling incluyó más de tres elementos en algún grupo y encontró cierta analogía entre los primeros elementos de cuatro grupos contiguos como C, N, O y F cuya diferencia de pesos atómicos era menor que la que había entre dos elementos del mismo grupo.
Incluso algunos elementos podían pertenecer a dos triadas diferentes perpendiculares una a laKremers otra. Estosugirió fue elque inicio de la cuadrícula que posteriormente /s _ 9 Newlands, Odling, Meyer y el mismo Mendeleiev utilizaron hasta re A % u t 3C llegar a la clasificación periódica algunos años más tarde. ic p / m o c. ci m e d a c as e . w w w / :/ tp t h
A partir de los trabajos de Dobereiner la tendencia fue correlacionar las propiedades de los elementos con su peso atómico; es decir, utilizar como parámetro más característico de un elemento a su peso atómico, tal y como se establecía en la teoría atómica de Dalton. En esta dirección apuntan los trabajos de Dumas (1840), Chancourtois (1862), Newlands (1863 y 1865), y Oddling (1865).
% r d n A _ e sti t p a B _ n a e J / 4 7 /i ki sw e
g p .js a m u D
Jean Baptiste André Dumas
El francés Jean Baptiste André Dumas (1800-1884) agregó algunos elementos a las triadas de Dobereiner; por ejemplo, anexó el magnesio a la triada calcio-estroncio-bario, y confirmó analogías entre los elementos de la misma triada. - is. d _ e ia/ re d d o _ El también francés Alexandre-Emile Beguyer de Chancourtois (1820e rt re p i n u y 1886) propuso una de las formas más atractivas desde el punto de vista ki ax co u g w e n 9 / l a A visual para clasificar a los elementos: la llamada Hélice Telúrica. h % 3 rg A C C / _ % .o 8 e B _ ia e Chancourtois utilizó un cilindro vertical con 16 líneas equidistantes d / d le e e _r i / e m m en su superficie paralelas al eje del cilindro. Enseguida dibujó una y E i ki b u -e mg r 9 d hélice (tirabuzón) a 45° del eje y acomodó en ella a los elementos en .w u n g a d th A x p % e a 3 l js. orden creciente de acuerdo con su peso atómico. De esta manera, los lo s/ C A i p n % x- to u o B p r elementos que diferían entre sí en peso atómico en aproximadamente / u _ 0 o /: m e 2 l 2 c p m i / an 16 unidades o múltiplos de 16 caen más o menos en la misma línea tt o m gp h h c E j C vertical y sorprendentemente, estos elementos tenían propiedades Alexandre-Emile Beguyer similares. de Chancourtois Colegios
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Química Newlands / _a _ a ia n El químico inglés John Alexander Reina Newlands (1837-1898) i n i d e e R e R ip _r r_ ordena los elementos conocidos en orden creciente de peso atómico ki e e d w n d y observa que si se empieza a contar a partir de alguno de ellos, el / ax an x rg e l e o octavo elemento tiene propiedades similares al inicial. A este hecho, . _A lA _ n n ia h d o h Newlands le llamó la Ley de las Octavas como analogía con la escala e J o / m i 0 J-x ki 9/ p musical; pues si partimos de una nota cualquiera de aquella, por 9 0 .w /b 22 ejemplo Re, ocho notas después encontramos otro Re más agudo o d a m /g o l u h p g más grave (una octava más alto o una octava más bajo). p /t j.s jp u s d s. / n n d /: o a n m l la Al parecer Newlands fue objeto de burlas por su Ley de las Octavas; w tp t me w e h o c N N pero ahora reconocemos su trabajo y admitimos que, en cierta medida, resalta (siguiendo con el lenguaje musical) la armonía que existe entre John Alexander Reina Newlands las propiedades de los elementos. Meyer Julius Lothar Meyer (1830-1895) era profesor de Química en la Universidad de Wroclaw cuando asistió al congreso de Karlsruhe. Las conclusiones del mismo le permitieron revisar las relaciones numéricas existentes entre los elementos químicos apoyándose en la teoría atómica de Dalton y la hipótesis de Avogadro. Pensaba, como Mendeléiev, que su libro de texto debería estar basado en una clasificación de elementos y consiguió preparar una primera versión en 1864. Esta clasificación estaba basada en la valencia de los elementos aunque no era el único factor que determinaba el orden, eran también los pesos atómicos y sus relaciones entre los de elementos homólogos. En diciembre de 1 869 cuando tenía lista una versión mejorada de su clasificación conoció la versión alemana de la tabla de Mendeléiev, fueron así dos descubrimientos paralelos e independientes. Las dos tablas eran muy similares y había poca diferencia entre ellas. Meyer no separó los elementos de los grupos principales y subgrupos (Mendeléiev si) sino que los colocó intercalados. Meyer clasificó 55 elementos y Mendeleiv consiguió colocar todos los elementos conocidos, hidrógeno incluido, aunque algunos de ellos formaban series de longitud variable debido al erróneo valor del peso atómico. El trabajo de Meyer se basaba en la serialización de las propiedades físicas de los elementos como el volumen atómico, punto de fusión, de ebullición, etc. mientras Mendeléiev tuvo más en cuenta las propiedades químicas. Mendeléiev El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeléiev nació en la ciudad de Tobolsk en Siberia el 27 de enero (8 de febrero en el calendario vigente) de 1834. Estudió en el Instituto Principal Pedagógico de San Petersburgo, donde obtuvo su grado con la disertación magisterial Volúmenes Específicos. Posteriormente, recibió el nombramiento de Docente-Privado en la Universidad de Petersburgo. En 1859, viajó a Heidelberg, donde permaneció dos años, con objeto de prepararse para recibir el nombramiento del Profesor. En esta ciudad alemana trabajó con Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899) y Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887), químicos muy reconocidos por sus diversas aportaciones al avance de la ciencia. En 1865, de regreso a Rusia, fue nombrado profesor de la Universidad de Petersburgo y tres años más tarde empezó a escribir el libro Fundamentos de Química. Mendeléiev estaba preocupado por lo difícil que resultaba a los estudiantes aprender Química dado que la información acerca de las propiedades de las sustancias era escasa, / / estaba muy dispersa en la literatura y casi nunca se presentaba en E 5c T e R forma que reflejara las relaciones entre las diversas sustancias. E N U kN S A 1 L G Tras una larga y tediosa revisión bibliográfica y con la ayuda de E Y D 6 S j/ su propia experimentación, en los casos en que no encontraba O o G g I Q p información, Mendeléiev escribió la serie de artículos que quizá sea M C A j. A A / A 5D la más importante en la historia de la Química, debido a que permitió mA % 2 o B c. A A 5 sistematizar y ordenar una cantidad muy grande de conocimientos t A % h A b p I/ m u g químicos y proveyó a la Química de una gran capacidad predictiva. g. V h _t 5 W O v Mendeléiev compara elementos con propiedades similares y lh z e y / X e l / 1 : Q e encuentra que las propiedades de los elementos dependen de d p H n tt Q e manera regular del cambio de peso atómico; pero a diferencia de Dimitri Ivanovich Mendeléiev h S m www.trilce.edu.pe
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UNIDAD II
Meyer, presenta sus resultados en forma de tabla agrupando a los elementos con propiedades semejantes. Mendeléiev hace notar que la secuencia de los elementos en la tabla está en concordancia con la valencia (del latín valens: valer, tomar algún valor). La valencia es una característica de los elementos que se relaciona con su capacidad de combinación. Por ejemplo, el elemento sodio (Na) tiene una valencia de uno pues solo puede combinarse con un átomo a la vez, es decir, no puede combinarse con dos átomos de oxígeno para formar, por ejemplo, el compuesto NaO2. Sin embargo, el oxígeno tiene valencia dos y por lo tanto si puede combinarse con dos átomos de valencia uno como sucede en el agua (H 2O). El oxígeno se combina en una proporción 1:1 con otros elementos de valencia dos como el calcio (Ca) para dar el compuesto CaO. El nitrógeno (N) presenta valencia tres ya que se combina con tres átomos de valencia uno como en el amoniaco (NH3). En la época en que Mendeléiev presentó sus tablas no se conocían los llamados gases nobles (elementos que fueron descubiertos gracias al invento del espectroscopio realizado por los maestros de Mendeléiev en Heidelberg, Bunsen y Kirchhoff); su descubrimiento, que en un principio pareció perturbar al sistema periódico, no vino sino a reafirmar las correlaciones existentes y la teoría de la valencia. El descubrimiento de los gases nobles incorpora una de las excepciones a la ley periódica en función de los pesos atómicos. El argón (Ar), un gas noble, tiene un peso atómico de 39,948, en tanto que el potasio (K) tiene un peso atómico de 39,102. Si respetáramos estrictamente el orden creciente de pesos atómicos, el potasio quedaría en la secuencia antes que el argón y esto lo haría aparecer en el grupo de los gases nobles; pero el potasio no es un gas, es un metal muy reactivo con propiedades químicas parecidas al dodio. Si violamos el principio de orden creciente de pesos atómicos y colocamos primero al argón y después al potasio, la periodicidad en las propiedades se mantiene. Si añadimos a la tabla de Mendeléiev los gases nobles, obtenemos lo que durante muchos años fue la forma más común de presentar el sistema periódico, hoy prácticamente en desuso y que conocemos como Tabla periódica corta. F ila
Grupo I ____ RO 2
Grupo II Grupo III Grupo IV ____ ____ RH4 RO RO 2 3 RO2
Grupo V RH3
N=14 P=31 V=51
1 2 3 4
H=1 Li=7 Na=23 K=39
Be=9,4 Mg=24 Ca=40
B=11 C=12 Al=27,3 Si=31 n=48 --44
5
(Cu=63)
Zn=65
--68
6 Rb=85 Sr=87 7 (Ag=108) Cd=112 8 Cs=133 Ba=137 9 10
--72
m=88 Zr=90 In=113 Sn=118 Di=138 Ce=140 Er=178 Ln=180
11 (Au=199) Hg=200 N=204 12
Pb=207 Th=231
R2O3
As=75
Grupo VI Grupo VII RH RH2 RO 2 7 RO3
O=16 S=32 Cr=32 Sc=78
F=19 Cl=35,5 Mn=55 Br=80
Grupo VIII RO 4
Fe=56, Co=59 Ni=59, Cu=63 Ru=104,Rh=104 Pb=106, Ag=108
Nb=94 Mo=96 - - 100 Sb=122 Te=125 I=127
Tn=182 W=184 Bi=208
Os=195,Ir=197 Pt=198, Au=199
U=240
Van den Broek había propuso en 1912 que la mitad del peso atómico correspondía a la carga nuclear del átomo y que la clasificación periódica se había de hacer en base a este dato. Al año siguiente Henry Moseley estudió los espectros de rayos X de una serie de elementos contiguos de la tabla periódica. Los espectros presentaban unas rayas características que se desplazaban hacia menores longitudes de onda al tiempo que se avanzaba de un elemento al siguiente de la clasificación periódica. La frecuencia de esas rayas se podía determinar mediante una fórmula empírica que era función de un número "Z" que correspondía a la posición del elemento en cuestión en la tabla. Este número recibió Colegios
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Química el nombre de número atómico y representa además del lugar que ocupa un elemento en la tabla, el número de protones del núcleo y por tanto de electrones en la corteza. La Tabla Periódica pasaba entonces a ordenarse por número de protones o electrones de cada elemento. Consecuencia inmediata de este cambio fue que las parejas que estaban invertidas según una ordenación del peso atómico, ahora estaban correctamente colocadas. Así los casos del Te - I, Co-Ni y Ar-K, que desde las primeras clasificaciones eran una incógnita, fueron finalmente resueltos. El caso del Os, Ir y Pt que también estaban invertidos se solucionó cuando se rectificaron, posteriormente, sus pesos atómicos. Además el trabajo de Moseley estableció, sin duda, que entre el H y el He no había ningún elemento, pues había surgido la hipótesis de que existían dos elementos más entre ellos. También permitió asegurar que entre el Ba y el Ta habían 16 elementos, los llamados lantánidos. No resolvió sin embargo la situación de éstos, se tendría que esperar a la introducción de la teoría atómica.
Moseley
_ yr n e H x p 0 0 3 /s e n e g a m I s/ e . a n a p s ie . tas i m i u lq g j. la p /: e yl e p s tt o h M
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición El primer elemento químico fue el oxígeno.
Explicación
II. Los elementos se ordenan por tamaños atómicos según Proust.
2. Completa: Según la Ley de____________ los elementos se ordenan de ____________ en ____________ de tal manera que el octavo elemento tiene propiedades similares al primero. 6. Escribe el símbolo químico de los siguientes elementos.
3. Relaciona: I. Ley de Triadas A. Berzelius II. Ley de Octavas B. Dobereiner C. Newlands Rpta: ____________
I. Arsénico ____________ II. Bismuto ____________ III. Antimonio ____________
4. El enunciado: “Las propiedades de los elementos 7. Escribe el nombre de los siguientes elementos químicos: son función periódica de su peso atómico” corresponde a:
I. Po ___________ III. Zn ____________
Rpta: ____________
II. Mg ________
8. A continuación se muestra una triada: 5. ¿Qué parámetro utilizó Mendeléiev ordenar a los elementos químicos?
para
A P.a =23
B P.a =25
C P.a = x
Rpta: ____________
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UNIDAD II
Halla el valor de "x".
13. Indica las proposiciones incorrectas:
Rpta: ____________
I.
9. Ordena a los siguientes elementos por su estado de agregación: I. Helio II. Bromo III. Mercurio IV. Cloro V. Calcio VI. Azufre
Sólido
Líquido
Gas
Mendeléiev y Meyer ordenaron los elementos de acuerdo al orden creciente del número de neutrones. II. Moseley estableció la ley periódica actual al trabajar con rayos gamma. III. El ordenamiento según el número atómico resolvió las discrepancias de la Tabla de Mendeléiev-Meyer.
a) Sólo I d) I y II
10. ¿Cuál es la diferencia entre las tablas de Meyer y Mendeléiev?
b) Sólo II e) I, II y III
c) Sólo III
14. Con respecto a las siguientes proposiciones, indique cuántas de ellas son correctas:
Rpta: ____________ I. 11. Indica con verdadero (V) o falso (F) según corresponda: I. Berzelius clasifica a los elementos en ácidos y bases. II. Dobereiner ordena a los elementos en metales y no metales. III. Newlands establece la Ley de Octavas.
a) VVF d) FFF
b) VFV e) VVV
c) FFV
Según la Ley de las Triadas los elementos, con propiedades químicas similares, se ordenan en grupos de tres en tres según su masa atómica.
II. Los elementos 126C 147N y 168O y forman una triada. III. Según la Ley de las Octavas, los elementos
se ordenan en grupos de al8 primero en 8, siendo el octavo elemento similar en sus propiedades químicas. IV. Mendeléiev al diseñar su Tabla Periódica dejó espacios en blanco para elementos que aún no habían sido descubiertos.
12. Identifique la(s) proposición(es) relacionada(s) con la Tabla Periódica que es (son) correcta(s). a) 0 d) 3
b) 1 e) 4
c) 2
I.
La ley periódica de los elementos propuestos por Meyer y Mendeléiev estuvo basada en 15. A continuación se muestra una triada de Dobereiner: A(P.a=32), B(P.a=X), C(P.a=38). un ordenamiento de los pesos atómicos. Halla el valor de "x". II. Mendeléiev estuvo basada en un ordenamiento de los pesos atómicos. b) 34 c) 35 III. Moseley descubrió la ley periódica moderna a) 33 al trabajar con algunos elementos aplicando d) 36 e) 37 técnicas de rayos X. a) Sólo I d) I y III
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b) Sólo II e) I, II, III
c) Sólo III
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Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición El primer elemento químico fue el hidrógeno.
Explicación
II. Los elementos se ordenan por tamaños atómicos según Dobereiner.
2. Completa: Según la Ley de____________ los elementos se ordenan de ____________ en ____________ de tal manera que el elemento intermedio tiene masa promedio que los otros dos. 3. Relaciona: I. Primera ley periódica. II. Ley periódica moderna. C. Moseley Rpta: ____________
8. A continuación se muestra una triada: A. Berzelius B. Mendeléiev
A P.a =34
B P.a =36
C P.a = x
Halla el valor de "x". 4. El enunciado: “Las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico” corresponde a: Rpta: ____________
Rpta: ____________ 9. Ordena a los siguientes elementos por su estado de agregación: I. Hidrógeno II. Fósforo III. Flúor IV. Carbono V.Galio VI. Plomo
5. ¿Qué parámetro utilizó Moseley para ordenar a Sólido los elementos químicos?
Líquido
Gas
Rpta: ____________ 6. Escribe el símbolo químico de los siguientes elementos: I. Argón ____________ II. Manganeso ____________ III. Cromo ____________ A 7. Escribe el nombre de los siguientes elementos químicos: I.
Al ____________ II. Mo ____________ III. Zr ____________
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10. ¿Cuál es la semejanza entre las tablas de Meyer y Mendeléiev? Rpta: ____________ 11. A continuación se muestra una triada de Dobereiner: B P.a =38
C P.a = x
P.a=44
Halla el valor de "x". a) 82 d) 40
b) 38 e) 41
c) 39
Tercer año de secundaria 103
1
UNIDAD II
12. A continuación se muestran dos hileras que 14. Indica con (V) verdadero o (F) falso según forman octavas. corresponda: Li Be B C N O F I. El ordenamiento de los elementos según Proust se basa en los tamaños atómicos. Na Mg Br Si P S Cl II. Berzelius clasifica a los elementos en ¿Qué elemento está mal ubicado? electronegativos y electropositivos. III. Meyer ordena a los elementos por su a) Mg b) Br c) Si número atómico. d) S e) F a) VVV b) VVF c) VFV 13. ¿Cuántas hileras verticales presenta la tabla de d) VFF e) FFF Mendeléiev? a) 6 d) 8
b) 5 e) 7
c) 4
Actividades complementarias
15. ¿Qué tipo de radiación se utilizó para determinar la relación entre la longitud de onda y la carga nuclear? a) Rayos X b) Rayos alfa c) Rayos gamma d) Rayos catódicos e) Rayos canales
Investiga un poco más: Materiales • Dos huesos de pollo (o de otra clase) • Dos vasos • Agua • Vinagre Procedimiento 1. Colocar un hueso en cada vaso, cubrir uno con agua y otro con vinagre. Renovar el agua y el vinagre dos o tres veces por semana. 2. En dos o tres semanas el hueso del vinagre se habrá vuelto flexible; el otro seguirá igualmente rígido. Los huesos son duros y rígidos principalmente a causa del fosfato cálcico que no es soluble en agua, pero que lentamente es transformado por el ácido acético del vinagre en acetato cálcico soluble. Por tanto, cuando el hueso pierde su fosfato cálcico, también pierde su rigidez y se vuelve flexible.
Moseley
CLASIFICACIÓN DE Mendeléiev ELEMENTOS QUÍMICOS
Dobereiner
Newlands
Colegios
TRILCE 104
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2
Química
UNIDAD II
LEY PERIÓDICA MODERNA
fi .g ac i m i u q g/ im /s e t. o p gs lo .b s o ic m i u q sto n e m e l e / :/ p tt h
De acuerdo a la Ley Periódica moderna de los elementos químicos establecida por Moseley, estos presentan propiedades que dependen del número atómico.
Leemos: El potasio, es el mayor catión del líquido intracelular del organismo humano. Está involucrado en el mantenimiento del equilibrio normal del agua, el equilibrio osmótico entre las células y el fluido intersticial y el equilibrio ácido-base, determinado por el pH del organismo. El potasio también está involucrado en la contracción muscular y la regulación de la actividad neuromuscular, al participar en la transmisión del impulso nervioso a través de los potenciales de acción del organismo humano. La ingesta adecuada de potasio puede ser generalmente garantizada al consumir una variedad de alimentos que contengan potasio, y la deficiencia es muy rara en individuos que consuman una dieta equilibrada. Los alimentos que son fuente alta de potasio incluyen: las hortalizas (brócoli, remolacha, berenjena y coliflor) y las frutas (los bananos, los plátanos y las de hueso, como uva, albaricoque, melocotón, cereza, ciruela, etc.), son alimentos ricos en potasio. El potasio es el tercer mineral más abundante en nuestro cuerpo. Está implicado en la reacción de los nervios, en el movimiento muscular y en su mantenimiento saludable. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Potasio
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Tercer año de secundaria 105
21
UNIDAD II
De acuerdo a la ley periódica moderna de los elementos químicos establecida por Moseley, estos presentan propiedades que dependen del número atómico, entonces las propiedades están en función periódica de su número atómico. La clasificación más fundamental de los elementos químicos es en metales y no metales. Los metales se caracterizan por su apariencia brillante, capacidad para cambiar de forma sin romperse (maleables) y una excelente conductividad del calor y la electricidad. Los no metales se caracterizan por carecer de estas propiedades físicas,aunque hay algunas excepciones (por ejemplo, el yodo sólido es brillante; el grafito, es un excelente conductor de la electricidad; y el diamante, es un excelente conductor del calor). Las características químicas son: los metales tienden a perder electrones para formar iones positivos y los no metales tienden a ganar electrones para formar iones negativos. Cuando un metal reacciona con un no
metal, suele producirse transferencia de uno o más electrones del primero al segundo. Propiedades de los metales Poseen bajo potencial de ionización y alto peso específico por regla general, en su último nivel de energía tienen de 1 a 3 electrones. Son sólidos a excepción del mercurio (Hg), galio (Ga), cesio (Cs) y francio (Fr), que son líquidos. Presentan aspecto y brillo metálico son buenos conductores del calor y la electricidad. Son dúctiles y maleables, algunos son tenaces, otros blandos. Se oxidan por pérdida de electrones. Su molécula está formada por un solo átomo, su estructura cristalina al unirse con el oxígeno forma óxidos y éstos al reaccionar con el agua forman hidróxidos. Los elementos alcalinos son los más activos Propiedades de los no metales Tienen tendencia a ganar electrones. Poseen alto potencial de ionización y bajo peso específico. Por regla general, en su último nivel de energía tienen de 4 a 7 electrones. Se presentan en los tres estados físicos de agregación. No poseen aspecto ni brillo metálico. Son malos conductores de calor y la electricidad. No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces. Se reducen por ganancia de electrones. Sus moléculas están formadas por dos o más átomos. Al unirse con el oxígeno forman anhídridos y éstos al reaccionar con el agua, forman oxácidos. Los halógenos y el oxígeno son los más activos. Varios no-metales presentan alotropía. La mayoría de los elementos se clasifican como metales. Los metales se encuentran del lado izquierdo y al centro de la tabla periódica. Los no metales, que son relativamente pocos, se encuentran el extremo superior derecho de dicha tabla. Algunos elementos tienen comportamiento metálico y no metálico y se clasifican como metaloides y semimetales. Los no metales también tienen propiedades variables, al igual que los metales. En general los elementos que atraen electrones de los metales con mayor eficacia se encuentran en el extremo superior derecho de la tabla periódica. Tabla Periódica El ruso Dimitri Mendeléiev y el alemán Julio Lotear Meyer trabajando por separado, llegaron a ordenar los elementos químicos, basándose en sus propiedades físicas y químicas. La Tabla Periódica larga fue propuesta por Alfred Warner y Henry Moseley fue quien propuso que para la orden de los elementos fuera el número atómico y no el peso atómico. Colegios
TRILCE 106
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Química Química Breve descripción de las propiedades y aplicaciones de algunos elementos de la Tabla Periódica. Gases nobles o gases raros Los gases nobles, llamados también raros o inertes, entran, en escasa proporción, en la composición del aire atmosférico. Pertenecen a este grupo el helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón, que se caracterizan por su inactividad química, puesto que tienen completos sus electrones en la última capa. No tienen tendencia por tanto, ni a perder ni a ganar electrones. De aquí que su valencia sea cero o que reciban el nombre de inertes, aunque a tal afirmación se tiene hoy una reserva que ya se han podido sintetizar compuestos de neón, xenón o kriptón con el oxígeno, el flúor y el agua. El helio se encuentra en el aire; el neón y el kriptón se utilizan en la iluminación por sus brillantes colores que emiten al ser excitados, el radón es radioactivo. Grupo I, Metales alcalinos ns1, + 1 Los metales alcalinos son aquellos que se encuentran en el primer grupo dentro de la Tabla Periódica. Son todos blancos, brillantes, muy activos, y se les encuentra combinados en forma de compuestos. Se les debe guardar en la atmósfera inerte o bajo aceite. Estos metales, cuyos átomos poseen un solo electrón en la capa externa, son monovalentes. Dada su estructura atómica, ceden fácilmente el electrón de valencia y pasan al estado iónico. Esto explica el carácter electropositivo que poseen, así como otras propiedades. Los de mayor importancia son el sodio y el potasio, sus sales son empleadas industrialmente en gran escala. Grupo II, Metales alcalino térreos ns2 , +2 Se conocen con el nombre de metales alcalinos térreos a los seis elementos que forman el grupo IIA del sistema periódico: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Son divalentes y se les llama alcalino térreos a causa del aspecto térreo de sus óxidos. El radio es un elemento radiactivo. Estos elementos son muy activos aunque no tanto como los del grupo I. Son buenos conductores del calor y la electricidad, son blancos y brillantes. No existen en estado natural, por ser demasiado activos y, generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros y sulfatos, generalmente insolubles. Grupo III, Familia del boro: boroides, np1,+3 El boro es menos metálico que los demás. El aluminio es anfótero. El galio, el indio y el talio son raros y existen en cantidades mínimas. El boro tiene una amplia química de estudio. Grupo IV, Familia del carbono: carbonoides np2, +4 El estudio de los compuestos del carbono corresponde a la química orgánica. El carbono elemental existe como diamante y grafito. El silicio comienza a ser estudiado ampliamente por su parecido con el carbono. Los elementos restantes tienen más propiedades metálicas. Grupo V, Familia del nitrógeno: nitrogenoides np3, -3 Se considera a este grupo como el más heterogéneo de la Tabla Periódica. El nitrógeno está presente en compuestos comodelas fertilizantes, los explosivos y es deluna aire. Como se puede ver,tales se trata unproteínas, elemento los tanto benéfico como perjudicial. El constituyente fósforo tiene ya química especial de estudio, sus compuestos son generalmente tóxicos. El arsénico es un metaloide venenoso. El antimonio tiene gran parecido con el aluminio, sus aplicaciones son más de un metal. Grupo VI, Familia del oxígeno: anfígenoso calcógenos np4, -2 Los cinco primeros elementos son no-metálicos, el último, polonio, es radioactivo. El oxígeno es un gas incoloro constituyente del aire. El azufre es un sólido amarillo y sus compuestos por lo general son tóxicos o corrosivos. La química del teluro y selenio es compleja. Grupo VII, Familia de los halógenos np5, -1 El flúor, el cloro, el bromo, el yodo y el astato, llamados metaloides halógenos, constituyen el grupo de los no metales monovalentes. Todos ellos son coloreados en estado gaseoso y, desde el punto de vista www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 107
21
UNIDAD II
químico, presentan propiedades electronegativas muy acusadas, de donde se deriva la gran afinidad que tienen con el hidrógeno y los metales. Los formadores de sal se encuentran combinados en la naturaleza por su gran actividad. Las sales de estos elementos con los de los grupos I y II están en los mares. Las propiedades de los halógenos son muy semejantes. La mayoría de sus compuestos derivados son tóxicos, irritantes, activos y tienen gran aplicación tanto en la industria como en el laboratorio. El astato difiere un poco del resto del grupo. La tabla periódica presenta siete hileras horizontales llamados periodos, los cuales ordenan a los elementos en orden creciente de su número atómico. Y 18 hileras verticales llamados grupos, los cuales agrupan a los elementos químicos por propiedades químicas similares. En el sistema IUPAC los grupos se ordenan desde 1 hasta el 18, y en el sistema USA se ordenan desde I hasta VIII en tipo A, que reúne a los elementos representativos y del tipo B a los elementos de transición. La ubicación de un elemento químico en la Tabla Periódica se realiza con el símbolo químico o con el número atómico. Se realiza la configuración electrónica en función del número atómico y se determina la región más externa señalando el periodo y el grupo. El mayor periodo señala el periodo y el último subnivel determina el grupo: Principales elementos del grupo Bloque - s 8A
1A
Bloque - p
1S
2A
3A
Elemtento de Transición bloque - d
4A
5A
3B
4B
5B
6B
7B
8B
1B
2B
4S
3d
4P
5S
4d
5P
6S
5d
6P
7S
6d 4f
Elemento de Transición Interior bloque - f
Subnivel
Colegios
TRILCE
1S
3P
3S
Sx Px dx fx
7A
2P
2S
108
6A
5f
USA xenromanosA x+2enromanosA x+2enromanosB IIIB
IUPAC x
x+12 x+2 3
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Química Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición El hidrógeno es un metal alcalino.
