libro quimica 1 medio

7/24/2019 libro quimica 1 medio

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SANTIAGO • BUENOS AIRES • CARACAS • GUATEMALA • LISBOA • MADRIDMÉXICO • NUEVA YORK • SAN JUAN •SANTA FE DE BOGOTÁ • SÂO PAULO

AUCKLAND • LONDRES • MILÁN • MONTREAL • NUEVA DELHISAN FRANCISCO • SIDNEY • SINGAPUR • ST. LOUIS • TORONTO

Autores

Miriam Estrada N.PROFESORA DE EDUCACIÓN MEDIA

CON MENCIÓN EN QUÍMICAUniversidad de Chile.

Hayddé Gómez M.PROFESORA DE QUÍMICA

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso.

Luis Lara G.PROFESOR DE BIOLOGÍA

Universidad Alberto Hurtado.

TEXTO PARA EL ESTUDIANTE

Química Iañomedio



2 Química I medio

Química I medioTEXTO PARA EL ESTUDIANTE

AutoresMiriam Estrada N.Hayddé Gómez M.Luis Lara G.

No está permitida la reproducción total o parcial de este libro, ni su tratamiento informático, ni latransmisión de ninguna forma o por cualquier medio, tal sea electrónico, mecánico, por fotocopia, porregistro u otro método sin el permiso previo y por escrito de los titulares del copyright.

Derechos reservados © 2013

McGraw-Hill Interamericana de Chile Ltda.Evaristo Lillo 112, Piso 7, Las CondesSantiago de ChileTeléfono: 562 26613000

Gerente EditorialPaola González M.

EditoraPamela Madrid F.

Corrección

Francisco Silva R.

Diagramacióni25 Estudio Gráfico

IlustracionesFaviel Ferrada R.

Archivo gráficoBanco imágenes McGraw-Hill

ISBN: 978-956-278-247-0Nº de inscripción: 236.143

Impreso en Chile por RR Donelley ChileSe terminó de imprimir esta primera edición de

en el mes de



Presentación

La química es una ciencia, “la ciencia del cambio” como la definen los japoneses, y comotoda ciencia, sus conocimientos son el fruto de un arduo trabajo de personas, como tú,

que siguieron un sueño. Todo nuevo conocimiento es un desafío, una meta que tú puedes

alcanzar con esfuerzo y perseverancia.

El texto que ahora tienes en tus manos, es una ayuda para este desafío que ahora em-

prendes. Antes de comenzar el viaje quizás te preguntes, ¿qué significa química? ¿Qué

significado tiene para mí el estudiar química? Detente un momento y podrás darte cuenta

que la química está presente en toda tu vida y tus actividades: tú estás hecho de sustancias

químicas, eres un organismo bioquímico y gran parte de lo que ves, sientes y tocas también

está constituido por sustancias químicas.

Aprender química significa, entre otras cosas, comprender la constitución y estructura del

mundo natural, reconocer la importancia del átomo en la comprensión del Universo, iden-

tificar tipos de reacciones, tipos de sustancias, quizás comprender los modelos que permiten

entender todo lo que te rodea, para así descubrir que aquello que muchas veces parece

magia es en realidad química.

Conocer la vida de tantos hombres y mujeres que se dedicaron a buscar respuestas a sus

preguntas sobre el mundo, puede mostrarte un camino para buscar tus propias respuestas

y valorar profundamente el cuidado y respeto hacia el trabajo de los demás y el nuestro.

El Texto que usarás en tus clases, fue diseñado para apoyar tus ganas de conocer y experi-

mentar más, para echar a volar esa imaginación que se encuentra dentro de ti. Navega en

el estudio de la materia al conocer un poco más de una ciencia que está presente en ti y en

tu vida diaria.

Nuestro propósito al poner este texto en tu vida es que puedas adquirir una cultura científi-

ca verdadera, fundada en la curiosidad, la admiración, el respeto y la perseverancia.

Nosotros ponemos una semilla, tú puedes regarla, cuidarla, protegerla y cobijarte en la som-

bra del gran árbol que verás al final de tu curso de Química.

Importante: En el presente texto se utilizan de manera inclusiva los términos “el estudiante”, “el profesor”,“el compañero” y sus respectivos plurales (así como otras palabras equivalentes en el contexto educativo); esdecir, se refieren a hombres y mujeres.

Esta opción obedece a que no existe acuerdo universal respecto de cómo evitar la discriminación de géneros enel idioma español, salvo usando “o/a