Explicación
II. Los elementos en la Tabla Periódica moderna se ordenan por su peso atómico.
2. Completa: Según____________las propiedades de los elementos son función periódica de su____________en la Tabla Periódica moderna. 3. Relaciona: I. Magnesio A. Alcalino II. Sodio B. Alcalino térreo C. Anfígeno Rpta: ____________
9. Un elemento químico presenta 16 orbitales llenos en su configuración. Indique su grupo y periodo. Rpta: ____________
4. ¿Cuántos grupos posee la Tabla Periódica 10. ¿Cuántos orbitales semillenos y llenos posee la configuración electrónica de un anfígeno del moderna? cuarto periodo? Rpta: ____________ 5. Indique la familia de mencionado: I. Potasio ____________ II. Flúor ____________ III. Oxígeno ____________
cada
elemento
6. ¿Quién diseño la Tabla periódica moderna?
Rpta: ____________ 11. ¿Cuántos elementos contiene actualmente la Tabla Periódica moderna? Rpta: ____________ 12. En la relación a las cuatro zonas mostradas en la siguiente Tabla Periódica:
Rpta: ____________ 7. Determina el periodo y grupo de los elementos mostrados en función de su configuración: Z = 23 C.E _________________________ Periodo ____________ Grupo ___________ II. Z = 51 C.E _________________________ Periodo ____________ Grupo ___________
X
Z Y
I.
8. Un elemento químico se ubica en el cuarto periodo y grupo 14. ¿Cuál es su número atómico? Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
W
I.
Las zonas X, Y, Z, W corresponde a elementos que tienen electrones en el subnivel s, p, d, f respectivamente. II. Las zonas X, Z pertenece a elementos representativos. III. Las zonas Y, W pertenece a elementos de transición y transición interna. Tercer año de secundaria 109
21
UNIDAD II
Son correctas: a) Solo I d) I, II
b) Solo II e) II, III
c) Solo III
13. Respecto a la Ley periódica moderna de los elementos químicos, señale verdadero (V) o falso (F) a las proposiciones siguientes:
II. Los llamados elementos halógenos se acomodan en el grupo 17. III. Los metales de transición son los correspondientes al bloque "d" de la tabla periódica moderna (TPM). a) VVV d) VFV
b) FVV e) FFF
c) FFV
Se basa en la carga nuclear de los elementos 15. El electrón de mayor energía relativa de un químicos. elemento estádedesapareado y tiene lan=4, siguiente combinación números cuánticos: ℓ=0, II. Es la segunda Ley periódica. ml= 0 , ms = +1/2. ¿En qué grupo y periodo III. Los elementos con propiedades químicas se ubicaría el elemento? semejantes, basándose en la ley periódica, tienen semejantes configuraciones electrónicas externas. a) IIA y periodo 4 b) IA y periodo 4 a) VFF b) VVF c) VVV c) IIB y periodo 3 d) FVV e) FFV d) IIA y periodo 5 e) IIIA y periodo 4 14. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: I.
I.
Los elementos alcalinos comprenden aquellos con Z = 1; 3; 11; 19; 37; 55 y 87.
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición El hidrógeno es un no metal.
Explicación
II. Los elementos en la Tabla Periódica moderna se ordenan por su número atómico. 2. Completa: En la Tabla Periódica moderna , a las hileras horizontales se les llama ____________ y a las hileras verticales se les llama ____________.
3. Relaciona: I. Azufre A. Alcalino II. Calcio B. Alcalino térreo C. Anfígeno Rpta: ____________ Colegios
TRILCE 110
4. ¿Cuántos periodos posee la tabla periódica moderna? Rpta: ____________
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Química Química 5. Indique la familia mencionado:
de
cada
elemento 13. Respecto a la Tabla Periódica moderna, indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las proposiciones siguientes:
I. Magnesio__________ II. Carbono____________ III. Potasio____________
I. Los elementosrepresentativos son del grupo B. II. El Na (Z = 11) se encuentra ubicado en el segundo periodo. III. Si la configuración electrónica de un elemento termina en subnivel “p”, se puede afirmar que pertenece al grupo de los elementos representativos.
6. ¿Quién estableció la ley de la Tabla periódica moderna? Rpta: ____________ 7. Determina el periodo y grupo de los elementos mostrados en función de su configuración: I.
Z= 40 C.E _________________________ Periodo ____________ Grupo ___________
II. Z= 53 C.E _________________________ Periodo ____________ Grupo ___________
a) VVF d) FVF
c) VVV
14. Determine la ubicación de un elemento representativo en la Tabla Periódica en el cual se cumple que la cantidad de electrones que posee en el cuarto nivel es la sexta parte de la cantidad de electrones que posee en el tercer nivel.
8. Un elemento químico se ubica en el quinto periodo y grupo 12. ¿Cuál es su número atómico?
Rpta: ____________
b) FFV e) FFF
a) b) 9. Un elemento químico presenta 17 orbitales llenos en su configuración. Indique su grupo y c) periodo. d) e) Rpta: ____________
PERIODO 4 4 4 4 4
GRUPO IA III A III B VIII B VI B
10. ¿Cuántos orbitales semillenos y llenos posee la 15. El ion Q+1 corresponde a un metal de la primera configuración electrónica de un halógeno del serie de transición y tiene solo cinco electrones cuarto periodo? en el subnivel "d". Hallar el grupo, periodo y la identidad del elemento si sus átomos Rpta: ____________ neutros poseen dos subniveles energéticos incompletos. 11. Indique el número atómico de un elemento del cuarto periodo de la Tabla Periódica con el a) VIA; 4; Se b) VIB; 4; Cr mayor paramagnetismo. c) d) VIIA; 4; Br e) VIIB; VB; 4;4;VV a) 23 b) 24 c) 25 d) 33
e) 35
12. La configuración electrónica de un elemento es: [Ar] 4s1 3d10. ¿A qué grupo periodo de la Tabla Periódica moderna pertenece este elemento? a) IVB, 3 d) IA, 4
b) IA, 3 e) IB, 3
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c) IB, 4
Tercer año de secundaria 111
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UNIDAD II
Actividades complementarias
Investiga un poco más: El premio Nobel de Química en 1995 y descubridor del agujero de la capa de ozono fue Paul Crutzen quien ha propuesto un experimento para reducir el calentamiento mundial del planeta. El mismo, consistiría en reflectar al espacio rayos solares desde la estratósfera, mediante el lanzamiento de azufre. El efecto reflector, denominado Albedo y que depende de la cantidad, expresada en porcentaje, de radiación que incide sobre cualquier superficie y que se pierde, ya tiene lugar en la atmósfera porque "el aire no es limpio, zumban partículas en la atmósfera", explica el químico al diario vienès "Der Standard" de hoy. Crutzen recuerda que la contaminación del aire también enfría el planeta porque "las partículas reflectan una parte de los rayos solares", y plantea un dilema: "Si limpiamos el aire la Tierra se calentaría. Yo quiero desplazar esto a la estratósfera".
Periodos y grupos Principales familias
Uso de configuración eléctronica
TABLA PERIÓDICA
Colegios
TRILCE 112
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3
Química Química
UNIDAD II
PROPIEDADES PERIÓDICAS H
Li
Be
B
C
N
O
F
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
k
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Ab
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Cs
Br
Tl
Pb
Bi
Po
At
s/ o iv crh a _ d a id ic d o ri e p / o id n te n co I/ Q / x m . m a n .u im u q .p a p e d / :/ p tt h
g jp .1 8 0 ge a m i
En la Tabla Periódica moderna los elementos químicos presentan propiedades o características que varían en forma regular en un periodo o grupo. Estas propiedades se llaman propiedades periódicas.
Leemos: El magnesio es un metal muy común en la naturaleza en forma de sales. Es el octavo elemento más abundante en la tierra y el segundo, después del sodio, en el mar. El magnesio es uno de los minerales que necesita el organismo, aunque en pequeñas dosis, para mantener su equilibrio natural. Está presente en las células nerviosas, por lo que desempeña un papel muy importante en el buen funcionamiento del sistema nervioso.
Causas y síntomas de la falta de magnesio La deficiencia de magnesio es relativamente frecuente. En la mayoría de los casos es el resultado de una alimentación pobre, de diarreas prolongadas, diabetes, mala absorción intestinal o alcoholismo. También suele producirse un déficit de magnesio cuando se toman diuréticos de forma continuada o se recibe alimentación por vía intravenosa durante periodos prolongados de tiempo. Asimismo, las embarazadas y las personas que realizanexpuestas grandes aesfuerzos físicos, ya sea por razones deportivas o laborales, también se encuentran sufrir carencias de este mineral. Los síntomas carenciales del magnesio son la falta de memoria y las dificultades en la retención. Este mineral es esencial para el buen rendimiento de los niños en la escuela, de los estudiantes en general y de las demás personas en el ámbito laboral y cotidiano. El magnesio también contribuye a la relajación muscular, por lo que su carencia se puede traducir en una sensación constante de fatiga. Otro signo bastante evidente de la falta de este mineral es el parpadeo en el ojo. El magnesio está directamente relacionado con el buen estado
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Tercer año de secundaria 113
31
UNIDAD II
de las paredes de nuestras arterias, de manera que su carencia también puede afectar al músculo cardiaco, provocando arrítmias, taquicardias o pinchazos en el pecho. La razón está en que la falta de magnesio contrae las arterias y, por lo tanto, dificulta la circulación de la sangre que va a los pulmones y al corazón. En su interacción con el calcio, regula la cantidad de éste que penetra en las células a fin de controlar funciones tan decisivas para el cuerpo como el ritmo cardiaco. Este mineral esencial tiene relación directa, junto con las proteínas, con la formación de colágeno. Si no se fabrica una cantidad suficiente de colágeno, hecho que sucede cuando tenemos escasez de magnesio, aparecen dolencias como la artrosis o la osteoporosis. Esta última contribuye al deterioro del sistema óseo, y si se padece un pequeño golpe puede ocasionar graves fracturas en los huesos.
Magnesio y estrés También el estrés, muy común en las sociedades occidentales avanzadas, es capaz de provocar un déficit de magnesio debido a mecanismos neurohormonales. A su vez, el déficit de magnesio puede generar un estado de hipersensibilidad al estrés. Se establece así un círculo vicioso de perniciosas consecuencias. Baños de sales de magnesio Contra los dolores de las articulaciones, el reuma, la artrosis y cualquier otra dolencia de los huesos, así como para el agotamiento físico, es muy recomendable realizar un baño con sales de magnesio. El tratamiento, en personas con dolencias graves, consistirá en realizar durante 9 días un baño diario de agua caliente (a 34 °C) con sales de magnesio. A continuación hacer otros 9 baños en días alternos y, finalmente, continuar con un baño semanal durante un año. Fuente: http://www.institutobiologico.com/caseros/magnesio.htm
Entre las principales propiedades tenemos: 1. Electronegatividad (E.N.): es una medida relativa que señala la tendencia de un elemento a ganar electrones. En la escala de Pauling el elemento con mayor electronegatividad es el flúor con un valor de 4,0. Los valores de electronegatividad aumentan en un periodo de izquierda a derecha y en un grupo de abajo hacia arriba. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Grupo Periodo H
He
1
2.1
2
Li Be 1.0 1.5
B 2.0
3
Na Mg 0.9 1.2
Al Si 1.5 1.8
P S Cl Ar 2.1 2.5 3.0
4
K Ca Sc 0.8 1.0 1.3
As Se Br Kr 2.0 2.4 2.8
5
Rb Sr 0.8 1.0
6
Cs 0.7
7
Fr Ra Lr 0.7 0.7 Colegios
114
Ni 1.8
Cu Zn 1.9 1.6
Ga Ge 1.6 1.8
Rh Pd 2.2 2.2
Ag Cd 1.9 1.7
In Sn Sb Te I Xe 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Hf Ta W Re 1.3 1.5 1.7 1.9
Os Ir Pt 2.2 2.2 2.2
Au Hg 2.4 1.9
Tl Pb Bi Po At Rn 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2
Rf
Hs
Rg
Y Zr 1.2 1.4
Ba Lu 0.9
TRILCE
Ti 1.5
V 1.6
Cr 1.6
Mn 1.5
Fe Co 1.8 1.9
C N O F Ne 2,5 3,0 3,5 4.0
Nb Mo Tc Ru 1.6 1.8 1.9 2.2
Db
Sg
Bh
Mt
Ds
Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
Tabla periódica de la electronegatividad usando la escala de Pauling Central: 6198 - 100
Química Química 2. Energía de ionización (E.I.): es la energía necesaria para extraer un electrón del nivel más externo. Representa un proceso endotérmico. Los gases nobles requieren el mayor contenido energético para extraer a un electrón. El Helio posee el máximo valor de energía de ionización de 2372 KJ/mol. El potencial de ionización se medía en voltios. En la actualidad, sin embargo, se mide en electrón-voltios. La energía para separar el electrón unido más débilmente al átomo es el primer potencial de ionización Grupo 1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
Periodo
H 1 1312
15
16
17
18 He 2372
Li Be 2 520 899
B C N O F Ne 800 1086 1402 1313 1681 2080
Na Mg 3 496 738
Al Si P S Cl Ar 577 786 1012 1000 1251 1521
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 4 419 590 633 659 561 653 717 762 760 737 745 906 579 747 947 1140 1351 1351 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 5 403 549 600 640 652 684 702 710 720 804 731 868 558 708 834 869 1008 1170 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 6 376 503 523 658 761 770 760 840 880 870 890 1007 589 715 703 812 920 1037 Fr Ra Lr 7 380 509
Rf
Db Sg
Bh
Hs Mt
Ds
Rg
Cn
Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol
Los valores de energía de ionización aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba incluyendo a los gases nobles.
3. Afinidad electrónica (A.E.): es la energía que acompaña a un proceso cuando se produce una ganancia de electrones. Tiene la misma variación que los valores de electronegatividad. El proceso puede ser exotérmico o endotérmico.
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Tercer año de secundaria 115
31
UNIDAD II
1
2
Grupo
3
4
5
6
7
8
9
10
11 12
13
14 15 16 17
18
Periodo
H 1 -73
He 21
Li Be 2 -60 -19
B C N O F Ne -27 -122 7 -141 -328 29
Na Mg 3 -53 19
Al -43
K Ca Sc 4 -48 10 -18
Ti -8
Rb Sr 5 -47 -30
Y -41
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag -86 -72 -53 -101 -110 -54 -116 32
Cs Ba 6 -45
Lu
Hf
Fr Ra 7 -44
Lr
Rf
V Cr -51 -64
Ta W -31 -79 Db Sg
Mn
Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr -16 -64 -112 -118 47 -29 -116 -78 -195 -325 39 Cd In Sn Sb Te I Xe 32 -29 -116 -103 -190 -295 41
Re Os Ir Pt Au Hg Tl 14 -105 -151 -205 -223 61 -20 Bh
Si P S Cl Ar -134 -72 -200 -349 35
Hs
Mt
Ds
Rg
Cn Uut
Pb Bi Po At Rn -35 -91 -183 -270 41 Uuq Uup Uuh Uus Uuo
4. Radio atómico (r.a): se considera como la distancia del núcleo al electrón más lejano. Los valores de radio atómico aumentan de derecha a izquierda en un periodo , y de arriba hacia abajo en un grupo Estas consideraciones han llevado a los químicos a proponer varias definiciones del radio atómico basadas en consideraciones empíricas.
-
+
2rM Radio metálico
r Radio covalente
r+ + rRadio iónico
Radio metálico, radio covalente y radio iónico Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. En adelante la referencia a radios metálicos o covalentes será sinónimo de radios atómicos. El radio iónico de un elemento está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O2-, con 1,40 Å. A partir de este dato se pueden construir tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones.
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Química Química Disminuye
Aumenta Radio atómico
+
2-
Li 152
LiBe -60 111
Be
Na
+ NaBe
Be
31
95 111
186
+ KBe
K
231
133 111
Rb
Rb Sr+
244
2-
31 Be
148 215
S
S2- Cl
104
190 Se
117
2Te
113
-
O 140
2Se
31 Sr
2-
O 62
135
F
54
126 Cl
54
2Br
202 Te
F
2-
222
-
181 -
Br
114 I
187 I-
133
212
Observa la variación de tamaños entre el radio atómico y el radio iónico. Radio del catión < radio del átomo < radio del anión
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. La densidad es una propiedad periódica. II. La electronegatividad mide la tendencia a perder electrones.
Explicación
2. Completar: La propiedad periódica llamada ____________ es la energía cuando ocurre una pérdida de un electrón. 3. Relacionar: I. Más electronegativo II. Mayor radio atómico C. Francio Rpta: ____________
A. Litio B. Cesio
4. ¿Cómo varian los valores de electronegatividad en la Tabla Periódica, en un periodo?
5. ¿Qué propiedad periódica aumenta en un grupo de arriba hacia abajo? Rpta: ____________ 6. Compara la primera energía de ionización con la segunda energía de ionización. Rpta: ____________
Rpta: ____________ www.trilce.edu.pe
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UNIDAD II
7. A continuación se muestran a tres elementos 12. Respecto a las propiedades de los elementos A y B, cuyas configuraciones electrónicas se químicos con sus respectivos números indican, señale la veracidad (V) o falsedad (F) atómicos. de las proposiciones según corresponda: ¿Qué relación existe entre los valores de afinidad A: [Ne] 3s 2 3p5 B: [Ar] 4s 2 3d10 4p4 electrónica? I. El elemento de mayor radio atómico es B. I. A (Z=28) II. B (Z =34) III. C ( Z =16) II. La electronegatividad del elemento A es Rpta: ____________ mayor que la del elemento B. III. A y B son no metales. 8. ¿Qué efecto explica que al aumentar el número atómico en un periodo, el radio atómico a) VVF b) VFV c) VVV disminuye? d) FVV e) FFV Rpta: ____________ 13. Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas (V) o falsas (F): 9. Compara los tamaños atómicos de las siguientes I. El número cuántico principal (n) indica el especies: tamaño, la forma y el contenido energético 2I. Sulfuro S (Z = 16) de la nube electrónica. II. Calcio Ca2+ (Z = 20) II. Si n = 4, el nivel energético contiene cuatro III. Argón (Z = 18) subniveles y un máximo de 32 electrones. III. El número de orbitales en el subnivel 4d es Rpta: ____________ igual a 5. 10. Compara los valores de electronegatividad de los elementos utilizando el número atómico I. Z = 34 II. Z = 19 III. Z = 16
10. Indicar con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I. El radio atómico del azufre (Z = 16) es mayor que el cloro (Z = 17). II. El radio iónico del ión sulfúrico (S 2-) es mayor que el ión cloruro (Cl 1-). III. Los iones sulfuro y cloruro son isoelectrónicas y paramagnéticas.
B) VVF E) FFF
b) VVF e) FFV
c) VFV
14. Si las propiedades de los elementos A, B y D son: Elemento Propiedades
Rpta: ____________
a)VVV d)FVF
a) VVV d) FVV
C) VFF
A B D
Estado de oxidación: +1 Bajo potencial de ionización Estado de oxidación: -2 Alta electronegatividad Con el elemento A forma un único compuesto de fórmula AD
Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: I. El elemento A es un metal alcalino. II. El elemento B es un metal alcalino térreo. III. El elemento D es un halógeno.
11. Completar el siguiente párrafo: El elemento recientemente descubierto con b) VVF c) VFV Z=114 debe clasificarse en____________ de la a) VVV d) FVV e) FFV Tabla Periódica. a) El grupo IVA 15. ¿Cuál de los siguientes elementos pertenece al b) El sexto periodo grupo IIB y al periodo 4? c) La serie de los actínidos d) La serie de los lantánidos a) 20Ca b) 29Cu c) 30Zn d) 37Rb e) 23V e) La familia de los alcalinos Colegios
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Química Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición La electronegatividad propiedad periódica.
Explicación es
II. La electropositividad mide tendencia a perder electrones.
una la
2. Completar: La propiedad periódica llamada ____________ es la energía cuando ocurre una ganancia de electrones. 3. Relacionar: I. Menos electronegativo A. Helio II. Menor radio atómico B. Cesio C. Francio Rpta: ____________ 4. ¿Cómo varía los valores de electronegatividad en la Tabla Periódica, en un grupo? Rpta: ____________ 5. ¿Qué propiedad periódica aumenta en un grupo de abajo hacia arriba?
9. Compara los tamaños atómicos de las siguientes especies: I. Cloruro Cl 1- (Z = 17) II. Potasio K1+ (Z = 19) III. Argón Ar (Z = 18) Rpta: ____________ 10. Compara los valores de electronegatividad de los elementos utilizando el número atómico I. Z = 35 II. Z = 17 III. Z = 9 Rpta: ____________
11. Dado los elementos oxígeno (Z = 8), azufre (Z=16) y flúor (Z = 9); ordénelos de menor a mayor radio atómico. 6. Compara la segunda energía de ionización con la tercera energía de ionización. a) S < O < F b) O < F < S c) S < F < O d) O < S < F Rpta: ____________ e) F < O < S 7. A continuación se muestran a tres elementos químicos con sus respectivos números atómicos. 12. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son correctas? ¿Qué relación existe entre los valores de afinidad electrónica? I. Para elementos de un mismo periodo al aumentar el número de protones, tienden a aumentar su radio. I. A (Z=35) II. B (Z = 31) III. C ( Z =17) II. Al aumentar el número atómico de los metales alcalinos, disminuye su Rpta: ____________ electronegatividad. III. En los elementos del cuarto periodo al aumentar el número atómico, tienden a ser 8. ¿Qué efecto explica que al aumentar el menos metálicos. número atómico en un grupo, el radio atómico disminuye? a) Solo I b) Solo II c) Solo III Rpta: ____________ d) II y III e) I, II, III Rpta: ____________
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UNIDAD II
12. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones son a) VVV b) VVF c) VFV correctas? d) FVV e) FFV I. Para elementos de un mismo periodo al aula siguiente mentar el número de protones, tienden a 14. Respecto a cierto átomo que2 tiene 2 2p2 2p1 2p1 configuración electrónica: 1s 2s x y x aumentar su radio. ¿Cuál es la proposición incorrecta? II. Al aumentar el número atómico de los metales alcalinos, disminuye su a) Es un elemento representativo. electronegatividad. b) Se ubica en el periodo 2 y grupo VIA de la III. En los elementos del cuarto periodo al auTabla Periódica. mentar el número atómico, tienden a ser menos metálicos. c) Posee dos electrones desapareados. a) Sólo I d) II y III
b) Sólo II c) Sólo III e) I, II y III
d) Tiene seis electrones en la última capa. e) Es un metal pesado.
13. Dada la configuración electrónica, al estado 15. Respecto a los elementos que se presentan en la siguiente tabla: fundamental, de los siguientes elementos: Elemento As Br Ca 1 10 2 10 29Cu : [Ar] 4s 3d ; 30Zn : [Ar] 4s 3d Z 33 35 20 Indique la proposición verdadera (V) o falsa (F) Indique verdadero (V) o falso (F) según respectivamente: corresponda: I. El cobre es paramagnético mientras que el I. El elemento de mayor radio atómico es el zinc es diamagnético. Ca. II. Ambos elementos poseen orbitales con II. El arsénico tiene mayor electronegatividad electrones desapareados. que el bromo. III. El Cu 1+ y el Zn 2+ son especies isoelectrónicas. III. Respecto al se orden creciente de ionización, tiene: Ca < Asde
Actividades complementarias
a) VFV d) FVV
b) VVF e) FFF
c) VVV
Investiga un poco más: Dibuje un cuadro con 20 elementos químicos, colocando símbolo químico, número atómico, estado y su uso.
Energía de ionización Radio atómico
Electronegatividad
PROPIEDADES PERIÓDICAS
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4
Química Química
UNIDAD II
TABLA PERIÓDICA
Leemos: La Caída del Imperio Romano Recientemente se ha especulado que una de las posibles causas del fin del Imperio Romano fuera el envenenamiento por plomo de los dirigentes y las clases altas. Los aristócratas romanos gustaban de tomar vinos y comidas en vasijas decoradas o recubiertas con plomo, con lo cual parte de este contaminante pasaba a los alimentos y a las bebidas, afectándoles el organismo. Una de los síntomas era la llamada gota saturnina, la cual padecieron aproximadamente un 66% de los emperadores que reinaron durante los últimos 250 años del Imperio, además de problemas de fertilidad. Así, Rufus Musonius, un filósofo romano del siglo I, describía a las clases altas "amos" de la siguiente
manera: "Esos amos son menos fuertes, menos saludables, menos capaces de soportar el trabajo que los sirvientes; los hombres del campo son más fuertes que aquellos que son criados en la ciudad, aquellos que se alimentan miserablemente que aquellos que lo hacen regaladamente; y que, por lo general, el último vive más que el primero. No existen otras personas más aproblemadas con gota, hidropesía, cólicos, y semejantes, que aquellos quienes, condenando la dieta simple, viven a base de golosinas preparadas". Y es que el plomo puede llegar a producir los siguientes síntomas si lo consumimos: * Perturbación de la biosíntesis de hemoglobina y anemia.
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UNIDAD II
* * * * * *
* *
* * * * *
*
Incremento de la presión sanguínea o taquicardia. Daño a los riñones y en el sistema urinario. Abortos y abortos sutiles o leves. Perturbación del sistema nervioso y en el parasimpático. Daño al cerebro, cerebelo, tallo encefálico, aparato digestivo, aparato urinario, aparato reproductor y aparato respiratorio inferior. Disminución de la fertilidad del hombre a través del daño en el esperma y en la capacidad de mantener una erección. Disminución de las habilidades de aprendizaje de los niños, jóvenes y adultos. Perturbación en el comportamiento de los niños y los no tan niños, como es agresión, comportamiento impulsivo e hipersensibilidad como también euforia, alucinaciones leves, hiperactividad y estados sedativos similares al del coma. En niños de corta edad se pueden producir daños en la coordinación y en la comprensión de información, hasta llegar a un retardo mental muy serio. En fetos puede producir mutaciones leves y mutaciones severas. Gastritis, acidez o pesadez estomacal, causadas por las partículas no degradables plúmbicas. Debilidad, estreñimiento y parálisis en muñecas ,tobillos y todo tipo de articulación. Problemas en la audición y equilibro. Debilitamiento del tejido óseo por la depositación de las partículas plúmbicas no degradables en huesos.
* Alteraciones en el ARN y en casos terminales o avanzados en el ADN. Así que cuidado con lo que tomamos, o mejor dicho en donde lo tomamos, pues aunque no lo creas, y aunque las tuberías de plomo dejaron de colocarse en 1980, todavía puedes encontrarlas en casa antiguas, o en algunas piezas usadas en fontanería. Fuente:htt p://www.noct urnar.com/ forum/histori a/305041-plomo- produjo-caida- del-imperi oromano.html
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición La Tabla Periódica moderna presenta
Explicación
80 elementos químicos. II. Existen 16 grupos y 7 periodos en la tabla periódica moderna. 2. Relaciona: I. Rubidio A. Alcalino II. Bromo B. Alcalino térreo C. Halógeno Rpta: ____________ Colegios
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3. Completa: La ____________ mide la tendencia de un elemento a ganar electrones, cuando forma un ____________. Central: 6198 - 100
Química Química 4. Indique los símbolos químicos: I.
Cobalto ____________ II. Arsénico ____________
a) VFF d) FVV
b) VVF e) FFV
c) VVV
12. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones: 5. Señale los nombres de los siguientes I. Los elementos alcalinos comprenden elementos: aquellos con Z = 1; 3; 11; 19; 37; 55 y 87. I. P ____________ II. Los llamados elementos halógenos se II. Sb ____________ acomodan en el grupo 17. 6. que Determina el orbitales periodo yllenos. grupo de un elemento posee 16
III. Los metales deal bloque transición los correspondientes d deson la tabla periódica moderna (TPM).
Rpta: ____________ 7. Si un elemento se ubica en el quinto periodo y grupo VA, ¿cuántos orbitales llenos y semillenos posee?
a) VVV d) VFV
b) FVV e) FFF
c) FFV
13. El electrón de mayor energía relativa de un elemento esta desapareado y tiene la siguiente Rpta: ____________ combinación de números cuánticos: n = 4, l=0, m = 0 , m = +1/2. ¿En qué grupo y l S periodo se ubicaría el elemento? 8. Compare los valores de primera energía de ionización para los siguientes elementos químicos: a) IIA y periodo 4 I. Yodo II. Estaño III. Bromo c) IIB y periodo 3 d) IIA y periodo 5 Rpta: ____________ e) IIIA y periodo 4 9. Enuncie la primera Ley periódica ___________.
14. Un elemento representativo del cuarto periodo tiene 3 electrones desapareados. Halle el máximo y mínimo grado de oxidación, en ese 10. Compare los tamaños atómicos de los siguientes orden, para dicho elemento representativo. elementos: I.
Azufre
II. Oxígeno III. Flúor
Rpta: ____________
a) +3; -2 b) +5; +2 d) +3; +2 e) +5; -2
c) +5; -3
11. Respecto a la Ley periódica moderna de los 15. Con respecto a un elemento con Z=28. elementos químicos, señale verdadero (V) o I. Presenta 13 orbitales llenos. falso (F) de las proposiciones siguientes: II. Se ubica en el tercer período y grupo I. Se basa en la carga nuclear de los elementos VIIIB. químicos. III. Es isoelectrónico con el Zn 2+(Z=30). II. Es la segunda Ley periódica. ¿Cuáles son correctas? III. Los elementos con propiedades químicas semejantes, basándose en la Ley periódica, a) I, II b) II, III c) I, III tienen semejantes configuraciones electród) Sólo I e) I, II, III nicas externas. www.trilce.edu.pe
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UNIDAD II
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: I.
Proposición La tabla periódica moderna presenta 104 elementos químicos.
Explicación
II. Existen 18 grupos y 6 periodos en la tabla periódica moderna. 2. Relaciona: I. Bario II. Iodo
A. Alcalino B. Alcalino terreo C. Halógeno Rpta: ____________
3. Completa: La ____________ mide la energía que requiere un elemento para perder un electrón, cuando forma un ____________. 4. Indique los símbolos químicos: I.
Cromo II. Plata
Au II. Sr
Rpta: ______________________
____________ ____________
5. Señale los nombres de los siguientes elementos: I.
9. Enuncie la Ley periódica:
____________ ____________
6. Determina el periodo y grupo de un elemento que posee 11 orbitales llenos. Rpta: ____________ 7. Si un elemento se ubica en el cuarto periodo y grupo VB, ¿cuántos orbitales llenos y semillenos posee? Rpta: ____________
10. Compare los tamaños atómicos de los siguientes elementos: I.
Nitrógeno III. Arsénico
II. Fósforo
Rpta: ____________ 11. Un elemento químico del cuarto periodo y grupo VA posee dos isótopos de números de masa 74 y 76 ¿Cuántos neutrones posee en total? a)150 d) 84
b) 66 e) 58
c) 72
8. Compare los valores de primera energía de ionización para los siguientes elementos 12. Señala al elemento de mayor energía de químicos: ionización: I. Flúor II. Helio III. Oxígeno a) Flúor b) Helio c) Carbono Rpta: ____________ d) Litio e) Sodio Colegios
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Química Química 13. Señala al elemento de mayor radio atómico: a) Francio b) Helio d) Cloro e) Flúor
III. En el cuarto periodo de la Tabla solo se ubican metales.
c) Hidrógeno a) VVV b) VVF d) FVF e) FFF
c) VFV
14. Indica con (V) verdadero y (F) falso según corresponda: 15. ¿Cuántos elementos químicos se ubican en el quinto periodo de la Tabla Periódica? I. Todos los elementos del grupo IA son alcalinos. a) 18 b) 16 c) 8 II. Los elementos del grupo VIIA son d) 32 e) 44 formadores de sales.
Actividades complementarias
Investiga un poco más: En el cuadro mostrado coloca el nombre y el símbolo químico del elemento de acuerdo a la información mostrada:
Primer
Líquido
elemento
metálico del termómetro
No metal usado en el diamante
Se encuentra en todos los óxidos.
Metal
Último
Gas amarillo
precioso amarillo
elemento
Líquido no metálico de color rojo.
Metal usado en Orgánica y permitió el Nobel de Química 2010.
Sólido no metálico de color amarillo.
Reseña histórica
Periodos, grupos y familias
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Ubicación de elementos por configuración
Propiedades periódicas
Tercer año de secundaria 125
Enlace químico El comportamiento social de las abejas se regula hormonalmente Una feromona retrasa la maduración de las recolectoras para optimizar el funcionamiento de la colonia.
Un equipo internacional de investigadores ha descubierto que una feromona que sólo tienen las abejas maduras es capaz de retrasar hasta dos semanas la maduración completa de las abejas más jóvenes, en función de los cambios del entorno. De esta forma, si hay suficientes abejas recolectoras en una colmena, el desarrollo de las abejas más jóvenes se retrasa por la acción de esta hormona de inhibición. El descubrimiento demuestra que la organización social propicia que las abejas respondan a los cambios del conjunto de la colonia y que las hormonas son las que regulan el comportamiento social de las abejas. Un equipo de investigadores del Institut Nacional de la Recherche Agronomique (INRA) de Francia, en colaboración con investigadores americanos y canadienses, ha descubierto cómo las abejas recolectoras pueden influir hormonalmente en las abejas más jóvenes, hasta el punto de retrasar el momento de madurez que implica el comienzo de la recolección de néctar en este tipo de insectos. Mediante este trabajo, los científicos han conseguido determinar la primera feromona de abeja recolectora que regula la maduración del comportamiento de las jóvenes abejas. Los resultados han sido publicados en Proceedings of the National Academy of Science. El INRA ha elaborado asimismo un comunicado sobre el descubrimiento. Las feromonas son sustancias químicas producidas por los animales, susceptibles de modificar el comportamiento o la fisiología de sus congéneres. Desde esta perspectiva, las feromonas se dividen en dos categorías: incitadoras o modificadoras. Las feromonas incitadoras influyen en el comportamiento con un efecto inmediato. Son las más conocidas, ya que más de cien ya han sido identificadas por los científicos. En este caso, por ejemplo, las feromonas sexuales intervienen en los procesos de apareamiento de numerosos insectos.
El proceso de libación de las abejas más jóvenes es una de las claves del mecanismo de auto-organización del panal y responde a las necesidades de la colonia. Este descubrimiento demuestra que la organización social propicia que las abejas respondan a los cambios correspondientes al conjunto de la colonia. Así, si la estructura temporal de la colonia cambia, el comportamiento de las abejas más jóvenes se verá modificado para responder a este cambio. Por ejemplo, si hay suficientes abejas recolectoras en la colmena, el desarrollo de las abejas más jóvenes se retrasará por la acción de esta hormona de inhibición. Si, por el contrario, en las colonias hay pocas abejas que liben el néctar, las abejas más jóvenes comenzarán a libar casi dos semanas antes que en condiciones habituales. De boca en boca
La feromona EO se transmite por medio de la trofalaxia o transferencia del alimento de boca en boca. Mediante la trofalaxia, el néctar puede transferirse directamente a un gran número de miembros, por lo que incluso se ha postulado que la presencia de estos contactos es un indicador del grado de sociabilidad de estos insectos. Durante la recolección del néctar, la trofalaxia funciona como un nexo entre la obtención de alimento en el exterior, y su posterior procesamiento en la colmena, para lo que se requiere una enorme coordinación entre las abejas de la comunidad. Este descubrimiento se encuentra en la base de la comprensión de los mecanismos que generan la regulación social de las colonias de abejas. Los investigadores han demostrado la capacidad de las abejas recolectoras para sintetizar esta hormona. En la actualidad, el reto está en localizar la glándula que la segrega. El conocimiento de las hormonas implicadas en la regulación social de las abejas serviría para optimizar las producciones de miel. Asimismo, constituye una nueva contribución a la sociobiología, disciplina que estudia las bases biológicas del comportamiento social de animales gregarios integrando conocimientos de neurobiología, etología (el estudio de los patrones de comportamiento de los organismos en la naturaleza), ecología (el estudio de las relaciones que se dan entre los organismos y su entorno) y la genética.
Feromonas modificadoras
Las feromonas modificadoras intervienen en la fisiología del animal, por lo que tienen un efecto menos inmediato y visible. La función principal de estas feromonas es la de coordinar el desarrollo fisiológico y de comportamiento de un grupo de individuos. Los efectos de su acción tienen lugar en un plazo de tiempo más largo, por lo que resultan difíciles de determinar. De este tipo de feromonas hay identificadas en la actualidad sólo cuatro, dos de las cuales se han estudiado en abejas: la feromona de la reina, situada en las glándulas de sus mandíbulas (QMP o Queen Mandibular Pheromone), y la feromona larvaria, que induce a las abejas obreras a cuidar los huevos de la abeja reina (BP o Brood Pheromone). Se ha demostrado que estas dos feromonas juegan un papel en la regulación del trabajo de las obreras. En el caso de las abejas, la división de tareas dentro de las colonias (obreras, nodrizas, recolectoras, reina…) es bien conocida. Pero el modo de funcionamiento de este reparto de tareas no lo es tanto. Además, el reparto del trabajo de las abejas no es rígido y se adapta a los cambios en el entorno social.
APRENDIZAJES ESPERADOS Comprensión de la información •
Establecer la unión entre átomos o iones.
•
Utilizar los conceptos básicos para determinar si el elemento es metal o no metal.
•
Reconocer los tipos de enlace interatómico.
•
Ubicar los electrones de valencia en los elementos.
Indagación y experimentación
Feromona que determina la maduración
El trabajo realizado por este equipo francés encabezado por Yves Le Conte fue iniciado en 1998 y ha permitido descifrar una parte del funcionamiento de la regulación social del trabajo de las abejas, que hasta ahora no había sido objeto de observaciones ni de teorías. El equipo y sus colaboradores han identificado una nueva feromona modificadora denominada EO (de Ethyl Oléate o etilo de ácido oleico), producida por las abejas de más edad del panal. Los investigadores han demostrado que esta feromona juega un papel fundamental en la maduración de los comportamientos de las abejas jóvenes: la EO es un inhibidor químico que retrasa el momento en que las abejas comienza su etapa recolectora, momento que está vinculado a su maduración.
•
Utilizar un compuesto iónico, para determinar su conductibilidad.
•
Utilizar la tabla periódica para describir la naturaleza del elemento.
•
Comparar las propiedades de los diferentes tipos de enlace.
•
Identificar a los enlaces químicos en las sustancias.
1
Química
UNIDAD III
NOTACIÓN LEWIS espejo
CH3
CH3 *C CH3CH2
H Br
H Br
C* CH3CH2
Los átomos de los elementos se unen para formar nuevas estructuras sin alterar a los núcleos atómicos.
Leemos: El enlace metálico ocurre entre dos átomos de metales. En este enlace todos los átomos envueltos pierden electrones de sus capas más externas, que se trasladan más o menos libremente entre ellos, formando una nube electrónica (también conocida como mar de electrones). Un metal típico es buen conductor de calor y de electricidad, es maleable, dúctil, de apariencia lustrosa, generalmente sólido, con alto punto de fusión y baja volatilidad. Las propiedades físicas de los metales, principalmente la conducción de electricidad, pueden ser explicadas por el enlace metálico. El enlace metálico es un enlace covalente que tiene características propias. Para entender bien un enlace covalente, precisamos pensar primero en orbital atómico y luego en orbital molecular. Un orbital atómico es fácil de comprender: es aquella región del espacio donde existe la chance de encontrar un electrón en torno del núcleo de un átomo. Como los núcleos de los átomos de diferentes elementos son necesariamente diferentes, las energías de los orbitales atómicos van a variar de elemento para elemento. En tanto, cuando dos elementos tienen la condición propicia para formar un enlace covalente, las energías de sus orbitales de valencia serán razonablemente parecidas, y esos orbitales van a entrelazarse formando una nueva región entre los núcleos de los átomos donde la energía será menor aún, que aquellas de los orbitales de valencia de los átomos separados. Esa región de baja energía, será el orbital molecular enlazante. Es en el que el par de electrones responsables por el enlace covalente va a residir, uniendo los dos elementos en una nueva molécula. En tanto la naturaleza del mundo pequeño, aquel de la dimensión de protones, neutrones y electrones, es un poco más complicada. Por razones que la Mecánica Cuántica explica, toda vez que una región de baja energía Colegios
TRILCE
Tercer año de secundaria 127
1
UNIDAD III
creada por el entrelazado de dos orbitales atómicos de valencia de dos atomos diferentes, también es creada una región de energía muy alta, donde los electrones del enlace no pueden existir, y esa región es entonces conocida como orbital molecular antienlazante. Parece complicado, pero es razonable: dos orbitales atómicos se mezclan formando dos orbitales moleculares, uno enlazante (baja energía, puede contener un par de electrones y es el par responsable por la unión de los átomos de un enlace covalente) y otro antienlazante (alta energía, que no puede contener los electrones del enlace). Para tener una idea de cómo quedan las cosas, podemos utilizar dos orbitales atómicos y sus electrones 1s de dos átomos de hidrógeno aproximándose. Cuando ellos se mezclan, el enlace covalente va a resultar en dos orbitales moleculares, uno de baja energía y uno de alta; el par de electrones residirá en el de baja, y será responsable por mantener los dos átomos de hidrógeno enlazados, formando la molécula de hidrógeno. Podemos describir esta situación de una forma gráfica de la siguiente manera: Imagine un metal, la estructura del metal es fácil de ser visualizada, basta pensar en una pila de naranjas, aquellas anaranjadas en un escaparate de un supermercado: esferas sobre esferas, en una pila densa, así es átomos del elemento densamente empaquetados. Por simplicidad vamos a imaginar que ese metal sea el sodio. De ese modo, cada átomo de sodio puede traer su electrón de valencia 3s para formar enlaces covalentes con los otros átomos de sodio en el metal. En tanto el número de átomos de sodio es absurdamente grande, mismo en un pedazo bien pequeño de metal, podemos pensar en millares, millones de pequeñas esferas empaquetadas unas a las otras. Por tanto, para formar un enlace químico, vamos a contar con millares, millones de orbitales 3s, uno de cada átomo de sodio. Podemos imaginar que en esta situación iremos a producir un número muy grande de orbitales moleculares. Si decimos que tenemos "n" átomos (siendo n un número elevadísimo) entonces tendremos n orbitales moleculares enlazantes, y su contrapartida, los n orbitales moleculares antienlazantes. Este caso especial reside la particularidad del enlace metálico: como el número de orbitales es elevadísimo, entonces las diferencias de energía entre ellos irá a crecer monotónicamente, como en una suave escala musical. Cuando de repente, no estamos más en el campo de los orbitales moleculares enlazantes: pasamos casi sin percibir, para el campo de energías donde residen los orbitales moleculares no enlazantes. 1
1
En un metal, los electrones de enlace irán a ocupar ese mar de orbitales, dos electrones por orbital. Los electrones más energéticos, aquellos en los orbitales enlazantes de más alta energía, estarán muy próximos (en energía) de las regiones de los orbitales antienlazantes. Se hace muy fácil entonces, excitar un electrón residente en la frontera enlazante (antienlazante para que él – en un estado excitado -, ocupando un orbital antienlazante) atraviese todo el volumen del sodio, eventualmente entrando nuevamente en la capa de los orbitales enlazantes. De hecho, esto ocurre espontáneamente en un metal, lo que hace con que el limite superior de los orbitales moleculares ligantes de mas alta energía siempre esten medio llenos o medio vacíos, es esa franja, responsable por la conducción de electrones de un lugar a otro y llamada franja de conducción. Fuente: http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/enlace-metalico
Notación Lewis: consiste en colocar alrededor del símbolo químico los electrones de valencia mediante puntos o aspas. Se llaman electrones de valencia a aquellos que se ubican en el nivel de valencia, es decir, el nivel que participa del enlace químico. Para los elementos representativos el número de electrones de valencia coincide con el grupo al que pertenece, excepto el helio que tiene dos electrones de valencia y se ubica en el grupo VIIIA. En la configuración electrónica del fósforo (Z=15) se puede observar cinco electrones de valencia que se pueden representar mediante punto o aspas. P : 1s 2, 2s2, 2p2, 3s2, 3p3.
1
2
13
14
15
16
17
18
H Li
He Be
Colegios
TRILCE 128
B
C
N
O
F
Ne Central: 6198 - 100
Química
Sabías que: •
•
/ m o c . t o p s g o l b . p b . 1 / / : p t t h
I/ e h e E n f H h b T / g f D h S _ c e z G 2
/ 0 0 6 s1 / k G L 0 2y X M e O 1 /s S A A A A A A A A A
Lewis, químico estadounidense, célebre por su teoría de la interpretación del enlace covalente. Estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de Química - Física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química. Lewis hizo importantes aportaciones en el campo de la física teórica, sobre Gilbert Newton todo al estudio de la termodinámica química. Desarrolló una teoría sobre la Lewis,(1875 - 1946) atracción y valencia químicas con el químico estadounidense Irving Langmuir, basándose en la estructura atómica de las sustancias, conocida como teoría Langmuir - Lewis. También se le conoce por su trabajo sobre la teoría de las disoluciones y la aplicación de los principios de la termodinámica a los problemas químicos.
g jp .s i w e l
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Los electrones de valencia se encuentra en el nivel más interno. II. Los gases nobles carecen de electrones de valencia.
Explicación
2. Completa: A los electrones que se ubican en el nivel más externo se les llama ___________________ los cuales participan del ___________________ químico. 3. Relaciona: I. Magnesio II. Nitrógeno
A. Dos electrones de valencia B. Tres electrones de valencia C. Cinco electrones de valencia
4. Indica los símbolos de los siguientes elementos 6. Indica el número de electrones de valencia de un elemento cuyo número atómico es 51: químicos: I. Arsénico ______________ II. Estaño ______________
5. Señale los nombres de los siguientes elementos cuyos símbolos se indican: I. Sb II. At
______________ ______________
Rpta: _____________ 7. Realiza la notación Lewis de un elemento E cuyo número atómico es 34. Rpta: _____________ 8. Un elemento químico posee la notación Lewis Br . ¿Cuál es su grupo? _____________
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Tercer año de secundaria 129
1
UNIDAD III
9. ¿A qué grupo de la Tabla Periódica pertenece 13. ¿Qué notación Lewis es correcta? I. Na : II. :Sb: III. Mg un elemento cuya notación Lewis X ? ______________________
a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) II y III
:
c) Solo III
10. La carga eléctrica de los electrones de valencia, de un elemento representativo del cuarto periodo de la Tabla Periódica Moderna es 14. Un elemento químico del tercer periodo posee -1,28 . 10-18 C ¿Cuál es su número atómico? cinco electrones de valencia. ¿Cuál es su número atómico? 11. ¿Cuántos elementos representativos poseen ocho electrones de valencia? a) 5 b) 7 c) 10 d) 15 e) 17 a) 7 b) 6 c) 5 d) 4
e) 3
12. ¿Qué elemento químico posee seis electrones de valencia? a) Argón b) Carbono c) Azufre d) Fósforo e) Aluminio
15. Si la carga de los electrones de valencia de un elemento es -4,8 . 10-19 C, ¿a qué grupo de la Tabla Periódica pertenece? a) I A d) IVA
b) IIA e) VA
c) IIIA
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los electrones de valencia se encuentra en el nivel más externo. II. Todos los gases nobles poseen ocho electrones de valencia.
Explicación
2. Completa: Los electrones de ___________________ los cuales participan del enlace químico y se ubican en el nivel más ___________________. 3. Relaciona: I. Calcio II. Aluminio
A. Dos electrones de valencia B. Tres electrones de valencia C. Cinco electrones de valencia
Rpta: _____________ 4. Indica los símbolos de los siguientes elementos 6. Indica el número de electrones de valencia de químicos: un elemento cuyo número atómico es 53: I. Antimonio ______________ Rpta: _____________ II. Plomo ______________ 5. Señale los nombres de los siguientes elementos 7. Realiza la notación Lewis de un elemento E cuyo número atómico es 35. cuyos símbolos se indican: I. Sr ______________ Rpta: _____________ II. Na ______________ Colegios
TRILCE 130
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Química 8. Un elemento químico posee la notación Lewis 12. ¿Qué elemento químico posee cuatro electrones de valencia? B . ¿Cuál es su grupo?
a) Argón b) Carbono c) Azufre d) Fósforo e) Aluminio
Rpta: _____________
X y se 13. ¿Qué notación Lewis es correcta? 9. ¿Un elemento posee la notación Lewis: ubica en el sexto periodo. ¿Cuál es su número Ca:I. II. Sb III. K atómico? a) Solo I b) Solo II c) Solo III Rpta: _____________ d) I y II e) II y III 10. La carga eléctrica de los electrones de valencia, 14. Un elemento químico del tercer periodo posee de un elemento representativo del cuarto tres electrones de valencia. ¿Cuál es su número periodo de la Tabla Periódica Moderna es atómico? -19 - 4,8 . 10 C. ¿Cuál es su número atómico? a) 5 b) 13 c) 10 Rpta: _____________ d) 15 e) 17 11. ¿Cuántos elementos representativos poseen 15. Si la carga de los electrones de valencia de un cinco electrones de valencia? elemento es - 6,4 . 10-19 C. ¿A qué grupo de la Tabla Periódica pertenece? a) 7 b) 6 c) 5 a) I A b) IIA c) IIIA d) 4 e) 3 d) IVA e) VA
Actividades complementarias
Investiga un poco más:
• Usando la Tabla Periódica Moderna indicar el grupo , el número de electrones de valencia y la notación Lewis:
Elemento
Grupo
Número de Notación electrones de Lewis valencia
Arsénico Plomo Galio Astato
NOTACIÓN DE LEWIS
Electrones de valencia
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Grupo
Tercer año de secundaria 131
2
UNIDAD III
ENLACE IÓNICO
g jp l. Sa e sD le tasi r C / b Lsa o t o F / 5 n al i m e d b e aw l /s .e 2 n al i m . w w w / /: tp t h
La sal es un compuesto iónico que en su estructura interna presenta cationes de sodio y aniones de cloro.
Leemos: Cristales de oxalato de calcio Estos son incoloros, de forma octaédrica o de sobre, parecen cuadrados pequeños cruzados por líneas diagonales que se interceptan. Raras veces se presentan como esferas ovales o discos bicóncavas, que tienen forma de pesas de gimnasia cuando se los ve en incidencia lateral. Estos pueden variar en tamaño, de modo que a veces son sólo escasamente discernibles bajo magnificación de alto poder. Estos cristales se encuentran con frecuencia en orinas ácidas y neutras, y en ocasiones también en orinas
alcalinas. Son solubles en ácido clorhídrico pero insolubles Cristales de oxalato de calcio en ácido acético. Los cristales de oxalato de calcio pueden existir normalmente en la orina, en especial después de ingerir diferentes alimentos ricos en oxalato, como tomate, ruibarbo, ajo, naranjas y espárragos. Cantidades elevadas de oxalato de calcio, en especial si están presentes en orina recién emitida, sugieren la posibilidad de cálculos de oxalato. Los demás estados patológicos en los que puede existir oxalato de calcio en la orina en cantidad aumentada son la intoxicación con etilenglicol, la diabetes mellitus, la enfermedad hepática y la enfermedad renal crónica grave. Fuente: http://perso.wanadoo.es/sergioram1/sedimento2.htm
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TRILCE 132
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Química El enlace químico es la fuerza de unión entre dos átomos que desean aparear sus electrones. En la formación de un enlace iónico se libera energía formando un sistema más estable. ENERGÍA A POR LO GENERAL SE CUMPLE LA REGLA DEL OCTETO ESTABILIZACIÓN
A - B(g)
A+ B-(g)
[G.N.]
[G.N.]
FORMACIÓN DE ENLACE
Para determinar el tipo de enlace se realiza una diferencia de electronegatividades entre los elementos involucrados. ∆ EN = 0.............1,6: covalente ∆ EN = 1,7..........3,3: iónico A mayor diferencia de electronegatividades mayor carácter iónico de enlace ,mayor polaridad de enlace. H 1 2,1
2 Li Be 1,0 1,5 3 Na Mg 0,9 1,2 O D 4 IO R E P
Por debajo de 1,0 1,0 - 1,4
2,0 - 2,4
1,5 - 1,9
3,0 - 4,0
2,0 - 2,4
8B
3B
4B
5B
6B
7B
6 4 4 44 7 4 4 44 8
K Ca Sc 0,8 1,0 1,3
Ti 1,5
V Cr 1,6 1,6
Mn 1,5
Fe Co Ni 1,8 1,9 1,8
Rb Sr 5 0,8 1,0
Y Zr 1,2 1,4
Cs Ba 6 0,7 0,9
La Hf Ta W Re 1,1 1,3 1,5 1,7 1,9
Fr
Ra
Ac
7 0,7 0,7 1,1
Nb Mo Tc Ru 1,6 1,8 1,9 2,2 Os 2,2
1B
2B
3A
4A
B 2,0
C N O F 2,5 3,0 3,5 4,0
5A 6A 7A
Al Si P S Cl 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
Cu Zn Ga Ge As Se Br 1,9 1,6 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8
Rh Pd 2,2 2,2
Ag Cd 1,9 1,7
In Sn Sb Te I 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5
Ir Pt 2,2 2,2
Au Hg 2,4 1,9
Tl Pb Bi 1,8 1,9 1,9
Po At 2,0 2,2
Lantánidos: 1,1-1,3 Actinidos: 1,3-1,5
Compuesto Diferencia de electronegatividad Tipodeenlace
F2 HF 4,0 - 4,0 = 0 4,0 - 2,1 = 1,9 Covalentenopolar Covalentepolar
Iónico
Mezcla
LiF 4,0 - 1,0 =3,0 Iónico
Covalene
% caracter iónico = 100{1 - exp[-1/4(X A - XB)2]} (Pauling) www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 133
21
UNIDAD III
Material cerámico MgO Al2O3 SiO2 Si3N4 SiC
Átomos enlazados O - Mg 2,3 O - Al 2,0 O - Si 1,7 N - Si 1,2 C - Si 0,7
XA - XB
% carácter iónico 73 63 51 30 11
% carácter covalente 27 37 49 70 89
Enlace iónico: es una atracción electrostática entre dos iones de cargas opuestas. Estos iones se forman por una transferencia de electrones generalmente de un metal del grupo IA o IIA hacia un no metal del grupo VIA o VIIA . El metal forma el catión y el no metal forma el anión
Enlace iónico
Li
+
1s2 2s1 Átomo de Litio, Li (z = 3)
Transferencia F
Li + de electrones
1s2 2s2 2p5 Átomo de Flúor, F (z = 9)
+
1s2 Catión Litio, + Li
F-
1s22s22p6 Anión fluoruro F-
Características de los compuestos iónicos: Los compuestos iónicos poseen una estructura cristalina independientemente de su naturaleza. Este hecho confiere a todos ellos unas propiedades características, entre las que destacan: • Son sólidos a temperatura ambiente. Son tan fuertes las fuerzas de atracción que los iones siguen ocupando sus posiciones en la red, incluso a centenares de grados de temperatura. Por tanto, son rígidos y se funden a temperaturas elevadas. • En estado sólido, no conducen la corriente eléctrica, pero sí lo hacen cuando se hallan disueltos o fundidos. Al introducir dos electrodos, uno positivo y otro negativo, en una disolución iónica se crea un flujo de electrones; al ser los iones repelidos por el ánodo y atraídos por el cátodo (y viceversa para los cationes). Este fenómeno se denomina conductividad iónica. • Tienen altos puntos de fusión y de ebullición debido a la fuerte atracción entre los iones. Por ello, pueden usarse como material refractario. • Son duros y quebradizos. La dureza, entendida como oposición a ser rayado, es considerable en los compuestos iónicos; al suponer el rayado la ruptura de enlaces por un procedimiento mecánico, este resulta difícil debido a la estabilidad de la estructura cristalina. • Ofrecen mucha resistencia a la dilatación. Porque esta supone un debilitamiento de las fuerzas intermoleculares o iónicas. • Son muy solubles en agua. Estas disoluciones son buenas conductoras de la electricidad (se denominan electrolitos).
Sabías que: •
Cl-
Se llama índice de coordinación al número de iones
de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos.
Na
+
NaCl Colegios
TRILCE 134
. w w w / / : p t t h
/ m o c. s o ci fi t n ie c s o t x e t
/ a c i m i u q / s e n e g a m i
g p .j cl a -n ra u tc u trs e
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Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. En la formación de un enlace se altera la identidad de los elementos. II. Cuando se forma un enlace químico se absorbe energía.
Explicación
2. Completa: La diferencia de ___________________ determina el tipo de ___________________ .
3. Relaciona: I. ∆E=N 1,2 II. ∆E=N 2,2
10. Realiza la notación de Lewis del Al2O3.
A. Enlace iónico B. Covalente puro C. Covalente polar Rpta: _____________
4. Determina la diferencia de electronegatividades en cada sustancia: I.
HBr II. NF 3
______________ ______________
5. Menciona el tipo de enlace, que representan. I. H2O ______________ II. Na 2O ______________ 6. Realiza la notación Lewis de cada sustancia: I. KF II. CaO
______________ ______________
7. Un elemento químico A de número atómico 20 se une a otro elemento B de número atómico 33. ¿Cuál es el posible compuesto a formarse? Rpta: _____________ 8. Clasifique los siguientes enlaces químicos: I. K2O II. N2O4 III. O 3 Rpta: _____________ 9. De los mencionados, ¿cuáles poseen enlace iónico? I.KF II. NH 4Cl III. Na2O2
Rpta: _____________ 11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I.
La electronegatividad de los elementos que forman a un compuesto determinan las propiedades del compuesto. II. A mayor diferencia de electronegatividades de los elementos que forman a un enlace, mayor es el carácter iónico del enlace. II. No existen enlace covalente puro solamente. a) VVV d) VFF
b) FVF e) VFV
c) FVV
12. Utilizando los valores de electronegatividad, relacione correctamente: I. KF II. NCl III. BF
: 3 3
Iónico : Covalente polar : Covalente apolar
a) I y II
b) II y III
d) Solo II
e) I, II y III
c) I y III
13. ¿Qué compuesto posee enlace iónico? I.HBr
II. KF
a) Solo I b) Solo II d) I y II e) II y III
III. MgCl
2
c) Solo III
Rpta: _____________ www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 135
21
UNIDAD III
14. Es una propiedad de los compuestos iónicos: I. Son líquidos a temperatura ambiente. II. Son buenos conductores de la electricidad. III. Se disuelven en el agua. a) I y II d) Solo II
b) II y III e) Solo III
15. De los indicados. ¿Cuál posee el mayor carácter iónico? a) NaCl d) HCl
b) KCl e) RbCl
c) LiCl
c) I y III
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En la formación de un enlace no se altera la identidad de los elementos. II. Cuando se forma un enlace químico se libera energía.
Explicación
2. Completa: A mayor diferencia de ___________________ mayor carácter ___________________ en el enlace. 3. Relaciona: I. ∆E=N 3,1 II. ∆E=N 0,8
A. Enlace iónico B. Covalente puro
C. Covalente polar Rpta: _____________
9. De los mencionados, ¿cuáles poseen enlace iónico? I. NaF II. NH 4OH III. H2O2 Rpta: _____________
4. Determina la diferencia de electronegatividades 10. Realice la notación Lewis del: en cada sustancia: HCl (H= 1) (Cl = 17) I. HCl ______________ Rpta: _____________ II. NH 3 ______________
5. Menciona el tipo de enlace: I. Li2O ______________ II. SO ______________ 6. Realiza la notación Lewis de cada sustancia. I. NaF ______________ II. MgO
______________
7. Un elemento químico A de número atómico 19 se une a otro elemento B de número atómico 35. ¿Cuál es el posible compuesto a formarse?
11. Indica con (V) verdadero o (F) falso según corresponda: I.
La electronegatividad de los elementos mide la tendencia de un elemento a ganar electrones cuando forma un enlace químico.
II. A mayor diferencia de electronegatividades de los elementos que forman a un enlace, mayor es el carácter covalente del enlace. III. En las sustancias simples diatómicas existen enlace covalente puro solamente.
Rpta: _____________ 8. Clasifique los siguientes enlaces químicos: I. H2O II. SO3 III. P 4
a) VVV b) FVF d) VFF e) VFV
c) FVV
Rpta: _____________ Colegios
TRILCE 136
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Química 12. Utilizando los valores de electronegatividad, 14. Es una propiedad de los compuestos iónicos: relacione correctamente: I. Son sólidos a temperatura ambiente. I. H2O : Iónico II. No son conductores de la electricidad. II. PCl 3 : Covalente polar III. No se disuelven en el agua. III. H 2 : Covalente apolar a) I y II b) II y III c) I y III d) Solo II e) I, II y III
a) I y II d) Solo II
13. ¿Qué compuesto posee enlace iónico? I. NaBr II. LiF III. SCl 2 a) Solo I b) Solo II d) I y II e) II y III
b) II y III e) Solo III
c) I y III
15. De los indicados. ¿Cuál posee el mayor carácter iónico?
c) Solo III
a)NaF d) HF
b) KF e) RbF
c) LiF
Actividades complementarias
Investiga un poco más: FORMACIÓN DE UN CRISTAL IÓNICO Material necesario • Vasos • Cucharas de gran tamaño • Hilo (sopera) • Lápices • Agua • Sal de mesa • Clips Procedimiento: La formación de un cristales deexperimento: sal se puede llevar a cabo a través de sencillo 1. Se llena un vaso con agua hasta aproximadamente la mitad de su volumen. 2. Se adiciona consecutivamente una cucharada de sal tras otra hasta que se observa que tras la agitación correspondiente no se disuelve más cantidad de sal y que parte queda depositada en el fondo del vaso (disolución saturada). 3. A continuación, se trasvasa la disolución a otro recipiente con cuidado de no arrastrar parte de la sal depositada. 4. Por otro lado, se ata un extremo de un hilo a un lápiz y el otro extremo del hilo a un clip metálico.
5. Se introduce el clip en el vaso con la disolución saturada de sal de manera que al apoyar el lápiz en el borde del vaso el clip quede colgando debajo del agua. 6. Por último, se deja el vaso en reposo. Al cabo de una o dos semanas, se podrá observar que parte de la sal se ha depositado en el fondo del vaso; pero que otra parte se ha depositado sobre el clip y el hilo sumergido formando cristales de sal con la forma de un cubo perfecto. También se podrá observar que los cristales se forman sobre el hilo y fuera del agua. Lo que sucede porque el agua sube por el hilo debido a efectos capilares y arrastra algo de sal. La sal se deposita en el hilo y con el tiempo forma pequeños cristales que al amontonarse adquieren el aspecto de un coral.
DIFERENCIA DE ELECTRONEGATIVIDADES
Enlace covalente
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Enlace iónico
Tercer año de secundaria 137
31
UNIDAD III
ENLACE COVALENTE -s jo u ib -d 1 2 6 6 8 4 4 / 5 1 0 0 0 3 0 9 0 3 3 le gg u 3/j 0 9 0 3 3 le gg ju / 3 3 le g g ju / 0 0 4 / 0 0 4 / m w 0 0 4 / m o .cf r 3 2 1. s u / /: tp t h
g p j. n o c sla u -lc o m als e d ro t n e -d a gu -a e d at o -g a n u n ar ts u ile u -q d -3 n e so d a m i n a
Las moléculas de agua, que forman las gotas de este elemento, presentan en su estructura enlace covalente.
Leemos: Diamante En mineralogía, el diamante (del griego antiguo aδaµaς (adámas), que significa «invencible» o «inalterable») es un alótropo del carbono donde los átomos de carbono están dispuestos en una variante de la estructura cristalina cúbica centrada en la cara denominada «red de diamante». El diamante es la segunda forma más estable de carbono, después del grafito; sin embargo, la tasa de conversión de diamante
aElgrafito es despreciable a condiciones ambientales. diamante tiene renombre específicamente como un material con características físicas superlativas, muchas de las cuales derivan del fuerte enlace covalente entre sus átomos. En particular, el diamante tiene la más alta dureza y conductividad térmica de todos los materiales. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Diamante
k/ q h p I U y 5 P A U _ / m o .ct o p gs o l b . p b . /2/ : tp t h
_ 8r 4 b T Z S / w A A A A A A A A A A I/ jU w l jp z 0 w S
g p .j e t n a m ai d _ 0 11 0 _ 5 56 9 1 5 /0 0 /s16 U m G
El enlace covalente se produce por una compartición parcial o total de electrones en forma equitativa o desigual generalmente entre dos no metales. Colegios
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Química El enlace covalente puede ser: Covalente puro o apolar A::A Covalente polar A::B Covalente simple A B xo Covalente doble A:: B Covalente triple A ::: B A-B A=B A≡B Un sigma Un sigma y 1 pi Un sigma y 2 pi El enlace sigma es uno de los enlaces más fuertes, con mayor estabilidad. La densidad electrónica se dispone de manera simétrica entre los núcleos de los átomos. Enlace sigma orbitales "s"
+ Enlace sigma "S"
orbitales
"P"
+ Enlace sigma "P"
orbitales
+
"P"
El enlace tipo pi se produce entre dos orbitales del tipo p , los cuales se ubican de forman paralela. El solapamiento entre dos orbitales se puede producir de dos formas distintas: • Por solapamiento frontal. Es decir, sobre la línea de unión imaginaria que une los núcleos. Se dice que se produce un enlace de tipo sigma. • Por solapamiento lateral. En este caso, hay dos zonas de solapamiento, una a cada lado de la línea de unión de los núcleos atómicos. Cuando esto ocurre, se dice que el enlace es de tipo pi.
Enlacseigma
Enlacpei
El enlace de tipo pi se da cuando se tiene enlaces múltiples. El enlace sigma estabiliza más la molécula y se produce preferentemente al enlace pi. Las estructuras de Lewis pueden dibujarse para todos los elementos y componentes representativos de una molécula unidos mediante enlaces covalentes. Un enlace covalente se produce cuando dos átomos comparten electrones. Si los dos átomos del enlace son iguales o tienen electronegatividad similar, los electrones son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado no polar. Si los dos átomos tienen electronegatividad significativamente diferente, los electrones no son compartidos por igual entre los dos átomos y el enlace es considerado como polar. En un enlace polar, el elemento más electronegativo adquiere una carga parcial negativa, y el elemento menos electronegativo adquiere una carga parcial positiva. Las cargas parciales se denotan comúnmente con la letra griega " δ". www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 139
31
UNIDAD III
La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones. En la Tabla Periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un período. En un grupo aumenta de abajo a arriba. La mayor electronegatividad corresponde al F (3,9) y la menor al Fr (0,7). Una regla (algo tosca) para determinar si un enlace covalente va a ser polar o no polar es como sigue: Si las casillas de la Tabla Periódica en las que se encuentran los elementos que forman el enlace covalente tienen un lado común (C y N, por ejemplo), la diferencia de electronegatividades es, en general, lo suficientemente pequeña como para que el enlace entre estos dos elementos sea considerado no polar. Si las casillas de los átomos no tienen ningún lado en común (C y O, por ejemplo), entonces cualquier enlace entre estos elementos es considerado como polar. Las cargas parciales en este último enlace pueden representarse por \+C - O \-. Cuando se aplica esta aproximación, el hidrógeno (H, electronegatividad = 2,1) debería situarse entre el B (boro) y el C (carbono).
Método para dibujar las estructuras de Lewis 1. Contar el número de electrones que tiene cada átomo en su capa exterior y obtener el número total de electrones que tiene la molécula en su capa exterior. El hidrógeno tiene 1 electrón en su capa exterior, el carbono 4, el nitrógeno y el fósforo 5, el oxígeno y el azufre 6 , los halógenos 7. 2. Determinar el número de enlaces que tiende a formar cada átomo considerando la regla del octeto. Los átomos se unen adquiriendo la estructura del gas noble más próximo en la Tabla Periódica ,que para la mayoría de los elementos que intervienen en los compuestos orgánicos es el neón, el cual posee 8 electrones en su capa más exterior. 3. Colocar el átomo que tiende a formar más enlaces en el centro. 4. Colocar H, F, Br, Cl en el exterior.
5. Una vez colocados los átomos conectarlos mediante enlaces simples. 6. Colocar los electrones en los átomos exteriores para satisfacer la regla del octeto para cada uno de estos átomos. 7. Si hay electrones disponibles, añadirlos al átomo central para que se cumpla la regla del octeto. 8. Crear los enlaces múltiples (doble y triples) necesarios entre los átomos exteriores y centrales para satisfacer la regla del octeto moviendo los electrones no compartidos para formar pares de enlace.
Ejemplos HCN
Átomo H C N
Electrones en capa exterior 1 4 5
Enlaces a formar 1 4 3
2. Se añaden los electrones restantes a los átomos más exteriores hasta llegar a los 10 etotales. (No quedan electrones para colocar en el carbono). H-C-
N
1. Se dibuja el esqueleto con los átomos 3. El carbono no cumple la regla del octeto (pero conectados por enlaces simples. Puesto que el H y el N sí). Se mueven los electrones de el C es el que más enlaces requiere se coloca valencia desde el N para formar un enlace en el centro. múltiple entre el C y N (triple). H -C -N H-C≡N
Colegios
TRILCE 140
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Química Carga formal Los átomos más comunes en los compuestos orgánicos suelen formar un número determinado de enlaces ( C 4 enlaces, N 3 enlaces, O 2 enlaces, H y halógenos 1 enlace). Cuando dichos átomos forman un número de enlaces que no es el indicado, para que la contabilidad de electrones sea coherente, es necesario colocar en ellos una carga formal que se indica mediante un signo + o un signo - en las cercanías del átomo correspondiente. La fórmula para calcular la carga formal de cada átomo es la siguiente: Carga Formal = Nº de electrones en capa exterior - 1/2 electrones de enlace - electrones no enlazantes
•
•
•
Ejemplos
Nº de electrones en capa exterior para el C = 4 1/2 electrones de enlace = 3 electrones no enlazantes = 2 CARGA FORMAL = 4 - 3 - 2 = -1
C
Nº de electrones en capa exterior para el C = 4 1/2 electrones de enlace = 4 electrones no enlazantes = 0 CARGA FORMAL = 4 - 4 - 0 = 0
C
Nº de electrones en capa exterior para el C = 4 1/2 electrones de enlace = 3 electrones no enlazantes = 0 CARGA FORMAL = 4 - 3 - 0 = +1
C
C-
C+
La carga formal de una molécula es la suma algebraica de las cargas formales de los átomos que la constituyen, en consecuencia una molécula puede ser neutra, aunque los átomos que la componen no lo sean.
•
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Sabías que:
Los elementos pueden existir en diversas formas, o alótropos, dependiendo de las condiciones y modos en que se han formado. Así se conocen más de 40 formas de carbono muchas de las cuales son amorfas y no cristalinas.
Tercer año de secundaria 141
31
UNIDAD III
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. En el enlace covalente se produce una transferencia de electrones. II. Hay un enlace cuádruple con dos sigma y dos pi.
Explicación
2. Completa: En un enlace covalente _________________ se presenta un _________________ y dos enlaces tipo pi.
3. Relaciona: I. Enlace doble A. Un sigma y un pi II. Enlace triple B. Un sigma y dos pi C. Un sigma Rpta: _____________ 4. Determina el tipo de enlace: I. HCl II. O 2
______________ ______________
5. Determine el tipo de enlace: I. H2O ______________ II. HBr ______________
6. Realice la notación Lewis en cada sustancia: I.
H2
II. N
2
______________ ______________
7. Determine el número de enlaces tipo sigma y pi en la estructura mostrada: H2CO3 Rpta: _____________ 8. En el compuesto orgánico mostrado: O H
Cl Determina el número enlaces covalentes polares y el número de enlaces covalentes apolares.
Rpta: _____________ Colegios
TRILCE 142
9. Halla la cantidad de enlaces sigma en el compuesto HCHO: Rpta: _____________ 10. Determina el número de electrones de valencia en el compuesto H2SO4: Rpta: _____________ 11. Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según corresponda: I.
Cuando ocurre un enlace covalente se produce un solapamiento de orbitales. II. El enlace pi es más fuerte que el enlace tipo sigma. III. En un enlace doble se produce una compartición de dos electrones.
a) VVV b) VFV d) VFF e) FFF
c) VVF
12. ¿Qué compuesto posee mayor polaridad de enlace? a) HCl d) HF
b) HBr e) Iguales
c) HI
13. Se relaciona correctamente: I. H2 II. Cl 2 III. N 2 a) Solo I d) I y II
: : :
covalente simple covalente doble covalente triple b) Solo II e) I y III
c) Solo III
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Química 14. ¿Cuántos enlaces simple posee el compuesto 15. Determine el número de electrones no mostrado: compartidos en la estructura HNO2. O OH
a) 9 d) 12
b) 10 e) 14
c) 11
a) 4 d) 10
b) 6 e) 12
c) 8
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. En el enlace covalente se produce una compartición de electrones. II. Hay un enlace triple con dos sigma y dos pi.
Explicación
2. Completa: En un enlace covalente __________________ se presenta un _________________ y un enlace tipo pi. 3. Relaciona: I. Enlace simple A. Un sigma y un pi II. Enlace doble B. Un sigma y dos pi C. Un sigma Rpta: _____________ 4. Determina el tipo de enlace: I. H2 II. CO
______________ ______________
2
5. Hallar la diferencia de EN en cada caso: I. SO II. HCl
______________ ______________
6. Realice la notación Lewis en cada sustancia: I. Cl2 II. O 2
______________ ______________
7. Determine el número de enlaces tipo sigma y pi en la estructura mostrada: HNO2. Rpta: _____________ 8. En el compuesto orgánico mostrado: O C OH
polares y el número de enlaces covalentes apolares.
Rpta: _____________ 9. Halla la cantidad de enlaces sigma compuesto C2H2. Rpta: _____________ 10. Determina el número de electrones de valencia en el compuesto HClO3. Rpta: _____________ 11. Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según corresponda: I.
Cuando ocurre un enlace covalente se produce una alteración de núcleos.
II. Eltipo enlace pi. sigma es más fuerte que el enlace III. En un enlace triple se produce una compartición de tres electrones. a) VVV d) VFF
b) VFV e) FFF
c) FVF
Determina el número de enlaces covalentes www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 143
31
UNIDAD III
12. ¿Qué compuesto posee mayor polaridad de 14. ¿Cuántos enlaces simple posee el compuesto enlace? mostrado? OH a) H2O d) H2Te
b) H2S e) Iguales
c) H2Se
Fenol
13. Se relaciona correctamente: I. Cl II. O III. N
2 2 2
a) Solo I d) I y II
: : :
covalente simple covalente doble covalente triple b) Solo II e) Todas
c) Solo III
a) 9 d) 12
b) 10 e) 14
c) 11
15. Determine el número de electrones no compartidos en la estructura H2CO3. a) 4 d) 10
b) 6 e) 12
c) 8
Actividades complementarias
Investiga un poco más:
•
•
•
•
Toxinas naturales • Se llaman toxinas naturales a sustancias venenosas formadas por bacterias, plantas o animales. Algunas de ellas son las sustancias más tóxicas que conocemos. Así, por ejemplo, una toxina producida por hongos, la aflatoxina, es un cancerígeno extraordinariamente potente. Se encuentra en cereales o frutos secos almacenados en malas condiciones de humedad y temperatura. La ocratoxina debilita el sistema inmunitario y se encuentra, con frecuencia, en cereales y comida para animales. La zearalenona, también frecuente en cereales, maíz o heno, cuando no han sido bien almacenados, es una sustancia muy parecida a algunas hormonas del tipo de los estrógenos; por lo que puede interferir con su funcionamiento en el organismo. Se han producido intoxicaciones con estas sustancias en países de mucha humedad y altas temperaturas con bajo nivel de desarrollo, en los que se almacenan los alimentos en malas condiciones. En los países desarrollados se pueden encontrar trazas de ellas en la dieta humana, al comer carne de ganado alimentado con piensos contaminados. En el mar, el fitoplancton también produce poderosas toxinas en algunas ocasiones. El crecimiento explosivo de estos microorganismos venenosos provoca grandes mortandades en los seres vivos de la zona. Es característico de las toxinas naturales ser menos persistentes en el ambiente y acumularse mucho menos en las cadenas tróficas que los productos químicos tóxicos sintéticos.
Molécula Polar Covalente Polar Molécula Apolar
ENLACE COVALENTE
Covalente Apolar Colegios
TRILCE 144
Molécula Apolar Central: 6198 - 100
4
Química
UNIDAD III
COVALENTE COORDINADO
g jp . 2 e d n e l b c n iz / go ie r sar /l c. ch sa u . b e w / /: p tt h
En química se denomina complejo al tipo de estructura molecular que se encuentra generalmente formada por un grupo central que posee orbitales de valencia no ocupados, rodeado por un cierto número de moléculas o iones que poseen pares de electrones no compartidos que pueden ser inyectados en los orbitales vacíos del átomo central para formar enlaces coordinados.
Leemos: Los compuestos de coordinación se encuentran en muchos lugares de la superficie terrestre. Todos los seres vivos incluyen muchos compuestos de coordinación. También son importantes en productos diarios tan variados como productos de limpieza, medicinas, tintas y pinturas. Una lista de compuestos de coordinación importantes parece ser ilimitada porque cada día se descubren nuevos compuestos. Muchas sustancias biológicas importantes son compuestos de coordinación. La hemoglobina y la clorofila son dos ejemplos. La hemoglobina es una proteína que transporta O2 en la sangre. Contiene iones hierro (II) enlazados a grandes anillos porfirina. El transporte de oxígeno por la hemoglobina implica la coordinación y posterior liberación de moléculas de O2 por los iones Fe (II). La clorofila es necesaria para la fotosíntesis en las plantas. Contiene iones magnesio enlazados a anillos porfirina. La vitamina B-12 es un gran complejo de cobalto. Los compuestos de coordinación tienen muchas aplicaciones prácticas en áreas como el tratamiento de aguas, el tratamiento de suelo y plantas, la protección de superficies metálicas, el análisis de cantidades traza de metales, la electrodeposición y el teñido textil. Fuente: http://www.slideshare.net/tango67/enlaces-qumicos-1475404
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Tercer año de secundaria 145
41
UNIDAD III
Enlace covalente coordinado o dativo: es un enlace covalente en el que el par de e - que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son: El ion amonio; por ejemplo, en el cloruro amónico (NH4Cl): es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl- ), donde el catión no es un átomo sino una especie poliatómica en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:
Hx
N x H
H
+
H xH
Enlace covalente coordinado o dativo
+ -
H
N
Cl
H
H
Uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N, un enlace covalente coordinado.
El ozono: en el enlace simple, es el átomo central el que aporta los dos electrones del enlace: xx O xx O xx O x
xx x O xx O x O
electrones del átomo central
Aparecen dos estructuras para el ozono que se denominan resonantes.
El fenómeno de resonancia surge ante la imposibilidad de poder representar el estado electrónico de una molécula o ión mediante una sola estructura. En estos casos, ninguna de las dos (o más) estructuras resonantes tiene existencia real, sino una hibridación de todas ellas. Por ejemplo, en el caso del ozono, los dos enlaces que forma el átomo central con los de los extremos, son exactamente iguales a pesar de que, en la estructura de Lewis, uno de ellos sea un enlace covalente doble y el otro un enlace covalente coordinado. Este fenómeno de la resonancia es bastante frecuente.
Molécula de Ozono
θ = 116.5º d = 1.28 A
θ d
Sabías que: •
•
Colegios
TRILCE 146
Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan “ligandos mono dentados”, mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el nombre de “ligandos poli dentados” o agentes quelantes, existe también un tercer tipo de ligandos conocidos genéricamente como “ambientados” que son en realidad ligandos que actúan como mono dentados, pero de dos maneras diferentes. Los átomos donadores de los ligandos son los átomos que donan para compartir los pares electrónicos a los metales. En algunos casos no es posible identificar átomos donadores, porque los electrones enlazantes no están localizados en átomos específicos. Algunas pequeñas moléculas orgánicas como etileno, H2C=CH2, se enlazan a un metal de transición a través de los electrones de sus dobles enlaces. Central: 6198 - 100
Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Un enlace covalente dativo se representa por un enlace tipo pi. II. En un enlace dativo el par de electrones lo cede el elemento más electronegativo.
Explicación
2. Completa: En un enlace covalente ___________________ uno de los átomos aporta el par de electrones. 3. Relaciona: I. HI II. SO2
A. Covalente dativo B. Covalente normal
9. En la estructura mostrada H3PO4 determina el número de electrones libres de enlace. Rpta: _____________
10. Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según corresponda: 4. Realice la notación Lewis del compuesto: SO3 I. En la estructura del amoniaco NH 3 existen dos electrones libres de enlace. Rpta: _____________ II. Todos los cationes poseen un enlace dativo. 5. Determina el número de enlace dativos en el III. Todos los aniones posee dos enlaces dativos. compuesto: H2SO4 Rpta: _____________
a) VVV d) VFV
Rpta: _____________
b) VVF e) FVF
c) VFF
6. Calcula el número de enlaces tipo sigma en la estructura: NH41+ 11. Determine el número de enlaces dativos en cada caso: Rpta: _____________ I. SO 2 II. H 3O1+ III. ClO 317. Calcula el número de enlaces tipo pi en la estructura: NO31Rpta: _____________
Cl
Rpta: _____________ www.trilce.edu.pe
c) 1,2,2
enlaces covalentes normales posee? a) 3 y 2 b) 3 y 1 c) 4 y 2 d) 4 y 1 e) 0 y 3
O
O Determina el compartidos.
b) 1,0,0 E) 0,1,2
12. En la estructura Lewis del HClO4. ¿Cuántos enlaces covalentes coordinados y cuántos
8. En la notación Lewis mostrada: -1 O O
a) 1,1,1 d) 1,1,2
número
de
electrones
13. ¿Qué estructura carece de enlace dativo o coordinado? a) NH 41+ b) CO d) SO3 e) SO
23
c) NO
13
23
Tercer año de secundaria 147
41
UNIDAD III
14. Con respecto al enlace dativo o coordinado, se 15. Para la estructura NH41+: puede afirmar que: Indicar con (V) verdadero o (F) falso según I. Se representa con un enlace tipo sigma. corresponda: II. El par de electrones compartidos es aportado I. Posee un enlace dativo. por uno de los átomos. II. El nitrógeno pierde electrones. III. Es el enlace covalente más débil. III. El par de electrones cedidos pertenece al ¿Cuáles son correctas? nitrógeno. a) Solo I d) I y II
b) Solo II c) Solo III e) I , II y III
a) VVV d) VFF
b) VVF e) FVF
c) VFV
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Un enlace covalente dativo se representa por un enlace tipo sigma. II. En un enlace dativo, el par de electrones lo cede el elemento menos electronegativo.
Explicación
2. Completa: En un enlace dativo o _________________ uno de los átomos aporta _________________ electrones. 3. Relaciona: I. SO3 II. CO2
A. Covalente dativo B. Covalente normal
8. En la notación Lewis mostrada: -1 O O
Rpta: _____________
O
O
Rpta: _____________ 4. Realice la notación Lewis del compuesto: N2O5
Cl
Determina el número de electrones libres de enlace.
Rpta: _____________
5. Determina el número de enlaces dativos en el 9. En la estructura mostrada H AsO determina el 3 4 compuesto: Cl2O7 número de electrones de valencia. Rpta: _____________ Rpta: _____________ 6. Calcula el número de enlaces tipo sigma en la 10. Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según estructura: SO3 corresponda: I. En la estructura del amoniaco BH 3 existen Rpta: _____________ dos electrones libres de enlace. 7. Calcula el número de enlaces tipo pi en la II. Todos los cationes poseen un enlace estructura: CO32dativo. III. Todos los aniones posee dos enlaces Rpta: _____________ dativos. Colegios
TRILCE 148
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Química a) FVV d) VFV
b) VVF e) FVF
c) FFF
11. Determine el número de enlaces dativos en cada caso: I. SO II. H 2O III. ClO41a) 1,1,1 b) 1,0,0 c) 0,0,3 d) 1,1,2 e) 0,1,3
14. Con respecto al enlace dativo o coordinado, se puede afirmar que: I. Se representa con un enlace tipo pi. II. El par de electrones compartidos es aportado por uno de los átomos. III. Es el enlace covalente más fuerte. ¿Cuáles son correctas? a) Solo I
b) Solo II
c) Solo III
d) I y II e) I , II y III 12. En la estructura Lewis del HClO 3, ¿cuántos enlaces covalentes coordinados y cuántos enlaces covalentes normales posee? 15. Para la estructura H3O1+ Indica con ( V ) verdadero o ( F ) falso según a) 3 y 2 b) 3 y 1 c) 2 y 2 corresponda: d) 4 y 1 e) 0 y 3 I. Posee un enlace dativo. 13. ¿Qué estructura carece de enlace dativo o II. El hidrógeno pierde electrones. coordinado? III. El par de electrones cedidos pertenece al oxígeno. a) CH 4 b) SO 32- c) NO 31d) SO 3 e) SO 22a) VVV b) VVF c) VFV d) VFF e) FVF
Actividades complementarias
Investiga un poco más: Con la ayuda de una Tabla Periódica realice la notación Lewis de las principales sustancias mostradas, a continuación.
Especie q uímica H2O NH3 CH4 O3
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Electrones d e v alencia
Notación L ewis
Tercer año de secundaria 149
51
UNIDAD III
ENLACE INTERATÓMICO
g p j .c o i m i u q _ e c al n e / o i d au g/r o .c it r ce // : tp t h
Los compuestos químicos en su estructura interna se forman por la unión de átomos mediante enlace iónico o covalente.
Leemos: La representación de una molécula o ion, formada a partir de los átomos constituyentes, mostrando sólo los electrones de valencia (los electrones de la capa más externa), se denomina estructuras de Lewis. Al hacer que los átomos compartan o transfieran electrones, se trata de dar a cada átomo la estructura electrónica de un gas noble. Por ejemplo, se asignan a los átomos de hidrógeno dos electrones porque al hacerlo se le da la estructura del helio. A los átomos de carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor se les asignan ocho electrones porque al hacerlo tendrán la estructura electrónica del neón. El número de electrones de valencia de un átomo se puede obtener a partir de la Tabla Periódica, ya que es igual al número de grupo del átomo. Por ejemplo, el carbono está en el grupo IVA y tiene cuatro electrones de valencia; el flúor en el grupo VIIA tiene siete; el hidrógeno en el grupo IA tiene uno. Si la estructura es un ion, se agregan o eliminan para darle la carga apropiada. Algunas estructuras Lewis de acuerdo al tipo de enlace iónico o covalente: Ácido sulfúrico H 2SO4 Trifluoruro de boro F O * * H * O * *S * O * H F B F * O Hidróxido de sodio NaOH
-
+ Na
O
H
Ion carbonato CO322O C O O
Fuente: http://rabfis15.uco.es/weiqo/Tutorial_weiqo/Hoja4a3P1.html Colegios
TRILCE 150
Central: 6198 - 100
Química
Sabías que: •
•
La estructura de Lewis fue propuesta por Gilbert Lewis, quien lo introdujo por primera vez en 1915 en su artículo "La molécula y el átomo", y al aportar electrones quedan cationes o aniones. Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada molécula usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones desapartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Los metales alcalinos poseen un electrón de valencia en su estructura. II. Cuando se produce un enlace iónico se altera la identidad de los átomos.
Explicación
2. Completa: A los electrones del nivel más externo se les llama electrones de ___________________ los cuales participan del ___________________ químico. 3. Relaciona: 8. Determina el número de enlaces covalentes polares y enlaces covalentes no polares en la I. Cloro A. Cinco electrones de valencia estructura del propano CH3CH2CH3. II. Fósforo B. Tres electrones de valencia C. Siete electrones de valencia Rpta: _____________ Rpta: _____________ 4. Determina el número de electrones de valencia en el compuesto H3PO4.
Rpta: _____________ 5. Realiza la notación Lewis de: I. NaCl II. H2S
___________________ ___________________
6. Determina el número de enlaces tipo sigma en la estructura CO2 Rpta: _____________
9. ¿Cuántos electrones libres de enlace es posible ubicar en la notación Cl2O7? Rpta: _____________ 10. Determina el número de enlaces dativos en la estructura del H2SO3. Rpta: _____________ 11. Un elemento químico posee número atómico igual a 33. ¿Cuántos electrones de valencia posee?
7. ¿Cuántos enlaces tipo pi posee la estructura del HNO3? a) 3 d) 6 Rpta: _____________
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b) 4 e) 7
c) 5
Tercer año de secundaria 151
5
UNIDAD III
12. Se relaciona correctamente: I. KF : enlace electrovalente II. H 2S : enlace covalente III. NCl 3 : enlace iónico
14. ¿Qué notación Lewis son correctas? I.
O
C
O
II. O O O a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) I, II y III
c) Solo III III. H N H
H
13. ¿Cuántos enlaces tipo sigma y pi posee la a) I y II d) Solo I
estructura mostrada:NH2
b) II y III c) I y III e) I , II y III
15 ¿Qué estructura posee el mayor número de enlaces dativos? a) 12 y 3 b) 13 y 3 d) 15 y 3 e) 14 y 2
c) 14 y 3
a) CO d) ClO
2 14
b) SO e) Br
3
c) N2O5
O7
2
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los metales alcalinos térreos poseen un electrón de valencia en su estructura. II. Cuando se produce un enlace covalente se altera la identidad de los átomos.
Explicación
2. Completa: A los electrones del ___________________ nivel se les llama electrones de valencia, los cuales participan del ___________________ químico. 3. Relaciona: I. Aluminio A. Cinco electrones de valencia II. Iodo B. Tres electrones de valencia C. Siete electrones de valencia Rpta: _____________ 4. Determina el número de electrones de valencia en el compuesto H2SO4.
Rpta: _____________ Colegios
TRILCE 152
5. Realiza la notación Lewis de: I. KF II. H2O
______________ ______________
6. Determina el número de enlaces tipo sigma en la estructura SO2 Rpta: _____________ 7. ¿Cuántos enlaces tipo pi posee la estructura del HNO2? Rpta: _____________ Central: 6198 - 100
Química 8. Determina el número de enlaces covalentes 13. ¿Cuántos enlaces tipo sigma y pi posee la polares y enlaces covalentes no polares en la estructura mostrada: estructura del butano CH3CH2CH2CH3. H H
C
Rpta: _____________
C
H
9. ¿Cuántos electrones libres de enlace es posible ubicar en la notación Cl2O?
a) 12 y 4 b) 16 y 4 d) 15 y 4 e) 14 y 2
Rpta: _____________
c) 16 y 3
10. Determina el número de enlaces dativos en la estructura del HNO3 14. ¿Qué notación Lewis son correctas? F Rpta: _____________ I. F B F 11. Un elemento químico posee número atómico igual a 53. ¿Cuántos electrones de valencia posee?
II. H O H
III. [Na]+[ O H] -
a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7 12. Se relaciona correctamente: I.
NF3
II.III. KF F 2O a) Solo I d) I y II
:
enlace electrovalente
: : enlace iónico enlace covalente b) Solo II e) II y III
c) Solo III
a) I y II d) Solo I
b) II y III c) I y III e) I , II y III
15. ¿Qué estructura posee el mayor número de enlaces dativos? a) NH d) ClO
4
1+
4
1-
b) NO e) BrO
13
c) N2O5
13
Actividades complementarias
Investiga un poco más: Propiedades de conductividad de un compuesto iónico y un compuesto covalente. Objetivo: Identifica por medio de la conductividad eléctrica, un compuesto iónico de un compuesto covalente.
• • • • •
Materiales 1 pila de 1,5 volts 1 foco de linterna 2 vasos de precipitados de 50 mL. 1 socket para foco de linterna 40 cm de cable dúplex calibre 16
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• • • •
Soluciones Solución de cloruro de sodio al 50% (NaCl) Solución de azúcar al 50% (C12H22O11) Agua común. Solución de NaOH
Tercer año de secundaria 153
5
UNIDAD III
Procedimiento: • Con la ayuda del docente construye un dispositivo para demostrar la conductividad. • En los vasos de precipitados, coloca las soluciones que preparaste para la actividad experimental. • Introduce las puntas de los cables que quedaron libres, en el vaso que contiene la solución de cloruro de sodio, cuidando que las puntas no se toquen; observa la luminosidad del foco y sigue realizando el mismo procedimiento para las demás soluciones. A continuación registra tus observaciones en la siguiente tabla.
Sustancia
RESULTADOS Y OBSERVACIONES El compuesto se La solución conduce Tipo de compuesto disuelve en agua electricidad
Cuestionario: 1. ¿Qué diferencias existen entre las propiedades de los compuestos iónicos y los covalentes? 2. ¿Pudiste identificar estas propiedades con la realización de esta actividad experimental? 3. ¿Las soluciones electricidad? ¿Por de qué?algunos compuestos covalentes son buenos conductores de 4. ¿Qué otras características identificaste a parte de la conductividad?
Colegios
TRILCE 154
Central: 6198 - 100
Nomenclatura inorgánica /E C A A A A A A A A A /I H L Q y A M m z e S / Y _ q 4s 2 V m 0 C s _ / m o .tc o p s g lo b . p .b 3 / /: tp t h
Existen una gran variedad de compuestos químicos, los cuales pueden ser orgánicos o inorgánicos. Los compuestos inorgánicos resultan de la combinación de varios elementos que se enlazan químicamente. Un enlace químico es una atracción entre dos átomos mediante el intercambio de sus electrones de valencia. El tipo de intercambio depende de la naturaleza de los elementos y puede ser en forma de la transferencia de un átomo a otro o de compartición entre los átomos. En el primero de los casos se denomina enlace iónico y en el segundo enlace covalente Los átomos se enlazan de acuerdo a su número de electrones de valencia buscando su estabilidad completando los ocho electrones requeridos en el nivel valencia (Ley del octeto) El boro, elemento del grupo IIIA, puede hacer tres enlaces sencillos como en el borano, BH 3, y el ácido bórico, H3BO3, y un sencillo y uno doble como en el ácido meta bórico, HBO2 El carbono, elemento del grupo IVA, puede hacer cuatro enlaces sencillos como en el metano,CH4, dos enlaces sencillos y uno doble como en el ácido carbónico, H2CO3, dos enlaces dobles como en el anhídrido carbónico, CO2, y un enlace sencillo y uno triple como en el etino o acetileno, C2H2.
g p .j D 5 % 1 B 5 s% o st e u p m o c0 18 1 0 1 32 1 1 70 0 2 / 02 3 /Is 2T 9O u 1r K sR
El nitrógeno, elemento del grupo VA, puede hacer tres enlaces sencillos como en el amoníaco,NH 3, o un enlace sencillo y uno doble como en el ácido nitroso, HNO2, y un enlace sencillo, uno doble y un coordinado como en el ácido nítrico. El azufre, elemento del grupo VIA, puede hacer dos enlaces sencillos como en el sulfuro de hidrógeno, H2S, un enlace doble como en el monóxido de azufre, SO, un enlace doble y un coordinado como en el dióxido de azufre, SO2, un enlace doble y dos coordinados como en el anhídrido sulfúrico, SO3, dos enlaces sencillos y un coordinado como en el ácido sulfuroso,H2SO3 y dos enlaces sencillos y dos coordinados como en el ácido sulfúrico, H2SO4. El cloro, elemento del grupo VIIA, puede hacer un enlace sencillo como en el ácido clorhídrico, HCl, ycoordinado el ácido hipocloroso, uno sencillo como en el HClO, ácido cloroso, HClOy2 uno uno sencillo y dos coordinados como en el ácido clórico, HClO3 y uno sencillo y tres coordinados como en el ácido perclórico, HClO4.
APRENDIZAJES ESPERADOS Comprensión de la información • Establecer la unión entre átomos e iones. • Utilizar los conceptos básicos para formar compuestos inorgánicos. • Reconocer las funciones inorgánicas. • Usar los estados de oxidación y la valencia de los elementos para formar compuestos. • Establecer reglas para dar el nombre a un compuesto inorgánico.
Indagación y experimentación • Utilizar una cinta de magnesio para formar óxidos e hidróxidos. • Utilizar la Tabla Periódica para conocer los principales estados de oxidación y los valores de valencia. • Comparar las diferentes propiedades de las funciones inorgánicas. • Utilizar al ácido clorhídrico para formar sales.
1
UNIDAD IV
ESTADO DE OXIDACIÓN / 0 2 s3 / A 4 0 w N Y f 0 T T i / k A A A A A A A A A A I/ 4 xye q J5 8 Sc / Y _ a a 5 d vk l3v _ / m o .ct o sp g o l .b p b . 1 / /: tp t h
g n .p o d n ai d u st e
Los compuestos inorgánicos formados en laboratorio, generalmente tiene una aplicación industrial para obtener otros tipos de compuestos.
Leemos: Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC. Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion H+1; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH-1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales. Nomenclaturas Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos: Nomenclatura sistemática o estequiométrica: Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en la molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo H 2O que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en la molécula, aunque en una fórmula química la atomicidad también se refiere a la proporción de cada elemento en el que se llevan a cabo las reacciones para formar el compuesto; en este estudio de nomenclatura es mejor tomar la atomicidad como el número de átomos en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos es prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico. Fuente:http://es.wikipedia.org/wiki/Nomenclatura_qu%C3%ADmica_de_los_compuestos_ inorg%C3%A1nicos Colegios
TRILCE 156
Central: 6198 - 100
Química En las especies químicas los elementos químicos presentan un parámetro llamado estado de oxidación. Se llama estado de oxidación a la carga aparente o real de un elemento cuando forma una sustancia química o ión. Su valor varía de acuerdo al compuesto o ión que forma, según el valor de electronegatividad o por su notación Lewis. El mínimo valor se obtiene cuando es capaz de perder los electrones del último nivel, cuando es metal o ganar los electrones necesarios para alcanzar la estabilidad de un gas noble cuando es no metal. El máximo valor se obtiene si es capaz de perder todos los electrones de valencia Por ejemplo para el hierro de número atómico 26 la configuración es [ 18Ar]4s23d6 su mínimo estado de oxidación es 2+ y su máximo estado de oxidación es 6+. Por ejemplo para el iodo de número atómico 53 la configuración es [ Kr]5s24d105p5 su mínimo estado de 36 oxidación es 1- y su máximo estado de oxidación es 7+. Entonces un elemento puede tener varios estados de oxidación. Se llama valencia a la capacidad de enlace que tiene un elemento cuando forma un compuesto químico. Para los elementos representativos la valencia depende del grupo al que pertenece. Grupo Valencia
IA 1
IIA 2
IIIA 3
IVA 4
VA 3210
VIA
VIIA
VIIIA
Existen tres tipos de especie para obtener el estado de oxidación: 1. En sustancias simples, es decir, formadas por un solo elemento químico, el estado de oxidación es igual a cero. Na0, N20, O30, P40 2. En compuestos químicos, es decir formados por dos o más elementos químicos, la suma de estado de oxidación es igual a cero. En este caso se debe tener los estados de oxidación única para un grupo de elementos, por ejemplo los alcalinos silicio 4+.tienen valor de 1+, los alcalinos térreos tienen valor de 2+, el oxígeno 2-, flúor 1- boro 3+ En el compuesto Na 2Cr2O7 el estado de oxidación del sodio es 1+ , del oxígeno es 2- y del cromo se obtiene por que la suma es igual a cero. Na21+ Cr2x O722(+1) +2(x) +7(-2)=0 +2+2x-14=0 x=6+ 3. En iones, es decir formados por uno o más elementos químicos , la suma de estados de oxidación es igual a la carga del ión. En el oxianión PO 43- el estado de oxidación del oxígeno es 2- y del fósforo se obtiene porque la suma es igual a 3-. (PxO42- )31(x)+4(-2)= -3 x =+5
x - 8 = -3
Sabías que: •
Los compuestos tienen diferentes propiedades físicas y químicas que las de sus elementos constituyentes. Éste es uno de los criterios principales para distinguir un compuesto de una mezcla, son generalmente similares a las propiedades de sus constituyentes, o están relacionadas. Una mezcla tiene una composición variable, un compuesto tiene una composición fija. Una mezcla es una unión física de sustancias, un compuesto es una unión de elementos mediante una reacción química
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Tercer año de secundaria 157
1
UNIDAD IV
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición Un compuesto químico puede contener solo un elemento químico. II. El estado de oxidación del oxígeno siempre es -2.
Explicación
I.
2. Completa: El ___________________ es la carga aparente de un ___________________ químico. 3. Relaciona: I. Alcalino II. Halógeno C. 1Rpta: _____________
A. 1+ B. 2+
4. Indica el estado de oxidación del carbono en el diamante.
9. En el compuesto mostrado Fe(ClO 4)3, señale el estado de oxidación del hierro y del cloro. Rpta: _____________ 10. De acuerdo a los estados de oxidación del azufre. ¿Qué compuestos no existen? I. H3S
II. HSO4 III. SF
6
Rpta: _____________ Rpta: _____________ 5. ¿Cuál es la valencia del azufre? 11. Es un estado de oxidación del flúor (z=9) Rpta: _____________ I.1+ 6. Determina el mínimo estado de oxidación del cloro cuyo número atómico es 17.
a) Solo I d) I y II
II. 3+
III. 1-
b) Solo II c) Solo III e) I , II y III
Rpta: _____________ 7. Señale el máximo estado de oxidación del arsénico si su número atómico es 33. Rpta: _____________
12. Indique el estado de oxidación del fósforo en: K4P2O5. a)+1 d)-3
b) +3 e) -1
c) +5
8. Calcula el estado de oxidación del nitrógeno en 13. ¿Qué estado de oxidación no presenta el cada caso: elemento manganeso (Z=25)? I. N2 _____________________ II. NF3 _____________________ III. NaNO3 _____________________ Colegios
TRILCE 158
a) +2 b) +3 c) +6 d) +7 e) +5 14. Se relaciona correctamente entre el estado Central: 6198 - 100
Química de oxidación del nitrógeno y el compuesto 15. Determina el estado de oxidación del cobalto indicado: en el compuesto mostrado: K3[Co(CN)6] I. NH 3 : 3II. NO : 2+ a)+3 b) +2 c) +6 III. KNO 3 : 5+ d) +1 e) +5 a) Solo I d) I y II
b) Solo II c) Solo III e) I , II y III
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición Un compuesto químico puede contener dos elementos químicos. II. El estado de oxidación del flúor siempre es -1.
Explicación
I.
2. Completa: La _________________ es la capacidad de enlace de un elemento en un ________________ químico. 3. Relaciona: I. Alcalino térreo II. Anfígeno C. 2Rpta: _____________
8. Calcula el estado de oxidación del azufre en
cada caso:
A. 1+ B. 2+
4. Indica el estado de oxidación del carbono en el grafito.
I. S8 II. SF2 III. CaSO
9. En el compuesto mostrado Fe(ClO)2, señale el estado de oxidación del hierro y del cloro. Rpta: _____________
Rpta: _____________ 5. ¿Cuál es la valencia del nitrógeno?
3
_____________________ _____________________ _____________________
10. De acuerdo a los estados de oxidación del cloro ¿Qué compuestos no existen? I. HCl
Rpta: _____________
II. HClO
III. CIF 4
6
Rpta: _____________
6. Determina el mínimo estado de oxidación del azufre cuyo número atómico es 16.
11. Es un estado de oxidación del oxígeno (Z=8) Rpta: _____________ 7. Señale el máximo estado de oxidación del bismuto si su número atómico es 51. Rpta: _____________ www.trilce.edu.pe
I.
2+
II. 2-
III. 1-
a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) I y II e) I , II y III 12. Indique el estado de oxidación del fósforo en: Tercer año de secundaria 159
1
UNIDAD IV
Ca4P2O5.
a)+1 d)-3
b) +3 e) -1
c) +5
13. ¿Qué estado de oxidación presenta el elemento cromo en: K2Cr2O7? a) +1 d) +7
b) 2e) +5
14. Se relaciona correctamente entre el estado de oxidación del azufre y el compuesto indicado: I. SO 3 : 6+ II.SO : 2+ III. CaSO 3 : 4+ a) Solo I d) I y II
b) Solo II c) Solo III e) I , II y III
c) +6 15. Determina el estado de oxidación del cobalto en el compuesto mostrado: K4[Co(CN)6] a) +3 d) +1
b) +2 e) +5
c) +6
Actividades complementarias
Investiga un poco más: El cromo y sus compuestos Los compuestos de cromo son colorantes usados como pigmentos y tintes, para capas de cromo, tinte de pieles y preservantes de madera. Compuestos de cromo El cromo se presenta de tres maneras: • Cromo metálico usado en aleaciones como acero inoxidable. • Cromo trivalente o cromo (III), se presenta de manera natural en el ambiente y es un nutriente de nuestra dieta. • Cromo hexavalente, o cromo (VI), producido en procesos industriales, como la combustión de combustibles fósiles, incineración de residuos y fabricación de metal. Las emisiones han disminuido desde 1970. ¿Qué daño puede causar? • El cromo y sus compuestos pueden causar cáncer y daño genético. Una exposición excesiva puede afectar al sistema digestivo, los riñones, el hígado, los pulmones, la nariz, la piel y el desarrollo de los fetos.
Colegios
TRILCE 160
Central: 6198 - 100
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Química
UNIDAD IV
GRUPO FUNCIONAL / 4l E R F 2 8 Z q W j /c B A A A A A A A A A /I 0 6 gX 5 c U F T / U Iz m F Q 8 u R M f _ / m o c. t o p s g o l .b p b . 4 / :/ p tt h
g p .j e m o -H a ic im u Q / 0 0 6 s1
Los minerales contienen principalmente compuestos inorgánicos, los cuales se presentan como conglomerados.
Leemos: El hierro forma compuestos en los que tiene valencia +2 (antiguamente compuestos ferrosos) y compuestos en los que tiene valencia +3 (antiguamente compuestos férricos). Los compuestos de hierro (II) se oxidan fácilmente a compuestos de hierro (III). El compuesto más importante de hierro (II) es el sulfato de hierro (II), FeSO4, denominado caparrosa verde; normalmente existe en forma de cristales verde pálido que contienen siete moléculas de agua de hidratación. Se obtiene en grandes cantidades como subproducto al limpiar el hierro con baño químico, y se utiliza como mordiente en el tinte, para obtener tónicos medicinales y para fabricar tinta y pigmentos. El óxido de hierro (III), un polvo rojo amorfo, se obtiene tratando sales de hierro (III) con una base, y también oxidando pirita. Se utiliza como pigmento, y se denomina rojo de hierro o rojo veneciano. También se usa como abrasivo para pulir y como medio magnetizable de cintas y discos magnéticos. El cloruro de hierro (III), que se obtiene en forma de cristales brillantes de color verde oscuro al calentar hierro con cloro, se utiliza en medicina y como una disolución alcohólica llamada tintura de hierro. Los iones de hierro (II) y hierro (III) se combinan con los cianuros para formar compuestos complejos. El hexacianoferrato (II) de hierro (III) o ferrocianuro férrico, Fe 4[Fe(CN)6]3, es un sólido amorfo azul oscuro formado por la reacción de hexacianoferrato (II) de potasio con una sal de hierro (III) y se conoce como azul de Prusia. Se usa como pigmento en pintura y como añil en el lavado de ropa para corregir el tinte amarillento dejado por las sales de hierro (II) en el agua. El hexacianoferrato (III) de potasio ,K 3Fe(CN)6, llamado prusiato rojo, se obtiene del hexacianoferrato (III) de hierro (II) (Fe3[Fe(CN)6]2. A éste se le llama también azul de Turnbull y se usa para procesar el papel de calco. El hierro experimenta también ciertas reacciones fisicoquímicas con el carbono, que son esenciales para fabricar el acero. Fuente: http://www.paginasprodigy.com/degcorp/quimica/Hierro.htm
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Tercer año de secundaria 161
21
UNIDAD IV
Se denomina función inorgánica al elemento o grupo de elementos que le dan características a los compuestos inorgánicos. Entre las principales funciones inorgánicas tenemos: 1. ÓXIDO A. ÓXIDO BÁSICO M2OX B. ÓXIDO ÁCIDO Nm 2OX 2. HIDRÓXIDO
M(OH)x
3. HIDRURO A. HIDRURO METÁLICO B. HIDRURO NO METÁLICO 4. ÁCIDO A. ÁCIDO HIDRÁCIDO B. ÁCIDO OXÁCIDO
M= metal Nm= no metal
MHv NmH
v
HvNm(ac)
HNmO
x+1
(x = impar)
2
H2NmOx+2
(x = par)
2
A. SALES HALOIDEAS 5. SALES B. SALES OXISALES
M
MXNmy x(NmOa)y
Sabías que: •
El óxido de hierro (III), un polvo rojo amorfo, se obtiene tratando sales de hierro (III) con una base, y también oxidando pirita. Se utiliza como pigmento, y se denomina rojo de hierro o rojo veneciano. También se usa como abrasivo para pulir y como medio magnetizable de cintas y discos magnéticos. El cloruro de hierro se se obtiene de cristales brillantes de color verde oscuro al calentar hierro(III), conque cloro, utilizaen enforma medicina y como una disolución alcohólica llamada tintura de hierro.
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Todas las funciones inorgánicas contienen tres o más elementos. II. La función óxido representa al oxígeno con estado de oxidación -2.
Explicación
2. Completa: La ___________________ química determina las características de un compuesto químico. 3. Relaciona: I. CO2 A. Hidróxido II. Ca(OH)2 B. Óxido C. Hidruro Rpta: _____________
4. ¿Cuál es el estado de oxidación del metal en un oxido diatómico? Rpta: _____________ 5. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido de un metal cuyo estado de oxidación es 3+? Rpta: _____________
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TRILCE 162
Central: 6198 - 100
Química 6. De los mencionados. ¿Cuáles son sales 12. De los mencionados, ¿cuáles son óxidos haloideas? básicos? I. FeS II. KNO3 III. NaCl I. CaO II. MgO III. Cl 2O Rpta: _____________ 7. El óxido de un metal es triatómico. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido del mismo metal?.
8. Si un no metal posee estado de oxidación +6 . Indique formado.el número de átomos del ácido oxácido
Rpta: _____________ 9. Un metal alcalino térreo A forma un hidruro ¿Cuál es la fórmula?
c) Solo III
a) Compuesto binario b) Compuesto diatómico c) Sustancia simple d) Mezcla homogénea e) Elemento químico
14. Identifica a una sal oxisal:
Rpta: _____________ 10. Identifica la función inorgánica en cada caso: I. NaH _____________________ II. Cu 2O _____________________ III. KNO 3 _____________________
11. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido de un alcalino térreo? b) 4 e) 7
b) Solo II e) I, II y III
13. Clasifica al ácido hidrácido:
Rpta: _____________
a) 3 d) 6
a) Solo I d) I y II
c) 5
a) NaCl d) CH4
b) KNO 3 e) N2O
c) H2SO4
15. El hidróxido de un metal es heptatómico. Indica el estado de oxidación del metal. a) +6 d) +3
b) +5 e) +2
c) +4
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Todas las funciones inorgánicas contienen uno o más elementos.
Explicación
II. La función representa-2.al oxígeno con hidróxido estado de oxidación
2. Completa: La función química determina las características de un _____________________ químico. 3. Relaciona: I. H2CO3 A. Hidróxido II. MgO B. Óxido C. Ácido oxácido Rpta: _____________ www.trilce.edu.pe
4. ¿Cuál es el estado de oxidación del metal en un óxido pentatómico? Rpta: _____________
Tercer año de secundaria 163
21
UNIDAD IV
5. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido de un metal 11. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido de un cuyo estado de oxidación es 4+? alcalino? Rpta: _____________
a) 3 d) 6
b) 4 e) 7
c) 5
6. De los mencionados, ¿cuáles son sales oxisales? 12. De los mencionados. ¿Cuáles son óxidos I. FeS II. KNO 3 III. NaCl básicos? I. SO II. K 2O III. I2O3 Rpta: _____________ a) Solo I b) Solo II c) Solo III 7. El óxido de un metal es diatómico. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido del mismo metal? d) I y II e) I, II y III 13. Clasifica al ácido oxácido:
Rpta: _____________ 8. Si un no metal posee estado de oxidación +4 . Indique el número de átomos del ácido oxácido formado.
Rpta: _____________
a) b) c) d) e)
Compuesto ternario Compuesto diatómico Sustancia simple Mezcla homogénea Elemento químico
9. Un metal alcalino A forma un hidruro ¿Cuál es 14. Identifica a una sal haloidea: la fórmula? a) NaCl b) KNO 3 c) H2SO4 Rpta: _____________ d) CH4 e) N2O 10. Identifica la función inorgánica en cada caso: I. NaOH _____________________ II. Cu 2S _____________________ III. HNO 3 _____________________
15. El hidróxido de un metal es pentatómico. Indica el estado de oxidación del metal. a)+6 d) +3
b) +5 e) +2
c) +4
Actividades complementarias
Investiga un poco más: • El manganeso se consume principalmente en la industria siderúrgica, en la fabricación de baterías secas, y en usos químicos, en la producción de acero, aleaciones ferromanganeso y como agente purificador, pues su gran avidez por el oxígeno y por el azufre, se aprovecha para librar al mineral de hierro de esas impurezas, decolorante del vidrio, obtención de sales de manganeso, entre otras. • Entre las aleaciones no ferrosas de manganeso se encuentran el bronce de manganeso (compuesto de manganeso, cobre, estaño y cinc), resistente a la corrosión del agua de mar y que se utiliza en la fabricación de hélices de barcos y torpedos, y la manganina (compuesta de manganeso, cobre y níquel), usada en forma de cables para mediciones eléctricas de alta precisión, dado que su conductividad eléctrica apenas varía con la temperatura. • El dióxido de manganeso (MnO2) se da en la naturaleza en forma de pirolusita, y puede obtenerse artificialmente calentando nitrato de manganeso. Se utiliza en pinturas y Colegios
TRILCE 164
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Química barnices, para pintar cristales y cerámica, en la obtención de cloro y yodo y como despolarizador en baterías de pilas secas. El sulfato de manganeso (II) (MnSO 4), un sólido cristalino de color rosa, se prepara por la acción de ácido sulfúrico sobre dióxido de manganeso, y se utiliza en tintes para el algodón. El permanganato de sodio y el de potasio (NaMnO4 y KMnO4) son cristales de color púrpura obscuro, formados por la oxidación de sales ácidas de manganeso, y se emplean como oxidantes y desinfectantes.
Leyenda y/o historia
1772: había un químico llamado Carl Wilhelm Scheene reconocido entre la gente, por ser el mejor explorador de minerales; dos años después, fue a lo profundo de una cueva, y encontró un mineral extraño al que le llamó
manganeso. Se sabe que este micromineral es necesario para el crecimiento de los recién nacidos, esta relacionado con la formación de los huesos, el desarrollo de tejidos y la coagulación de la sangre, con las funciones de la insulina, la síntesis del colesterol y como activador de varias enzimas. El manganeso se encuentra en frutas secas, granos integrales, las semillas de girasol y de sésamo, la yema de huevo, legumbres y verduras de hojas verdes. La leche materna Observaciones particulares decrece la concentración de manganeso paulatinamente. La carencia de manganeso en el organismo puede generar lento crecimiento de uñas y cabellos, despigmentación del pelo, mala formación de huesos y puede disminuir la tolerancia a la glucosa o capacidad de eliminar excesos de azúcar en sangre. El exceso de manganeso por alimentación no ha demostrado tener efectos adversos, en cambio sí se producen problemas pulmonares cuando se respira polvo de manganeso, particularmente en los lugares de extracción.
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Tercer año de secundaria 165
31
UNIDAD IV
NOMENCLATURA DE IONES
g p .j 2 0 2 % n 3 B % 3 C % ic lu o is D / n ge a Im s/ e . o t n e m o m n u s e / :/ tp h
Cuando la sal se disuelve en agua se presenta iones de sodio Na1+ y de cloruro Cl 1- rodeados de moléculas de agua que son altamente polares.
Leemos: La disolución de sal en agua posee una característica particular: conduce la corriente eléctrica (la disolución de azúcar no conduce la corriente eléctrica porque no genera partículas con carga eléctrica). Al disolverse los cristales de sal que tienen forma cúbica, producen partículas diminutas con carga eléctrica (llamadas iones) positivas como el sodio (Na1+) y negativas como el cloro (Cl–). Estas partículas se distribuyen entre las moléculas de agua y debido a que son incoloras en disolución acuosa como la sal común y el azúcar no se perciben a simple vista, y se asemejan al agua natural. En cuanto al agua destilada, ésta no contiene sales disueltas (es químicamente pura), por lo que tampoco conduce la corriente eléctrica. Fuente:http://www.conevyt.org.mx/cursos/cursos/cnaturales_v2/interface/main/ recursos/antologia/cnant_3_14.htm
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TRILCE 166
(-)
(+)
Na+ Cl-
Disolución de sal en agua
Central: 6198 - 100
Química Un ión es una estructura que tiene uno o más elementos con una carga específica pudiendo ser negativa o positiva debido a una ganancia o pérdida de electrones. Estos iones al unirse forman un compuesto químico, de la siguiente forma:
(Ión positivo)x+ + (ión negativo)y- → (ión positivo)y (ión negativo)x
Para darle nombre al compuesto químico formado se coloca primero el nombre del ión negativo y luego el nombre del ión positivo. +
Li + Na K+ NH4+ Ag+ Mg2+ Ca2+ Ba2+ Cd2+ Zn2+ Cu2+ Hg22+ Hg2+
Ion Litio Ion Sodio Ion Potasio Ion Amonio Ion Plata Ion Magnesio Ion Calcio Ion Bario Ion Cadmio Ion Zinc Ion Cobre (II) o ion Cúprico Ion Mercurio (I) o ion Mercurioso Ion Mercurio (II) o ion Mercúrico
F- Cl Br IOHCNClOClO2ClO3ClO4CH3COOMnO4NO2-
Ion Fluoruro Ion Cloruro Ion Bromuro Ion Ioduro Ion Hidróxido Ion Cianuro Ion Hipoclorito Ion Clorito Ion Clorato Ion Perclorato Ion Acetato Ion Permanganato Ion Nitrito
Ion Mangneso (II) o ion Manganoso Ion Cobalto (II) o ion Cobaltoso Ion Níquel (II) o ion Niqueloso Ion Plomo (II) o ion Plumboso Ion Estaño (II) o ion Estañoso Ion Hierro (II) o ion Ferroso Ion Hierro (III) o ion Férrico Ion Aluminio Ion Cromo (III) o ion Crómico
NO3SCNO2S2HSO3SO32HSO4SO42HCO3-
Ion Nitrato Ion Tiocianato Ion Óxido Ion Sulfuro Ion Hidrógeno Sulfito o ion Bisulfito Ion Sulfito Ion Hidrógeno de Sulfato o ion Bisulfato Ion Sulfato Ión Hidrógeno de Carbonato o ion Bicarbonato Ion Carbonato Ion Cromato Ion Dicromato Ion Fosfato Ion Arsenato
2+
Mn2+ Co Ni2+ Pb2+ Sn2+ Fe2+ Fe3+ Al3+ Cr3+
CO32CrO42Cr2O72PO43AsO43-
Sabías que: •
El agua también está unida al cuerpo por electrolitos, así que se pueden mermar los niveles de sodio mientras se incrementan ligeramente los de potasio, el agua sería almacenada en grandes cantidades en las células musculares y en cantidades bastante reducidas en la piel. Los plátanos son ricos en potasio por naturaleza, tomándolos recuperamos los electrolitos.
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Tercer año de secundaria 167
31
UNIDAD IV
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. La función inorgánica contiene a los elementos menos electronegativos. II. La función inorgánica determina características del compuesto .
Explicación
2. Completa: La función inorgánica hidróxido se reconoce con el grupo ___________________ y el grupo CO32identifica a los ___________________. 3. Relaciona: I. Óxido II. Hidróxido C. Cl Rpta: _____________
A. OH B. O2-
1-
1-
10. Para el compuesto formado: Cu3(PO4)2 indique el estado de oxidación del cobre y el fósforo Rpta: _____________ 11. Se relaciona correctamente:
4. De los mencionados ¿cuáles son óxidos? I.
NaOH
II. CO
III. CaO
I.
CuO : Óxido II. NaOH : Hidróxido
5. Identifica a cada compuesto inorgánico: II. HBr I.
ZnO II. Cu(OH) III. NaCl
______________________ 2 ______________________ ______________________
6. Formula a los siguientes compuestos I. Sulfato de sodio ____________________ II. Sulfuro férrico ____________________
a) Solo I d) I y II
:
Hidruro b) Solo II e) I, II y III
c) Solo III
12. Determine la atomicidad del sulfuro férrico a) 2 d) 5
b) 3 e) 6
c) 4
7. Indica los nombres de cada sustancia. I.
Pb(OH)2 ______________________
II. Cr(NO 3)3 ______________________ 8. Determina la atomicidad del cromato de aluminio.
Rpta: _____________ 9. El sulfato de un metal posee seis átomos ¿Cuál es el estado de oxidación del metal?
13. Indique el nombre correcto de: Ni3(PO4)2 a) Fosfato niqueloso b) Fosfito niquélico c) Hipofosfito de níquel d) Fosfito niqueloso e) Hipofosfito niqueloso
Rpta: _____________ Colegios
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Química 14. Indique la representación de sulfito: a) S2- b) HS d) SO32- e) SO
14
15. Señale el nombre de ClO41-.
c) SO
22
2-
a) Cloruro b) Clorito d) Clorato e) Perclorato
c) Hipoclorito
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La función inorgánica contiene a los elementos más electronegativos. II. La función inorgánica no determina características del compuesto.
Explicación
2. Completa: La función inorgánica _____________________ se reconoce con el grupo OH1-, y el grupo NO31identifica a los _____________________. 3. Relaciona: I. Cloruro II. Óxido C. Cl
8. Determina la atomicidad del sulfato de sodio. A. OH B. O2-
1-
1-
Rpta: _____________
9. es El nitrato de de un oxidación metal posee átomos ¿Cuál el estado delcinco metal?
4. De los mencionados ¿Cuáles son óxidos? I.
MgO
II. HCl
Rpta: _____________
III. CaCO3
Rpta: _____________ 10. Para el compuesto formado: Cu2(SO4) indique el estado de oxidación del cobre y el azufre.
5. Identifica a cada compuesto inorgánico: Rpta: _____________ I. Zn(OH)2 ______________________ II. CaO ______________________ III. NaClO ______________________
6. Formula a los siguientes compuestos I. Sulfito de sodio _____________________ II.Sulfuro cúprico ______________________
11. Se relaciona correctamente: I. H2S II. KOH III. NaBr a) Solo I d) I y II
: : :
Óxido Hidróxido Hidruro
b) Solo II e) I, II y III
c) Solo III
7. Indica los nombres de cada sustancia. 12. Determine la atomicidad del nitrito de sodio. I.
Ni(OH)2 II. Cu(NO 3)2
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______________________ ______________________
a) 2 d) 5
b) 3 e) 6
c) 4
Tercer año de secundaria 169
31
UNIDAD IV
13. Indique el nombre correcto de: Ni(SO4) a) Sulfato niqueloso b) Sulfito niquélico c) Hiposulfito de níquel d) Sulfito niqueloso e) Hiposulfito niqueloso
15. Señale el nombre de ClO31-. a) Cloruro b) Clorito d) Clorato e) Perclorato
c) Hipoclorito
14. Indique la representación de nitrito. a) N3- b) NH d) NO31- e) N-
4
1+
c) NO
12
Actividades complementarias
Investiga un poco más: • Con la ayuda de la relación de iones completar el siguiente cuadro: Potasio Magnesio Férrico Cuproso Niqueloso Cloruro Nitrito Sulfato Hidróxido Sulfuro
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4
Química
UNIDAD IV
ÓXIDOS
fi .g 70 7 -8 5 a n e alg /s e n ge a m i / m o .cs lra e n i m . w w w / :/ tp t h
Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas.
Leemos: Los materiales férricos son aquellos cuyo componente principal es el hierro, pudiendo presentar además otros elementos tanto metálicos como no metálicos. En la actualidad, el consumo industrial de estos materiales representa más del 90% del consumo total de materiales metálicos, debido a su resistencia y a su coste de obtención relativamente bajo. Un poco de historia Los primeros en utilizar el hierro fueron los hititas en el 1700a.C, dejando de utilizar bronce porque los filones de hierro eran mucho más abundantes, además de ser un material más resistente y duradero. Hacia el 600 a.C. los Celtas descubrieron los procesos de cementación. Hacia el 700 d.C surge el horno de forja catalana, con el que se obtenía el hierro forjado tras una serie de golpes. A partir de 1300 se empiezan a utilizar hornos parecidos a la forja catalana, pero mejorados. Conseguían una temperatura más elevada y se obtenía el hierro colado, que se transformaba en hierro fundido. Hacia finales del siglo XVIII se empezó a utilizar el pudelaje, en sustitución del procedimiento anterior. Se llevaba a cabo en un horno de reverbero. Se empezó a utilizar porque era más rápido y eficaz y el hierro fundido tenía menos carbono al no estar en contacto directo con el carbón.
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41
UNIDAD IV
Posteriormente en el siglo XIX Bessemer introdujo el convertidor para aceros. Ejemplos de convertidores son: convertidor de Bessemer-Thomas, horno de Martín-Siemens, horno LD y hornos eléctricos. Clases de hierro Hierro puro: Riqueza mayor o igual a 99,9%. Esponja de hierro: masa de hierro muy porosa o granular obtenida por reducción directa de los óxidos de hierro a temperaturas de unos 1000ºC, muy por debajo de la de fusión. Arrabio: es básicamente hierro líquido. Hierro fundido: las fundiciones de hierro se definen como productos siderúrgicos que contienen más •
•
•
•
carbono del que puede ser retenido en solución sólida por la austenita a la temperatura eutéctica y que no son maleables en la forma moldeada. Hierro forjado: contiene un 0,05% de carbono, poquísimo azufre y fósforo que lo harían quebradizo, 0,01% de silicio y 0,05% de manganeso. Tiene una estructura muy fibrosa; tiene un punto de fusión muy elevado y es muy resistente y tenaz. Acero ordinario: aleación básica de hierro y carbono; del contenido de este último, que puede variar entre 0,15 y 1,17%, dependen en gran parte las propiedades del material. Aceros especiales o de aleación: además de carbono estos aceros contiene otro u otros componentes que les imparten dureza, elasticidad, resistencia u otras características determinadas. Fuente: http://www.telefonica.net/web2/materialestecnologicos/Materiales%20Ferricos.htm •
•
•
Óxidos básicos Son compuestos que se sintetizan mediante la combinación de un metal y oxígeno. Su fórmula general es M2Om, siendo "M" el símbolo del metal y "m" la valencia del metal. Su reacción de síntesis es: 4 M + m O2 → 2 M2Om Su nomenclatura consiste en nombrar la palabra "óxido" seguida de la partícula "de" y a continuación el nombre del metal. Si el metal es monovalente también se utiliza como nombre la palabra "óxido" seguida del nombre del metal terminado en "ico". Si el metal es polivalente se utilizan los prefijos "oso" e "ico" para nombrar los óxidos con la menor y mayor valencia, respectivamente. Una nomenclatura más sencilla indica el estado de oxidación del metal en números romanos encerrado entre paréntesis a la derecha del nombre del metal. El óxido de sodio, Na2O, se obtiene fácilmente por la gran reactividad del sodio con el oxígeno del aire; el óxido de calcio, CaO, es un sólido pulverizado blanco denominado, también, cal viva; el óxido de zinc, 3 , se usa ZnO, utiliza en polvos antisépticos y astringentes; u óxido el deóxido hierrocuproso (III), Fe 2uOóxido como se pigmento para el caucho, las pinturas, el papel, el el óxido linóleoférrico y la cerámica; de cobre (I), Cu2O, es el mejor fungicida para ciertos tratamientos de semillas; y el óxido cúprico u óxido de cobre (ll), CuO, se utiliza en la industria cerámica para colorear vidrios y esmaltes de verde, rojo o azul. Las combinaciones de un metal o hidrógeno con oxígeno con valencia -1, produce los compuestos denominados peróxidos. Se nombran como peróxidos del metal correspondiente. El peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H 2O2, se utiliza como un agente oxidante y esterilizante. Los peróxidos metálicos como el de sodio, Na2O2, son muy reactivos y se descomponen con facilidad. Otros ejemplos de peróxidos son el de magnesio, MgO2, y el de aluminio, Al 3O6
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Química Óxidos ácidos o anhídridos Son compuestos que se sintetizan mediante la combinación de un no metal y oxígeno. Su fórmula general es X2OX, siendo "X" el símbolo del no metal y "x" la valencia del no metal. Su reacción de síntesis es: 2 X2 + x O2 → 2 X2Ox Su nomenclatura consiste en nombrar la palabra "óxido o anhídrido" seguida del nombre del no metal terminado en "oso o ico", según que el estado de oxidación sea el menor o el mayor de ellos. En el caso de los halógenos, como el cloro, se forman cuatro combinaciones con el oxígeno utilizándose los prefijos "hipo y per" en el nombre del no metal para los estados de oxidación menor y mayor respectivamente. 2 El anhídrido COes , es componente aire ae laimportante en el con proceso respiratorio; el monóxido decarbónico, carbono, CO, unun gasgas altamente tóxicodel debido mayor afinidad respecto al oxígeno que tiene la hemoglobina al adsorberlo; los óxidos nitrogenados como el N 2O3 y el N2O5 y los óxidos de azufre como el SO2 y el SO3, son gases tóxicos que hacen parte de la denominada lluvia ácida, porque a partir de ellos, al reaccionar con el vapor de agua condensado del aire, es que se forman los ácidos correspondientes nitroso, nítrico, sulfuroso y sulfúrico que ocasionan tanto daño a la respiración de los seres vivos y a la vida de la vegetación. Nomenclatura IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA Óxido hipo_no metal_oso. Ejemplo: SO, Cl 2O Óxido no_metal_oso. Ejemplo: CO, N2O3, SO2, Cl2O3 Óxido no_metal_ico. Ejemplo: B2O3, CO2, N2O5, SO3, Cl2O5 Óxido per_no_metal_ico. Ejemplo: Cl 2O7
Sabías que: Antiguamente se usaba "cal" en vez de "calcio", en algunos nombres de
•
•
compuestos donde interviene este elemento, como el "talco" o "aljez" (sulfato de calcio di hidratado, CaSO4 . 2H2O) o el mármol o "gis" (carbonato de calcio, CaCO3 ). Los depósitos sedimentarios de carbonato de calcio se llaman caliches.
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Los óxidos son compuestos ternarios.
Explicación
II. Existen oxidos de los gases nobles.
2. Completa: La combinación de un metal con ____________________ forma un óxido ____________________. 3. Relaciona: I. MgO II. SO
A. Óxido básico B. Óxido neutro C. Óxido ácido
Rpta: _____________ www.trilce.edu.pe
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41
UNIDAD IV
4. Indica la fórmula de:
11. ¿Cuántos átomos posee el óxido de fosforo (V)?
I. Monóxido de dicobre ________________ II. Trióxido de difósforo ________________
5. Señala el nombre en el sistema IUPAC a: I.
FeO II. PbO 2
______________________ ______________________
6. Señala la fórmula de: I.
Óxido de estaño (IV)
________________
II. Óxido de azufre (VI) ________________ 7. Indica el nombre en el sistema STOCK. I. PbO II. SeO
3
______________________ ______________________
a) 2 d) 6
b) 3 e) 7
c) 5
12. Indica el óxido con mayor estado de oxidación para el no metal. a) CO b) NO d) Cl 2O7 e) NO
2
c) SO
3
13. En el óxido de nitrogeno (V). ¿Cuántos enlaces tipo dativo se presentan? a) 2 d) 5
b) 3 e) 6
c) 4
14. Ordene en forma creciente de su atomicidad I. Óxido niquélico I. Óxido sulfuroso __________________ II. Óxido hiposulfuroso II. Óxido niqueloso __________________ III. Óxido plúmbico 9. Señala el nombre en el sistema tradicional: a) I, II y III b) II, I y III c) I, III y II I. CO 2 __________________ d) II, III y I e) III, I y II II. SnO 2 __________________ 15. ¿Cuántos electrones libres posee el óxido 8. Indica la fórmula de:
10. Ni Indiqu O e el estado de oxidación del níquel en 2 3 Rpta: _ ____________
sulfúrico?
a) 6 d) 16
b) 10 e) 18
c) 12
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Los óxidos son compuestos binarios. II. Existen óxidos de los alcalinos.
Explicación
2. Completa: La combinación de un no metal con _____________________ forma un óxido _____________________. 3. Relaciona: I. Cl2O II. CaO
4. Indica la fórmula de:
A. Óxido básico I. Monóxido de dinitrógeno ____________ B. Óxido neutro II. Trióxido de dicloro ____________ C. Óxido ácido 5. Señala el nombre en el sistema IUPAC a: Rpta: _____________ I. PbO II. SnO
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2
______________________ ______________________ Central: 6198 - 100
Química 6. Señala fórmula de:
11. ¿Cuántos átomos posee el óxido perclórico?
I. Óxido de plomo (IV) II. Óxido de selenio (VI)
a) 2 d) 6
______________ ______________
a) CO b) NO d) Cl 2O7 e) Na
______________________ ______________________
__________________ __________________
a) 0 d) 3
3
O 2
b) 1 e) 5
c) 2
14. Ordene en forma creciente de su atomicidad. I. Óxido niqueloso II. Óxido sulfuroso III. Óxido nítrico (N → No metal)
9. Señala el nombre en el sistema tradicional: I. CuO II. SnO
c) SO
2
13. En el óxido carbónico. ¿Cuántos enlaces tipo dativo se presentan?
8. Indica la fórmula de: I. Óxido sulfúrico II. Óxido niquélico
c) 5
12. Indica el óxido con menor estado de oxidación para el no metal.
7. Indica el nombre en el sistema STOCK. I. Cl2O3 II. SeO
b) 3 e) 9
__________________ __________________
a) I, II y III b) II, I y III d) II, III y I e) III, I y II
10. Indique el estado de oxidación del níquel en NiO.
c) I, III y II
15. ¿Cuántos electrones libres posee el óxido sulfuroso?
Rpta: _____________
a) 6 d) 16
Actividades complementarias
b) 8
c) 12
e) 4
Investiga un poco más: • Utilizando tu Tabla Periódica y los estados de oxidación complete el siguiente: IUPAC
Stock
Tradicional
Co2O3 P2O5 Mn2O3 CrO3 I2O7
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UNIDAD IV
HIDRÓXIDOS Y ÁCIDOS OXÁCIDOS a n ar _ 5 4 6 4 9 0 1 2 1 0 9 0 0 2 /c ir d ce o g ie d / 4 5 3 p p /s m u lb a / m o c. t e ck u b to o h p . 7 2 4i / :/ p tt h
g jp . a n o d o m o c
La presencia en exceso de ácidos o hidróxidos puede alterar a muchos organismos.
Bases o hidróxidos (álcalis) Son compuestos que se sintetizan mediante la combinación de un óxido básico y agua. Su fórmula general es M(OH)m, siendo "M" el símbolo del metal y "m" la valencia del metal. Su reacción de síntesis es: M2Om + m H2O → 2 M(OH)m Su nomenclatura consiste en nombrar la palabra "hidróxido" seguida de la partícula "de" y a continuación el nombre del metal. Si el metal es monovalente también se utiliza como nombre la palabra "hidróxido" seguida del nombre del metal terminado en "ico". Si el metal es polivalente se utilizan los prefijos "oso" e "ico" para nombrar los hidróxidos con la menor y mayor valencia, respectivamente. Una nomenclatura más sencilla indica el estado de oxidación del metal en números romanos encerrado entre paréntesis a la derecha del nombre del metal. El hidróxido de sodio o soda cáustica, NaOH, es muy utilizada en limpiezas de cañerías por su fortaleza alcalina; el hidróxido de calcio o cal apagada, Ca(OH)2, es utilizada como un agente blanqueador de paredes; el hidróxido de aluminio, Al(OH)3 y el hidróxido de magnesio, Mg(OH) 2, son las bases constituyentes de los antiácidos comerciales; el hidróxido ferroso o hidróxido de hierro (II), Fe(OH)2, tiene poca importancia comercial, y el hidróxido férrico o hidróxido de hierro (III), Fe(OH) 3, se usa para purificar el agua, como contraveneno del arsénico, como absorbente en tratamientos químicos y como pigmento; el hidróxido cúprico se usa como pigmento para teñir el papel. Colegios
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Química Oxácidos o ácidos ternarios Son compuestos que resultan de la combinación de un óxido ácido y agua. Se les conoce como ácidos ternarios porque contienen hidrógeno, oxígeno y un no metal. Sus reacciones de síntesis son diferentes de acuerdo al estado de oxidación del no metal y al grado de hidratación de este. Su nomenclatura es similar a la de los óxidos ácidos, cambiándose el nombre de óxido por la palabra "ácido" y utilizándose los correspondientes prefijos y sufijos. El ácido carbónico, H2CO3, se forma en el medio fisiológico cuando el anhídrido carbónico del aire es absorbido por el agua; el ácido nitroso, HNO 2, y el ácido nítrico, HNO 3, se pueden formar al combinarse los óxidos nitrogenados, liberados industrialmente a la atmósfera, con el vapor de agua del aire produciendo lluvia ácida, de igual manera que los óxidos de azufre producen los ácidos sulfuroso, H 2SO3, y sulfúrico, H SO . Los oxoácidos halogenados son agentes oxidantes utilizados como agentes blanqueadores y 4 2 desinfectantes como el ácido hipocloroso, HClO. Nomenclatura III A, IV A, V A, VI A, VII A Ácido hiponometaloso. Ejemplo: HClO Ácido no metaloso. Ejemplo: HNO2 H2SO3 HClO2 Ácido no metálico. Ejemplo: H3BO3 H2CO3 HNO3 H2SO4 HClO3 Ácido pernometálico. Ejemplo: HClO4
Nomenclatura de oxoácidos Los óxidos de fósforo srcinan tres ácidos fosforosos y fosfóricos debido a sus tres grados de hidratación. Si estos óxidos se combinan con una molécula de agua forman los ácidos metafosforoso, HPO2, y metafosfórico, HPO3, al combinarse con dos moléculas de agua forman los ácidos pirofosforoso, H 4P2O5, y pirofosfórico, H4P2O7, y al combinarse con tres moléculas de agua forman los ácidos ortofosforoso, H3PO3, y ortofosfórico, H3PO4. Loscomo ácidos y ortofosfórico importantes por su presencia en estructuras orgánicas fosforiladas el pirofosfórico adenosín difosfato o ADP, elson adenosín trifosfato, ATP, conocida esta última como la moneda energética celular porque es la molécula donde biológicamente se almacena la energía liberada en los procesos productores de energía.
Sabías que: El plátano no engorda •
Muy al contrario, por su riqueza en potasio ayuda a equilibrar el agua del cuerpo al contrarrestar el sodio y favorecer la eliminación de líquidos por lo que resulta una fruta muy adecuada para los que quieran eliminar peso, favoreciendo los regímenes de adelgazamiento. Por otra parte la eliminación de agua y sodio del cuerpo resulta esencial para el tratamiento de ciertas enfermedades, como la hipertensión , la gota, enfermedades reumáticas, etc. Además el potasio es un mineral que interviene en la regulación de los líquidos buen estado de los nervios, el corazón y de los músculos. Favorece, pues, la recuperación en estados de nerviosismo y depresión, previene los calambres musculares, fortalece los músculos, mejora la circulación, previniendo las embolias y aumenta el ritmo cardíaco en casos de debilidad cardíaca. Su riqueza en cinc puede aprovecharse para fortalecer el cabello, ayudando a prevenir la caída. Su contenido en pectina, que es más grande que el que posee la manzana, y fibra resulta muy interesante para el tratamiento del colesterol,
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/ r a. m o c. a n a sn o ci a t n e m il .a w w w / :/ p t t h
tm .h a d r o g n e 02 % a n a an b s/ e d a d e v o n /s e n io c a rm o f n i
Tercer año de secundaria 177
51
UNIDAD IV
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición Los hidróxidos son compuestos ternarios. II. Los ácidos oxácidos provienen de un óxido básico.
Explicación
I.
2. Completa: La combinación de un óxido ____________________ con el agua forma un hidróxido. 10. Indica el nombre de:
3. Relaciona: I. NaOH II. HClO
A. Óxido B. Hidróxido
C. Oxácido Rpta: _____________
4. Indica la fórmula de: I. Hidróxido de Plomo (IV) _______________ II. Hidróxido de Hierro (III) _______________
I. HNO 2 II. H 2CO3
________________ ________________
11. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido de magnesio? a) 3 d) 7
b) 4 e) 9
c) 5
12. Determina el número de enlaces tipo sigma en el ácido sulfúrico. 5. Indica el nombre de los compuestos en el sistema STOCK: I. Sn(OH)2 ______________________ II. Ni(OH) 3 ______________________ 6. Muestra la fórmula de los compuestos: I. Dihidróxido de cobre _________________ II. Trihidróxido de cobalto ________________
a) 4 d) 7
b) 5 e) 8
c) 6
13. El óxido de un metal posee cinco átomos ¿Cuántos átomos posee el hidróxido de un metal? a) 5 d) 11
b) 7 e) 13
c) 9
7. ¿Cuál es el nombre del compuesto indicado, en 14. ¿Cuántos enlaces dativos posee el ácido el sistema IUPAC? nítrico? I. AuOH ______________________ a) 0 b) 1 c) 2 II. Bi(OH) 3 ______________________ d) 3 e) 4 8. ¿Qué nombre recibe cada hidróxido en el 15. Ordene en forma creciente a la atomicidad los sistema tradicional? siguientes compuestos: I. NaOH __________________ I. Ácido fosfórico II. Pb(OH) 2 __________________ II. Ácido nitroso 9. Señala la fórmula de: III. Ácido sulfúrico I. Ácido perclórico II. Ácido sulfuro Colegios
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_______________ _______________
a) I,II y III b) II, I y III d) III, II y I e) II, III y I
c) III, I y II
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Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición Los hidróxidos son compuestos binarios. II. Los ácidos oxácidos provienen de un óxido ácido.
Explicación
I.
2. Completa: La combinación de un óxido ____________________ con el agua forma un ácido oxácido. 8. ¿Qué nombre recibe cada hidróxido en el sistema tradicional?
3. Relaciona: I. HNO2 II. KOH
A. Óxido B. Hidróxido C. Oxácido Rpta: _____________
4. Señala la fórmula de los siguientes compuestos: I. Hidróxido de Plomo (II) _______________ II. hidróxido de Hierro (II) _______________
5. Indica el nombre de los compuestos en el sistema STOCK: I. Sn(OH)4 II. Ni(OH) 2
______________________ ______________________
I.
KOH II. Pb(OH)
__________________ __________________
4
9. Señala la fórmula de: I.
Ácido clórico II. Ácido sulfúrico
________________ ________________
10. Indica el nombre de: I. HNO 3 II. H 2SO3
________________ ________________
11. ¿Cuántos átomos posee el hidróxido de aluminio? a) 3 d) 7
b) 4 e) 9
c)
5
6. Muestra la fórmula de los compuestos: 12. Determina el número de enlaces tipo sigma en el ácido sulfuroso. I. Dihidróxido de mercurio ______________ II. Trihidróxido de niquel _______________
a) 4 d) 7
b) 5 e) 8
c) 6
7. ¿Cuál es el nombre del compuesto indicado, en el sistema IUPAC? 13. El óxido de un no metal posee siete átomos ¿Cuántos átomos posee el ácido de dicho no metal? I. Au(OH)3 ______________________ II. Bi(OH) 5 ______________________ a) 5 b) 7 c) 9 d) 11 www.trilce.edu.pe
e) 13 Tercer año de secundaria 179
51
UNIDAD IV
14. ¿Cuántos enlaces dativos posee el ácido 15. Ordene en forma creciente a la atomicidad los nitroso? siguientes compuestos: I. Ácido fosforoso II. Ácido nítrico a) 0 b) 1 c) 2 III. Ácido sulfuroso d) 3 e) 4 a) I,II y III b) II, I y III c) III, I y II d) III, II y I e) II, III y I
Actividades complementarias
Investiga un poco más: • Utilizando la Tabla Periódica y los estados de oxidación determina los nombres en el sistema IUPAC y tradicional de los compuestos mostrados. IUPAC
Stock
Tradicional
HClO2 Cu(OH)2 H2SO2 Au(OH)3 HIO
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6
Química
UNIDAD IV
FUNCIONES INORGÁNICAS a n ra _ 5 4 6 4 9 0 1 2 1 0 9 0 0 2 /c ri d e c o g e i /d 4 5 3 p p /s m u lb a / m o c t. e kc u b o t o h .p 7 2 4i / :/ p tt h
g p j a. n o d o m o c
En la formación de nuevos seres, se utilizan una serie de sustancias químicas inorgánicas y orgánicas.
Los compuestos inorgánicos presentan gran variedad de estructuras. Según el número de átomos que componen las moléculas, estas se clasifican en: • Monoatómicas: constan de un sólo átomo, como las moleculas de gases nobles (He, Ne, Ar, Xe y Kr). • Diatómicas: constan de dos átomos. Son diatómicas las moléculas gaseosas de la mayoría de elementos químicos que no forman parte de los gases nobles, como el dihidrógeno (H 2) o el dioxígeno (O2); así como algunas moléculas binarias (óxido de calcio). • Triatómicas: constan de tres átomos, como las moléculas de ozono (O3), agua (H2O) o dióxido de carbono (CO2). • Poliatómicas: contienen cuatro o más átomos, como las moléculas de fósforo (P4) o de óxido férrico (Fe2O3).
Compuestos binarios Óxidos Los óxidos son compuestos que resultan de la unión de oxígeno (O 2-) con cualquier elemento de la Tabla Periódica sea metal (óxidos básicos) o no metal (óxidos ácidos). Las nomenclaturas son las comunes, la Stock y la IUPAC. Ejemplos de óxidos: • Óxido de cloro (VII): Cl2O7 • Óxido de boro: B2O3 • Dióxido de carbono: CO2 • Dióxido de silicio: SiO2 www.trilce.edu.pe
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61
UNIDAD IV
Peróxidos Los peróxidos son compuestos que resultan de la unión del grupo peróxido (-O-O- o O2-2) con un metal. En los peróxidos, el oxígeno tiene un número de oxidación o valencia -1. Se nombran utilizando el termino «peróxido» seguido del nombre del metal. Ejemplos de peróxidos: • • • •
Peróxido de oro (III): Au2(O2)3 Peróxido de plomo (IV) = Pb(O2)2 Peróxido de estaño (IV) = Sn(O2)2 Peróxido de litio = Li2O2
Compuestos ternarios Hidróxidos Los hidróxidos son los resultantes de la unión de un grupo hidróxido o hidroxilo con un metal. se nombran usando el termino «hidróxido» (OH -) seguido del nombre del metal mediante la nomenclatura Stock o la I.U.P.A.C. Ejemplos de hidróxidos: • • • •
Hidróxido de plomo (IV): Pb(OH)4 Hidróxido de sodio: NaOH Hidróxido de cobalto (III): Co(OH)3 Hidróxido de germanio (IV): Ge(OH)4
Oxácidos Los oxácidos son compuestos ternarios que se forman al combinarse un anhídrido (óxido ácido) con el agua. La mayoría de ellos responden a la fórmula general HaXbOc, donde X es ordinariamente un no-metal, aunque también puede ser un metal de transición con número de oxidación superior a 4.
Sabías que: •
El hipoclorito de sodio o hipoclorito sódico, (cuya disolución en agua es conocida popularmente como agua lavandina, cloro, lejía, agua de Javel o agua Jane) es un compuesto químico, fuertemente oxidante, su fórmula es NaClO.
•
Contiene el cloro en estado de oxidación +1 y por lo tanto es un oxidante fuerte y económico. Debido a esta característica destruye muchos colorantes por lo que se utiliza como blanqueador. Además se aprovechan sus propiedades desinfectantes. En disolución acuosa sólo es estable a pH básico. Al acidular en presencia de cloruro libera cloro elemental, que en condiciones normales se combina para formar el gas dicloro, tóxico. Por esto debe almacenarse alejado de cualquier ácido
•
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Química Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. La combinación de un óxido ácido con agua produce un hidróxido. II. El proceso de oxidación de un metal produce un óxido.
Explicación
2. Completa: Al combinar un metal con ____________________ se forma un óxido ____________________.
3. Relaciona:
7. Señale la fórmula para cada compuesto:
I. KOH II. HClO
A. Óxido B. Hidróxido
C. Óxácido Rpta: _____________
I. Óxido de azufre (VI) __________________ II. Hidróxido de estaño (IV) _______________ III. Ácido nitroso _______________ IV. Óxido de manganeso (VII) ______________
4. Nombra a los siguientes compuestos en el 8. Menciona el nombre de cada compuesto, en el sistema I.U.P.A.C: sistema tradicional: I. N2O4 _____________________ III. CuO _____________________ II. Bi(OH) 3 _____________________ IV. HNO 2 _____________________
5. Formula a los siguientes compuestos: I. Pentóxido de dicloro ______________ II. Dihidróxido de cobre ______________ III. Monóxido de carbono ______________ IV. Ácido sulfúrico ______________
6. Indica el nombre de cada compuesto en el sistema STOCK I. Cl2O5 III. Ni 2O3 II. Pb(OH) IV. HClO 4
2
_____________________ _____________________ _____________________ _____________________
I.
Óxido sulfuroso __________________ II. Ácido perclórico __________________ III. Óxido de sodio __________________ IV. Hidróxido plumboso __________________
9. Completa las siguientes reacciones: I. II. III. IV.
Magnesio + oxígeno → _______________ Óxido de sodio + agua →______________ Óxido de azufre (VI) + agua → _________ Potasio + oxígeno → _________________
10. De los mencionados ¿cuáles son óxidos básicos? I.
BaO
III. Na2O
11. Si el hidróxido de un metal es pentatómico ¿cuántos átomos posee el óxido de dicho metal? a) 2 d) 5
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II. N2O
b) 3 e) 7
c) 4
Tercer año de secundaria 183
61
UNIDAD IV
12. De los mencionados ¿cuáles forman la leche de 14. ¿Cuántos enlaces dativos posee el óxido de magnesia? azufre (IV)? I. NaOH II. Mg(OH)2 III. Mn(OH)3 a) 0 b) 1 c) 2 a) Solo I b) Solo II c) Solo III d) 3 e) 5 d) I y II e) I y III 13. ¿Cuál es la atomicidad del hidróxido de manganeso (III)? 3a) d) 9
b
5
c) 7
e) 11
15. En el ácido sulfurico. ¿Cuántos electrones se encuentran libre de enlace? a) 12
b) 16
d) 24
e) 30
c) 20
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. La combinación de un óxido básico con agua produce un hidróxido. II. El proceso de oxidación de un no metal produce un óxido.
Explicación
2. Completa: Al combinar un no metal con ____________________ se forma un óxido ____________________.
6. Indica el nombre de cada compuesto en el sistema STOCK
3. Relaciona: I. MgO II. NaOH
A. Óxido B. Hidróxido
C. Oxácido Rpta: _____________
I. Cl 2O7 _____________________ III. NiO _____________________ II. Pb(OH) 4 _____________________
4. Nombra a los siguientes compuestos en el 7. Señale la fórmula para cada compuesto: sistema I.U.P.A.C I. Óxido de azufre (IV) ________________ II. Hidróxido de estaño (IV) ________________ I. N2O _____________________ III. Óxido de manganeso (VI)_______________ III. Cu 2O _____________________ II. Bi(OH) _____________________ IV. HNO3 5 _____________________ 8. Escriba la fórmula de cada compuesto: 5. Fórmula a los siguientes compuestos: I. Pentóxido de diyodo _______________ II. Dihidróxido de hierro ________________ III. Monóxido de azufre ________________ IV. Trioxocarbonato (IV) de hidrógeno ______
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TRILCE 184
I. Óxido hiposulfuroso ________________ II. Ácido clórico _______________ III. Óxido de estroncio _______________ IV. Hidróxido plúmbico __________________
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Química 9. Completa las siguientes reacciones: I. II. III. IV.
calcio + oxígeno → _______________ óxido de potasio + agua →___________ óxido de azufre (IV) +agua → ________ litio + oxígeno → _________________
10. De los mencionados ¿Cuáles son óxidos ácidos? I.
BaO
II. N2O
III. Na2O
11. Si el hidróxido de un metal es heptatómico ¿cuántos átomos posee el óxido de dicho metal? a) 2 d) 5
b) 3 e) 7
c) 4
12. De los mencionados ¿cuáles forman la soda cáustica? I. NaOH II. Mg(OH)2 III. Mn(OH)3
a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) I y III
c) Solo III
13. ¿Cuál es la atomicidad del hidróxido de manganeso (II)? 3a) d) 9
b 5 e) 11
c) 7
14. ¿Cuántos enlaces dativos posee el óxido de azufre (VI)? a) 0 d) 3
b) 1 e) 5
c) 2
15. En el ácido perclórico. ¿Cuántos electrones se encuentran libre de enlace? a) 12 d) 22
b) 16 e) 30
c) 20
Actividades complementarias
Investiga un poco más:
Materiales: - Cinta de Magnesio - Agua destilada - Cerilla - Pinzas Procedimiento: Se coge con las pinzas la cinta de magnesio y con la otra mano se
acerca una cerilla encendida hasta provocar la combustión de la cinta. El polvo blanco formado se coloca en agua destilada caliente y se forma una solución lechosa. Identifica al óxido de magnesio y al hidróxido de magnesio.
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Tercer año de secundaria 185
71
UNIDAD IV
HIDRUROS Y ÁCIDOS HIDRÁCIDOS
g p .j 7 9 86 9 4 9 25 1 / 3 45 5 3 s/ ai c ti o /n s o ri a u s u /s e n ge a m i / m o .c ia d e b o gl/ :/ p tt h
En muchas oportunidades se ha arrojado los materiales inorgánicos al espacio para evitar la contaminación del planeta Tierra.
Leemos: El amoníaco, a temperatura ambiente, es un gas incoloro de olor muy penetrante y nauseabundo. Se produce naturalmente por descomposición de la materia orgánica y también se fabrica industrialmente. Se disuelve fácilmente en el agua y se evapora rápidamente. Generalmente se vende en forma líquida. La cantidad de amoníaco producido industrialmente cada año es casi igual a la producida por la naturaleza. El amoníaco es animales. producidoElnaturalmente el suelopara pormuchos bacterias, por plantas y animales en descomposición y por desechos amoníaco esen esencial procesos biológicos. La mayor parte (más del 80%) del amoníaco producido en plantas químicas es usado para fabricar abonos y para su aplicación directa como abono. El resto es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa y papel, alimentos y bebidas, productos de limpieza domésticos, refrigerantes y otros productos. También se usa en sales aromáticas. Su nombre fue dado por el químico sueco Torbern Bergman al gas obtenido en los depósitos de sal cerca del templo de Amón, en Libia y viene del griego, ammoniakón, que significa lo perteneciente a Amón. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Amon%C3%ADaco
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TRILCE 186
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Química Hidruros Son compuestos binarios que se obtienen de la combinación de un elemento con el hidrógeno. Puede ser hidruro metálico o hidruro no metálico. Grupo Valencia
IA 1
IIA 2
IIIA 3
IVA 4
VA
VIA 3
VIIA 2
1
Ácidos hidrácidos o Ácidos Binarios Son compuestos que resultan de la combinación de hidrógeno y algunos no metales como los halógenos (Grupo VII A) y los anfígenos (Grupo VI A). En estado natural son gases solubles en agua que se nombran enunciando el nombre del no metal terminado en "uro" seguido de la palabra hidrógeno. Sus soluciones acuosas se nombran con la palabra "ácido" seguida del nombre del no metal terminado en "hídrico". El ácido fluorhídrico, HF, se utiliza para grabar leyendas sobre vidrios; el ácido clorhídrico, HCI, es un componente abundante del jugo gástrico y se usa como agente de limpieza, en grado comercial se conoce como "ácido muriático"; el sulfuro de hidrógeno, H2S, es un gas de olor a huevo podrido muy característico; el ácido yodhídrico, HI, es también un agente desinfectante. Existen los compuestos que resultan de la combinación entre hidrógeno y no metales del grupo VA, que se diferencian de los anteriores en que son de carácter básico y de acción tóxica como el amoniaco, NH 3, la fosfina o fosfamina, PH3 y la arsina, AsH 3. Se conocen, además, el compuesto de nombre silano, SiH4, y los hidrocarburos resultantes de combinaciones entre hidrógeno y carbono, como el metano CH 4.
Sabías que: •
•
•
•
Los jugos gástricos en el estómago humano contienen aproximadamente el 3 % de ácido clorhídrico. Allí ayuda a coagular las proteínas y desempeña un papel importante como coenzima de la pepsina en su digestión. También ayuda en la hidrólisis de los polisacáridos presentes en la comida. Es secretado por las células parietales. Estas contienen una extensiva red de secreción desde donde se secreta el HCl hacia el lumen del estómago. Diversos mecanismos previenen el daño del epitelio del tracto digestivo por este ácido: - Reguladores negativos de su salida. - Una gruesa capa mucosa que cubre al epitelio. - Bicarbonato de sodio secretado por las células epiteliales gástricas y el páncreas. - La estructura del epitelio. - Un abastecimiento sanguíneo adecuado. - Prostaglandinas (con múltiples efectos: estimulan las secreciones mucosas y de bicarbonato, mantienen la integridad de la barrera epitelial, permiten el adecuado flujo sanguíneo, estimulan la reparación de las membranas de la mucosa dañadas). Cuando, por alguna razón, estos mecanismos fallan, se pueden producir pirosis o úlceras. Existen drogas llamadas inhibidores de bombas de protones que previenen que el cuerpo produzca exceso de ácido en el estómago, mientras que los antiácidos pueden neutralizar el ácido existente. También puede ocurrir que no se produzca suficiente cantidad de ácido clorhídrico en el estómago. Estos cuadros patológicos son conocidos por los términos hipoclorhidria y aclorhidria y pueden conducir a una gastroenteritis.
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Tercer año de secundaria 187
71
UNIDAD IV
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Los hidruros son compuestos ternarios. II. Los ácidos hidrácidos son compuestos binarios.
Explicación
2. Completa: La combinación de un ____________________ con el hidrógeno se forma un ____________________ metálico. 3. Relaciona: I. NaH A. Hidruro no metálico II. HBr B. Hidruro metálico C. Hidrácido Rpta: _____________ 4. Indica los nombres de: I.
PH II. HI
3
____________________ ____________________
5. Señala la fórmula de: I.
Hidruro de carbono II. Hidruro de selenio
______________ ______________
_____________________ _____________________
I. Ácido selenhídrico __________________ II. Ácido bromhídrico __________________ 8. Determina el número de enlaces covalentes en el metano.
Rpta: ____________________ 9. Halla la cantidad de electrones libres de enlace en el amoniaco. Rpta: ____________________ TRILCE 188
11. El término acuoso significa: _______________________________________ 12. Indique la atomicidad del hidruro de arsénico a) 2
b) 3
c) 4
e) 6
13. ¿Qué ácido se forma de la reacción de cloruro de sodio con ácido sulfúrico? a) HCl d) HBr
7. Formula a:
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Rpta: ____________________
d) 5
6. Nombra a: I. HCl (ac) II. H 2S(ac)
10. ¿Cuántos enlaces tipo sigma posee el compuesto fosfina?
(ac) (ac)
b) H2S(ac) c) NaOH e) H2Se(ac)
14. De los mencionados ¿cuáles pueden formar a un ácido? I.
Na2O
a) I y II d) Solo II
II. SO3 b) II y III e) Solo III
III. HBr c) I y III
15. ¿Qué hidruro es capaz de presentar cinco átomos? I. Hidruro de arsénico II. Hidruro de silicio III. Hidruro de boro a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) I, II y III
c) solo III
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Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Los hidruros son compuestos binarios. II. Los ácidos hidrácidos son compuestos ternarios.
Explicación
2. Completa: La combinación de un ____________________ con el hidrógeno se forma un ____________________ no metálico. 3. Relaciona: I. HCl(ac) A. Hidruro no metálico II. PH3 B. Hidruro metálico C. Hidrácido Rpta: _____________ 4. Indica los nombres de: I.
AsH3
II. HF
_____________________ _____________________
5. Señala la fórmula de: I. Hidruro de calcio ___________________ II. Hidruro de sodio ___________________
Rpta: ____________________ 11. El término disuelto en agua se representa por la palabra: ________________________________________ 12. Indique la atomicidad del hidruro de potasio. a) 2 d) 5
_____________________ _____________________
7. Fórmula a: I. Ácido sulfhídrico ____________________ II. Ácido yodhídrico ____________________
b) 3 e) 6
c) 4
13. ¿Qué ácido se forma de la reacción de cloruro de sodio con ácido sulfúrico? a) HCl d) HBr
6. Nombra a: I. HBr (ac) II. H 2Se(ac)
10. ¿Cuántos enlaces tipo sigma posee el compuesto amoniaco?
(ac) (ac)
b) H2S(ac) c) NaOH e) H2Se(ac)
14. De los mencionados ¿cuáles pueden formar a un hidróxido? I. Na 2O II. SO3 III. HBr a) I y II
b) II y III
d) Solo I
e) Solo III
c) I y III
15. ¿Qué hidruro es capaz de presentar cuatro átomos? I. Hidruro de arsénico Rpta: ____________________ II. Hidruro de silicio III. Hidruro de boro 9. Halla la cantidad de electrones libres de enlace en la fosfina. a) Solo I b) Solo II c) solo III Rpta: ____________________ d) I y III e) I, II y III 8. Determina el número de enlaces covalentes en el silano.
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Tercer año de secundaria 189
71
UNIDAD IV
Actividades complementarias
Investiga un poco más: Preparación y usos del nitrógeno El nitrógeno elemental se obtiene en cantidades comerciales por destilación fraccionada de aire liquido. A causa de su baja reactividad se usan grandes cantidades de N2 para excluir el O2 durante el almacenamiento y empaque de alimentos, en la manufactura de productos químicos, fabricación de metales, etc. En forma liquida se lo utiliza como medio de enfriamiento para congelar alimentos con rapidez. El mayor uso esta destinado en la manufactura de fertilizantes nitrogenados los cuales proporcionan una fuente de nitrógeno fijado. Compuestos hidrogenados de nitrógeno El amoníaco (NH3) es uno de los compuestos mas importantes de nitrógeno. Es un gas tóxico incoloro que tiene un olor irritante característico. En el laboratorio se puede preparar por la acción del NaOH con una sal de amonio (NH4). El ion NH4+ que es el ácido conjugado del amoniaco (NH 3) transfiere un protón al OH-. El NH3 resultante es volátil y se expulsa de la solución por calentamiento moderado: NH4Cl(ac) + NaOH(ac) → NH3(g) + H2O(l) + NaCl(ac) La producción comercial de NH3 se lleva a cabo por el proceso haber: N 2(g) + 3 H2(g) → 2NH3(g) Óxidos y oxiácidos de nitrógeno El nitrógeno forma tres óxidos comunes:
•
•
Óxido nitroso (N2O): se conoce también como gas hilarante, gas incoloro, fue la primera sustancia utilizada como anestésico general. Se emplea como gas comprimido en varios aerosoles y espumas. Se lo puede preparar en el laboratorio por calentamiento de amonio (NH 4NO3) a 200°. NH4NO3(s) → N2O(g) + 2 H2O(g) Óxido nítrico (NO): gas incoloro pero a diferencia del oxido nitroso, es ligeramente tóxico. Se lo puede preparar en el laboratorio por reducción del ácido nítrico usando cobre o hierro como agente reductor.
3 Cu(s) + 2NO3-(ac) + 8 H+(ac) → 3Cu+2(ac)+ 2NO(g) + 4 H2O(l) •
Dióxido de nitrógeno (NO2): gas de color amarillento constituyente importante del smog, venenoso y de olor asfixiante. Los dos oxiácidos comunes del nitrógeno son:
Ácido nítrico (NO3): líquido corrosivo incoloro, las soluciones suelen tomar un color ligeramente amarillento como resultado de la formación de pequeñas cantidades de NO 2. por descomposición fotoquímica. Es un ácido fuerte y poderoso agente oxidante, ataca casi todos los metales excepto el oro (Au) y platino (Pt) 4 NH3(ac) → 4 NO2(g) + O2(g) + 2 H2O(l) 2 : menos estable que el ácido nítrico, se produce normalmente por la acción de Ácido nitroso un ácido fuerte(HNO como )el ácido sulfúrico (H 2SO4) sobre una solución fría de una sal de nitrito como en nitrito de sodio (NaNO 2). Aunque el nitrógeno molecular es un componente principal del la atmósfera terrestre no es fuente apropiada de nitrógeno para la mayoría de los organismos debido a que la molécula de este elemento es químicamente inerte. Desde el punto de vista nutritivo, casi todos los animales, plantas superiores y microorganismos dependen del nitrógeno combinado. Este, en forma de amoniaco, nitrato y compuestos orgánicos, es relativamente escaso en los suelos y en las aguas y con frecuencia su concentración es el factor limitante para el crecimiento de los organismos vivos. Las transformaciones cíclicas de las sustancias nitrogenadas incluida la mineralizaron de los compuestos orgánicos de
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Química nitrógeno tienen por lo tanto una importancia extraordinaria en el recambio total de este elemento en la biosfera. Asimilación; redominantemente las plantas verdes asimilan nitrógeno como nitrato, si bien el amoniaco puede también servir como fuente de nitrógeno. El nitrógeno que se asimila bajo la forma de nitrato tiene que ser reducido en la célula a amoniaco para que pueda incorporarse como grupo amino a dos aminoácidos: el ácido glutamico y ácido apartijo. Estos dos aminoácidos son los precursores de todos los compuestos nitrogenados de la materia viva. Las proteínas y ácidos nucleicos son los principales componentes nitrogenados del material celular. Transformaciones del nitrógeno orgánico y formación de amoniaco. Los compuestos orgánicos nitrogenados que sintetizan las plantas son utilizados como fuentes de nitrógeno por todo el reino animal. Cuando los animales asimilan materias vegetales, hidrolizan en mayor o menor grado los complejos compuestos nitrogenados pero el nitrógeno queda en su mayor parte en forma orgánica reducida. La excreción del nitrógeno varia según los grupos: los invertebrados excretan predominantemente amoniaco, en tanto que los vertebrados eliminan además productos orgánicos. El ser humano (como los animales) eliminan el nitrógeno en forma de urea. La urea que desechan los animales es rápidamente mineralizada por microorganismos del suelo transformándola en CO2 y NH3. Algunos grupos de bacteria que producen la ureasa están adaptados especialmente para llevar a cabo esta reacción, por lo tanto se benefician no solo por obtener una fuente de amoniaco sino por provocar la inhibición de otros microorganismos que no resisten ambientes alcalinos. Cuando una planta o animal muere las sustancias que componen sus cuerpos son atacadas por microorganismos, y los compuestos nitrogenados se descomponen formando amoniaco. Parte de ese nitrógeno es asimilado por los microorganismos pasando a formar parte de los componentes del a célula microbiana. Al morir estas células el nitrógeno se convierte en amoniaco nuevamente. Amonificación, consiste en la hidrólisis de proteínas y ácidos nucleicos con liberación de aminoácidos y bases orgánicas nitrogenadas. Estos compuestos se descomponen por respiración o fermentación. Nitrificación, es la conversión de amoniaco en nitrato, forma en que el nitrógeno es asimilado por las plantas. La nitrificación tiene lugar en dos fases: La primera, el amoniaco es oxidado a nitrito por la acción de los organismos del grupo Nitrosomas. La segunda, el nitrito es oxidado a nitrato por acción de los organismos del grupo Nitrobacter. Como consecuencia de la acción combinada de estas bacteria, el amoniaco que se forma durante la mineralizacion de la materia orgánica se oxida rápidamente a nitrato, que es la principal sustancia nitrogenada del suelo. Desnitrificación, muchos tipos de bacterias usan nitrato en lugar de oxigeno como aceptor final de hidrógeno. Cuando, a consecuencia de la respiración de las bacterias, la materia orgánica del suelo se descompone y el ambiente se hace anaerobio, el nitrato que puede haber principal producto de la desnitrificación es el nitrógeno molecular. Por lo tanto, por medio de este proceso, el nitrógeno es removido del suelo y se convierte en gas pasando nuevamente a la atmósfera.
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UNIDAD IV
SALES g p j s. le sa / 30 / 9 0 02 /s d a o l p /u t n e t n o cp /w m o c l. rga e t n i at ivs e r a .l w w w / /: tp t h
Las sales inorgánicas son necesarias en nuestro cuerpo por los electrolitos que aportan.
Leemos: La sal proporciona a los alimentos uno de los sabores básicos, el salado pudiéndolo percibir debido a que en la lengua poseemos receptores específicos para su detección. El consumo de sal modifica nuestro comportamiento frente a los alimentos ya que es un generador del apetito y estimula su ingesta. Se emplea fundamentalmente en dos áreas: como condimento de algunos platos y como conservante en los salazones de carnes y pescado (incluso de algunas verduras), así como en la elaboración de ciertos encurtidos. Desde el siglo XIX, el uso industrial de la sal se ha diversificado e interviene en multitud de procesos como por ejemplo en la industria del papel (Hidróxido de sodio -NaOH-), la elaboración de cosméticos, la industria química, etcétera. En el siglo XXI la producción mundial de sal total destinada a consumo humano no alcanza el 25% de la producción total. Fuente: http://es.wikipedia.org/wiki/Sal
Sales Las sales son compuestos que resultan de la combinación de un ácido con una base. Se clasifican en oxisales y haloideas según que provengan de un oxácido o un ácido hidrácido. Las sales oxisales son ternarias porque contienen metal, oxígeno e hidrógeno, mientras que las sales hidrácidas son binarias porque solo contienen hidrógeno y un no metal. Sales binarias De acuerdo a su composición, resultan de la combinación de un metal con un no metal de los grupos VA y VIA. Se consideran derivadas de los ácidos hidrácidos mediante la sustitución de sus hidrógenos por átomos de elementos metálicos. Su nomenclatura consiste en nombrar el no metal terminado en "uro" seguido del nombre del metal. Colegios
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Química El cloruro de sodio o sal de cocina, NaCI, es el soluto del denominado suero fisiológico, utilizado para propósitos de rehidratación además de agente de limpieza nasal; el yoduro de potasio, KI, es un componente importante de las soluciones yodadas utilizadas para uso antiséptico; el cloruro de calcio, CaCl 2, y el cloruro de potasio, KCl, son componentes importantes de soluciones electrolíticas usadas con propósitos clínicos para recuperación fisiológica de los iones correspondientes; los cloruros de hierro y cobre se utilizan con propósitos analíticos de reconocimiento de algunos compuestos orgánicos; algunos sulfuros y seleniuros tienen propiedades curativas para algunos tipos de acné. Del ácido sulfhídrico se derivan sales ácidas porque en su fórmula molecular contienen un hidrógeno como el NaHS, y se nombra como sulfuro ácido de sodio o bisulfuro de sodio. Las sales ácidas se forman a partir de aquellos ácidos que contienen en su fórmula molecular varios átomos de hidrógeno.
Sales oxisales Al igual que las sales hidrácidas, las sales oxisales pueden ser neutras y ácidas. Las que no contienen hidrógenos en su fórmula molecular son sales neutras, y las que contienen hidrógenos son sales ácidas. Los ácidos que solo contienen un hidrógeno en su fórmula molecular, como el nítrico y el hipocloroso, se denominan monopróticos y srcinan sales neutras; mientras que los que contienen varios hidrógenos como el carbónico, el sulfúrico y el fosfórico, se denominan polipróticos y pueden srcinar sales neutras o ácidas. La nomenclatura de las oxisales consiste en el nombre del oxácido de donde proviene terminado en "ito" o "ato" según que provenga de un ácido cuyo nombre termine en "oso" o "ico, seguido de la partícula "de" y a continuación el nombre del metal. Si el metal es polivalente se agregan los sufijos "oso" e "ico" para la menor y mayor valencia, respectivamente. A partir del ácido carbónico se srcinan la sal neutra, Na 2CO3, carbonato de sodio, y la sal ácida, NaHCO 3, utilizada como antiácido porque también puede reaccionar con el ácido clorhídrico del jugo gástrico; el nitrito de potasio, KNO2, y el nitrato de potasio, KNO 3, se agregan a los alimentos como preservativos de los envasados al vacío como carnes, jugos y conservas; del ácido sulfúrico se derivan sales neutras como el sulfato cúprico, CuSO 4, recomendado con algunos propósitos dermatológicos y sales ácidas como el bisulfato de sodio, NaHSO4; el sulfato ferroso, FeSO4, es una sal neutra utilizada como unutilizada antianémico; hipoclorito de sodio, NaClO, es una sal neutra de olor muy característico ampliamente como el agente de blanqueo y desinfección. Del ácido ortofosfórico, H3PO4, se derivan sales con uno y dos hidrógenos como el fosfato monoácido de sodio, Na2HPO4, y el fosfato diácido de sodio, NaH 2PO4, además del fosfato de sodio Na3PO4. Las sales, en general, se pueden observan como la combinación de un ión metálico con un ión no metálico, ya sea monoatómico o poliatómico.
Sabías que: •
El apetito innato de los animales (incluido el hombre) por la sal ha despertado numerosas investigaciones acerca del efecto y preferencias por el sabor salado, parece ser que los recien nacidos no parecen distinguir el sabor salado y no es hasta pasados cuatro meses desde su nacimiento cuando empiezan a distinguirlo. De la misma manera se sabe la dependencia de la sal disminuye si se disminuye su consumo, este efecto de dependencia dura sólo un par de semanas y posteriormente las personas se acostumbran a una dieta baja en sales. El apetito por la sal puede tener una dependencia climática, por ejemplo, las personas que viven en climas fríos pueden tener en sus gastronomías locales una presencia mayor por los alimentos con fuerte sabor salado.
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81
UNIDAD IV
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Las sales oxisales provienen de un ácido hidrácido. II. Las sales haloideas provienen de un ácido oxácido.
Explicación
2. Completa: La reacción de un hidróxido con un _________________ produce sal haloidea y _________________. 10. El sulfuro de un metal es pentatómico. ¿Cuántos átomos posee el sulfato de dicho metal? A. Sal haloidea B. Sal oxisal Rpta: ____________________ C. Hidróxido
3. Relaciona: I. NaCl II. NaClO
Rpta: _____________
11. De los mencionados ¿cuáles son sales haloideas? I. NaF II. KClO III. FeS
4. Señala la fórmula de: I. Sulfuro férrico II. Cloruro de calcio
_____________ _____________
5. Indica los nombres de: I. NiBr3 _____________________ II. CaS _____________________
6. Formula a: I.
Clorito de potasio ____________ II. Carbonato de magnesio ____________
7. Nombra a: I. NiSO II. FePO
2 4
_____________________ _____________________
a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) I y III
c) solo III
12. Indica la atomicidad del bromuro de hierro (III). a) 2 d) 5
b) 3 e) 6
c) 4
13. En el perclorato de sodio ¿cuántos electrones de valencia existen? a) 8 d) 36
b) 24 e) 40
c) 32
14. ¿Cuántos enlaces dativos posee el cloruro de amonio?
8. Completa las siguientes reacciones:
a) 0 b) 1 c) 2 Ácido carbónico+ hidróxido de sodio: d) 3 e) 4 _____________________________________ 15. ¿Qué compuesto químico forma la lejía? II. Ácido perclórico+ hidróxido de magnesio: _____________________________________ a) Cloro b) Hidróxido de sodio 9. En el proceso completa y señala los nombres c) Hipoclorito de sodio faltantes: d) Cloruro de sodio HCl(ac) + Mn(OH)2 (ac) → ________________ e) Ácido clorhídrico I.
Colegios
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Química Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Las sales oxisales provienen de un ácido oxácido. II. Las sales haloideas provienen de un ácido hidrácido.
Explicación
2. Completa: La reacción de un hidróxido con un __________________ produce sal oxisal y ___________________. 9. En el proceso completa y señala los nombres faltantes:
3. Relaciona: I. KClO II. FeCl2
A. Sal haloidea B. Sal oxisal C. Hidróxido Rpta: _____________
HBr(ac) + Mn(OH)3(ac) → ________________
10. El sulfuro de un metal es pentatómico. ¿Cuántos átomos posee el nitrato de dicho metal?
4. Indique la fórmula de: I.
Sulfuro ferroso
II. Cloruro de magnesio
Rpta: ____________________
_______________
_______________
11. De los mencionados ¿cuáles son sales oxisales?
5. Nombra a: I. NiBr2 II. Cu2S
_______________________ _______________________
6. Formula a: I. Hipoclorito de potasio_______________ II. Carbonato de sodio _______________
7. Indica el nombre de: I. NiSO II. FePO
3 3
_____________________ _____________________
8. Completa las siguientes reacciones: I.
ácido nítrico+ hidróxido de potasio: ____________________________________ II. ácido clórico + hidróxido de calcio ____________________________________ www.trilce.edu.pe
I.
NaF
II. NaClO
a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) II y III
III. FeSO
2
c) solo III
12. Indica la atomicidad del bromuro de hierro (II). a) 2 d) 5
b) 3 e) 6
c) 4
13. En el clorato de Litio ¿cuántos electrones de valencia existen? a) 8 d) 36
b) 24 e) 26
c) 32
Tercer año de secundaria 195
81
UNIDAD IV
14. ¿Cuántos enlaces dativos posee el sulfuro de 15. ¿Qué compuesto químico forma la soda amonio? caustica? a) 0 d) 3
b) 1 e) 4
a) Cloro b) Hidróxido de sodio c) Hipoclorito de sodio d) Cloruro de sodio e) Ácido clorhídrico
c) 2
Actividades complementarias
Investiga un poco más: Teniendo en cuenta la relación de iones formula y nombra de acuerdo al cuadro mostrado:
Catión/anión
HCO3-1
Cl1-
NO21-
SO42-
PO43-
Fe2+ Cu+1 Al+3 +4
Pb +1 NH 4
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9
Química
UNIDAD IV
NOMBRES COMERCIALES
g p .j o rp e cu 0 / 30 / 0 10 2 s/ d a o l p u /t n e t n o cp w /g o l b / m o c r. ate w e itv c u d se /:/ p tt h
Los seres vivos están formados principalmente de compuestos orgánicos, sin embargo, consume y usa compuestos inorgánicos.
Compuesto: óxido nitroso Uso: se han empleado para el neumoperitoneo diferentes tipos de gases, desde aire, nitrógeno, argón, helio, CO2 y óxido nitroso. Cada uno de ellos reviste características distintas, pero en términos generales sólo los gases solubles (CO2 y N 2O) tiene aplicaciones en la práctica de la laparoscopía. El óxido nitroso es útil en las siguientes circunstancias: procedimientos diagnósticos, donde no haya necesidad de fulgurar (aunque no es combustible, sí es comburente y por ello es posible la inflamabilidad sobre todo si coexiste con otros gases como el hidrógeno y el metano que se producen en el tracto intestinal), además no hay que olvidar que, en caso de embolismo aéreo y N 2O, el tamaño del émbolo es mayor que con el CO 2. El pneumoperitoneo resulta menos doloroso y es factible su realización bajo anestesia local y sedacion. Compuesto: óxido nítrico Uso: entre las funciones más importantes que cumple el óxido nítrico en el organismo, cabe mencionar el efecto modulador del tono vascular, neurotrasmisor central y periférico, inmunológico y la agregación plaquetaria. • Acción moduladora del tono vascular • Neurotrasmisión central y periférica www.trilce.edu.pe
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91
UNIDAD IV
• La neurona presináptica libera óxido nítrico, en base a la liberación de mecanismos químicos que activan el óxido nítrico sintetiza, y luego posteriormente difunde a la neurona postsináptica, donde se une al guanilato ciclasa, activando la enzima, para finalmente producir guanocina monofoafato cíclico (GMPc). En algunos grupos de neuronas, como es el caso del plexo mientérico, se ha encontrado NOS, donde la liberación del óxido nítrico produce dilatación intestinal, como respuesta al bolo alimenticio. • Mecanismo inmunológico En algunas situaciones, la óxido nítrico sintetasa inductible (NOSi) de los macrófagos, produce grandes cantidades de óxido nítrico, que inhibe la producción de adenosin hongos. El cemento aluminoso se produce a partir principalmente de la bauxita con impurezas de óxido de hierro (FeO3), óxido de titanio (TiO 2) y óxido de silicio (SiO 2). Adicionalmente se agrega calcáreo o bien carbonato de calcio. El cemento aluminoso, también llamado «cemento fundido», por lo que la temperatura del horno alcanza hasta los 1.600 °C y se alcanza la fusión de los componentes. El cemento fundido es colado en moldes para formar lingotes que serán enfriados y finalmente molidos para obtener el producto final. El cemento aluminoso tiene la siguiente composición de óxidos: • 35-40% óxido de calcio • 40-50% óxido de aluminio • 5% óxido de silicio • 5-10% óxido de hierro • 1% óxido de titanio Por lo que se refiere a sus reales componentes se tiene: • 60-70% CaOAl2O3 • 10-15% 2CaOSiO2 • 4CaOAl2O3Fe2O3 • 2CaOAl2O3SiO2 Por lo que se refiere al óxido de silicio, su presencia como impureza tiene que ser menor al 6 %, porque el componente al que da srcen, es decir el (2CaOAl 2O3SiO2) tiene pocas propiedades hidrófilas (poca absorción de agua). El hidróxido de potasio (también conocido como potasa cáustica) es un compuesto químico inorgánico de fórmula KOH, tanto él como el hidróxido de sodio (NaOH), son bases fuertes de uso común. Tiene muchos usos tanto industriales como comerciales. La mayoría de las aplicaciones explotan su reactividad con ácidos y su corrosividad natural. Se estiman en 700 000 a 800 000 toneladas la producción de hidróxido de potasio en 2005 (del NaOH se producen unas cien veces más).
Propiedades y estructura El KOH es higroscópico absorbiendo agua de la atmósfera, por lo que termina disolviéndose al aire libre. Por ello, el hidróxido de potasio contiene cantidades variables de agua (así como carbonatos, ver debajo). Su disolución en agua es altamente exotérmica, con lo que la temperatura de la disolución aumenta, llegando incluso, a veces, al punto de ebullición. Su masa molecular es de 56 (u) El KOH es especialmente significativo por ser el precursor de la mayoría de jabones suaves y líquidos, así como por estar presente en numerosos compuestos químicos que contienen potasio. La saponificación de grasas con KOH se utiliza para preparar los correspondientes "jabones de potasio", que son más suaves que los jabones derivados del hidróxido de sodio. Debido a su suavidad y mayor solubilidad, los jabones de potasio necesitan menos agua para licuificarse, y por tanto pueden contener mayor cantidad de agente limpiador que los jabones licuificados basados en sodio. El salitre es una mezcla de nitrato de sodio (NaNO3) y nitrato de potasio (KNO 3). Se encuentra naturalmente en grandes extensiones de Sudamérica, principalmente en la región norte de Chile, con espesores de Colegios
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Química hasta los 3,6 metros. Aparece asociado a depósitos de yeso, cloruro sódico (NaCl), otras sales y arena, y conforma un conjunto llamado caliche. Se utiliza principalmente en la fabricación de ácidos (nítrico, sulfúrico) y nitrato de potasio. Además, es un agente oxidante y se usa en agricultura como fertilizante nitrogenado que puede reemplazar a la úrea por su alto contenido en nitrógeno. Otros usos son la fabricación de dinamita, explosivos, pirotecnia, medicina, fabricación de vidrios, fósforos, gases, sales de sodio, pigmentos, preservativo de alimentos, esmalte para alfarería El ácido sulfúrico, aceite de vitriolo, espíritu de vitriolo, licor de vitriolo o tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno es un compuesto químico muy corrosivo cuya fórmula es H 2SO4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica. La fosfamina o fosfina (PH3) es un gas incoloro, inflamable, que explota a temperatura ambiente y que huele a ajo o a pescado podrido. Pequeñas cantidades ocurren naturalmente provenientes de la degradación de materia orgánica. Es levemente soluble en agua. La fosfamina es usada en las industrias de semiconductores y de plásticos, en la producción de un retardador de llamas y como insecticida en granos almacenados El vidrio es un material inorgánico duro, frágil, transparente y amorfo que se usa para hacer ventanas, lentes, botellas y una gran variedad de productos. El vidrio es un tipo de material cerámico amorfo. El vidrio se obtiene por fusión a unos 1.500 °C de arena de sílice (SiO 2), carbonato de sodio (Na2CO3) y caliza (CaCO3).
Sabías que: •
El yeso es un producto preparado a partir de una piedra natural denominada aljez (sulfato de calcio dihidrato: CaSO4• 2H2O), mediante deshidratación, al que puede añadirse en fábrica determinadas adiciones de otras sustancias químicas para modificar sus características de fraguado, resistencia, adherencia, retención de agua y densidad, que una vez amasado con agua, puede ser utilizado directamente. También, se emplea para la elaboración de materiales prefabricados. El yeso, como producto industrial, es sulfato de calcio hemihidrato (CaSO4•½H2O), también llamado vulgarmente "yeso cocido". Se comercializa molido, en forma de polvo. Una variedad de yeso, denominada alabastro, se utiliza profusamente, por su facilidad de tallado, para elaborar pequeñas vasijas, estatuillas y otros utensilios.
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Todos los compuestos inorgánicos presentan un nombre común. II. El nombre químico del H2O es agua.
Explicación
2. Completa: El amoniaco tiene por fórmula ______________ y la fórmula CaO corresponde a la _______________.
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91
UNIDAD IV
3. Relaciona:
11. Con respecto al metano.
I. CO2 A. Hielo seco II. HCl(ac) B. Gas hilarante C. Ácido muriático Rpta: _____________ 4. Indica la fórmula química de la fosfina.
Rpta: _____________ 5. Indica el nombre común del H2SO4. Rpta: _____________ 6. Indica los compuestos principales del salitre. Rpta: _____________ 7. Menciona dos usos del gas hilarante: I. _____________________ II. _____________________
8. De acuerdo al tipo de materia clasifica al gas pestilente. Rpta: _____________ 9. Determina la atomicidad del yeso.
I. Es una sal haloidea II. Es un compuesto binario III. Contiene cinco átomos ¿Cuáles son correctas? a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) II y III
c) Solo III
12. Determine el número de electrones de valencia en el gas de la muerte dulce. a) 4 d) 10
b) 6 e) 12
c) 8
13. Con respecto a la potasa caustica, determine el número electrones libres de enlace. a) 2 d) 8
b) 4 e) 10
c) 6
14. ¿Qué compuestos contiene el vidrio? I.
SiO
2
a) Solo I d) I y II
II. Pb(OH) b) Solo II e) I y III
2
III. SO
3
c) Solo III
15. ¿Qué hidróxido se usa en la fabricación de un jabón?
Rpta: _____________ I.
NaOH
II. KOH
III. LiOH
10. ¿Cuántos átomos posee la sal común? Rpta: ____________________
a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) I, II y III
c) Solo III
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones: Proposición I. Todos los compuestos inorgánicos presentan dos o más elementos. II. El nombre químico del NH 3 es amonio. Colegios
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Explicación
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Química 2. Completa: El agua tiene por fórmula ________________ y la fórmula NaOH corresponde a la ________________. 3. Relaciona:
11. Con respecto al borano.
I. N2O II. CO(ac)
A. Muerte dulce B. Gas hilarante C. Ácido muriático Rpta: _____________
4. Indica la fórmula química de la arsenamina:
I. Es una sal haloidea II. Es un compuesto binario III. Contiene cinco átomos ¿Cuáles son correctas? a) Solo I d) I y II
b) Solo II e) II y III
c) Solo III
Rpta: _____________ 5. Indica la fórmula del aceite de vitriolo. Rpta: _____________ 6. Indica el compuesto principal de la caliza.
12. Determine el número de electrones de valencia en el hielo seco (CO2(S)). a) 4 b) 6 c) 8 d) 10 e) 16 13. Con respecto a la soda cáustica, determine el número electrones libres de enlace.
Rpta: _____________ 7. Menciona dos usos del gas amoniaco. I. _____________________ II. _____________________
8. De acuerdo al tipo de materia clasifica al gas hilarante.
a) 2 d) 8
b) 4 e) 10
c) 6
14. ¿Qué compuestos contiene el vidrio? I.
SiO
2
a) Solo I d) I y II
II. CaCO
3
b) Solo II e) I y III
III. Na
SO3
2
c) Solo III
Rpta: _____________ 15. ¿Qué hidróxido se usa en la fabricación de un jabón? 9. Determina la atomicidad de la cal. Rpta: _____________ 10. ¿Cuántos átomos posee la sal bórax?
I.
CuOH
a) Solo I d) I y II
II. KOH b) Solo II e) I, II y III
III. Al(OH)
3
c) Solo III
Rpta: ____________________
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91
UNIDAD IV
Actividades complementarias
Investiga un poco más: Yeso: se compra en polvo en las librerías artísticas o ferreterías o pinturerías (es muy económico). - 2 vasitos descartables de café. - 2 palitos de helado o 2 ramitas. - Papel barrilete o cartulina de colores para hacer las flores - Adhesivo vinílico de colores. - Pincel Pasos a seguir: 1. Preparamos el yeso en un bol de la siguiente manera: 2 vasitos colmados de yeso y uno de agua. Revolvemos lentamente hasta que no queden grumos. 2. Apenas está listo vertemos la mezcla en los 2 vasitos de café (seca muy rápido). Luego le introducimos a cada uno el palito o la ramita que será el tallo de nuestra flor. Si vemos que el palito no se sostiene en el centro esperamos unos minutitos y volvemos a intentar. 3. Dejamos las macetitas secar hasta el día siguiente. 4. Cuando estén bien secas y duras rompemos los vasitos (como si estaríamos pelándolos) 5. Nos quedarán nuestras macetitas de yeso y ya podemos comenzar a hacer las flores. Podemos cortarlas en cartulina haciendo dos iguales y pegándolas a ambos lados del tallo o hacerla de papel barrilete cortando una tira ancha para ir frunciéndola alrededor el tallo. 6. La macetita la podemos pintar con plasticola de colores diluida con agua y el tallito podemos pintarlo o forrarlo con papel barrilete verde.
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10
Química
UNIDAD IV
NOMENCLATURA n li u C + ac i m i u Q / 0 0 6 1s / Q p Y N b h V R x N F k/3 A A A A A A A A A /I W 0 V I1 d 9 F d T / o J tj H 5 lz A 9z / m o c. t o p sg lo .b p b . 3 / /: p t h
g j.p 2 +r al u c e l o M + ia m o n ro ts a G +s o t n e im l A + e d ac+ i m i u +Q a ari
Existe una gran variedad de compuestos inorgánicos que reciben un nombre comercial o nombre químico, que generalmente tiene naturaleza iónica.
Nomenclatura de los compuestos inorgánicos Si a una cantidad de hierro en polvo se agrega una cantidad de azufre en polvo y se agitan hasta homogeneizarlos, ambas sustancias conservan su integridad estructural y lo que resulta es una mezcla; pero si la mezcla es calentada hasta lograr que se enlacen los átomos de hierro y azufre y se produzca la síntesis de sulfuro de hierro, FeS, se dice que se ha llevado a cabo una combinación, es decir, la reacción: Fe + S → FeS
Cuando dos o más sustancias forman una mezcla, es posible separarlos por algún método físico que depende de la naturaleza de ellos. Debido a su magnetismo, el hierro se puede separar del azufre acercando un imán a la mezcla (sólido - sólido). Una mezcla de sal y agua (sólido soluble en un líquido) es bastante fácil separarla mediante la evaporación del agua debida a que ebulle a 100 °C mientras que la sal lo hace a una temperatura mucha mayor. La arena suspendida en el agua (sólido insoluble en un líquido) es posible separarla por filtración. Una mezcla de alcohol y agua (líquidos solubles) suele separarse mediante un proceso de destilación aprovechando que el alcohol ebulle a 78 °C y el agua a 100 °C. Una mezcla de agua y aceite (líquidos inmiscibles) es relativamente fácil separarla por decantación debido a la insolubilidad del aceite en agua, lo que hace que se formen dos capas bien diferenciables. Una corriente de aire que contiene acetona (gas - gas), si se hace pasar a través de una corriente de agua, esta absorberá o extraerá la acetona y de esta manera se purificará al aire cuando se combinan dos sustancias, el producto formado es de una estructura y propiedades diferentes, y esto no permite que sus elementos componentes se separen por métodos físicos. www.trilce.edu.pe
Tercer año de secundaria 203
10
UNIDAD IV
En Química inorgánica encontramos compuestos que resultan de la combinación de dos elementos (compuestos binarios) como los óxidos, los ácidos hidrácidos, las sales binarias; y estos a su vez pueden combinarse con otras sustancias para formar combinaciones de tres o más elementos como las bases, los oxácidos, las oxisales, los óxidos son las combinaciones de oxígeno con otro elemento como el óxido de calcio, CaO, o el bióxido de carbono, CO2; los ácidos hidrácidos resultan de la combinación de hidrógeno con un no metal como el ácido clorhídrico, HCl; y las sales binarias son las combinaciones de Compuestos Inorgánicos un metal con un no metal como el cloruro de sodio, NaCl. Las bases contienen un metal, oxígeno e hidrógeno como el hidróxido de sodio, NaOH; los oxácidos contienen hidrógeno, un no metal y oxígeno como el ácido sulfúrico, H 2SO4; y las oxisales contienen metal, un no metal y oxígeno como el sulfato ferroso, FeSO 4
Sabías que: Se denomina compuesto inorgánico a todos aquellos compuestos que están formados por
•
•
•
distintos elementos, pero en los que su componente principal no siempre es el carbono, siendo el agua el más abundante. En los compuestos inorgánicos se podría decir que participan casi la totalidad de elementos conocidos. Mientras que un compuesto orgánico se forma de manera natural tanto en animales como en vegetales, uno inorgánico se forma de manera ordinaria por la acción de varios fenómenos físicos y químicos: electrólisis, fusión, etc. También podrían considerarse agentes de la creación de estas sustancias a la energía solar, el agua, el oxígeno. Los enlaces que forman los compuestos inorgánicos suelen ser iónicos o covalentes.
Practiquemos 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Todos los compuestos inorgánicos son iónicos. II. El amoniaco es un hidruro no metálico.
Explicación
2. Completa: La combinación del ácido ________________ con hidróxido de ________________ forma sal común. 3. Relaciona: I. CaO II. LiOH
A. Hidróxido B. Óxido
C. Ácido Rpta: _____________
4. Señala la fórmula de los compuestos mostrados: I.
Potasa cáustica __________________
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TRILCE 204
II. Metano
__________________
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Química 5. Indica el nombre de los compuestos: I. HI(ac) II. HNO
3
__________________ __________________
6. Fórmula a:
7. Nombra a: 2 4
a) Metano b) Amoniaco c) Silano d) Clorox e) Bórax
12. ¿Cuántos enlaces dativos posee el aceite de vitriolo (Ácido sulfúrico)?
I. Óxido cúprico __________________ II. Óxido sulfuroso __________________
I. FeSO II. CuSO
11. Señale el nombre de CH4.
_____________________ _____________________
8. Completa las siguientes reacciones: I. Cu(OH) 2 + HCl(ac) → ________ + _______ II. K 2O + H2O → __________ + _________
a) 0 d) 3
10. Indique la atomicidad del nitrato de sodio. Rpta: _______________________
c) 2
13. Determina el número de electrones de valencia en el amoniaco. a) 3 d) 9
b) 5 e) 12
c) 8
14. Determina la atomicidad del hipoclorito de sodio.
9. Coloca las fórmulas y nombres faltantes en cada a) 3 reacción: d) 6 I. Óxido sulfúrico + agua → ________ II. Ácido nítrico + hidróxido cúprico → ____
b) 1 e) 4
b) 4 e) 7
c) 5
15. En la molécula del hidróxido de magnesio ¿cuántos electrones están libres de enlace? a) 6 d) 14
b) 10 e) 18
c) 12
Tarea domiciliaria Comprensión de la información 1. Explica las siguientes proposiciones:
Proposición I. Todos los compuestos inorgánicos son covalentes. II. El metano es un hidruro no metálico.
Explicación
2. Completa: La combinación del ácido ____________ con hidróxido de ____________ forma carbonato de sodio.
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Tercer año de secundaria 205
110
UNIDAD IV
3. Relaciona:
10. Indique la atomicidad del nitrito de potasio.
I. HClO II. Li2O
A. Hidróxido B. Óxido
C. Ácido Rpta: _____________ 4.
Señala la mostrados:
fórmula
Rpta: _______________________ 11. Señale el nombre de NH3.
de
los
compuestos
I.
Soda caústica ______________________ II. Borano _________________________
5. Indica el nombre de los compuestos: I. HCl(ac) _________________________ II. HNO 2 _________________________
a) Metano b) Amoniaco c) Silano d) Clorox e) Bórax
12. ¿Cuántos enlaces dativos posee el óxido de nitrógeno (V)? a) 0 d) 3
b) 1 e) 4
c) 2
13. Determina el número de electrones de valencia en el metano.
6. Fórmula a: I.
Óxido cuproso __________________
a) 3 d) 8
b) 5 e) 12
c) 7
II. Óxido hiposulfuroso ______________
14. Determina la atomicidad del hiposulfito de magnesio. 7. Nombra a: I. FeSO II. CuSO
3 2
_____________________ _____________________
8. Completa las siguientes reacciones: I. Cu(OH) + HBr (ac)→ ________+ ________ II. Na 2O + H2O → __________ + ________
a) 3 d) 6
b) 4 e) 7
c) 5
15. En el amoniaco (NH3). ¿Cuántos electrones enlazantes tiene? a) 6 d) 14
b) 10 e) 18
c) 12
9. Coloca las fórmulas y nombres faltantes en cada reacción: I. Óxido clórico + agua → ___________ II. Ácido cárbonico + hidróxido de magnesio → _____________
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TRILCE 206
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Química Actividades complementarias
Investiga un poco más: Con la ayuda de la Tabla Periódica completa el siguiente cuadro:
Fórmula
Estado de Nombre oxidación del metal
Estado de oxidación del no Función metal inorgánica
FeS CuSO4 NiO Mn(OH)3 H2SO3
HIDRURO METÁLICO Hidruro de sodio NaH
OXOSAL Hipoclorito de sodio NaClO
Sal de hidrácido Cloruro de sodio NaCl
2
H
METAL Sodio
O2
ÓXIDO BÁSICO Óxido de sodio Na2O
NO METAL Cloro
O2
ÓXIDO ÁCIDO monóxido de dicloro Cl2O
H2O
H2O
HIDRÓXIDO hidróxido de sodio Na+ + OH
ÓXIDO ÁCIDO ácido hipocloroso H+ + ClO-
2
H
HIDRURONO METÁLICO Cloruro de hidrógeno HCl
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en solución acuosa
HIDRÁCIDO ácido clorhídrico H+ + Cl-
Tercer año de secundaria 207
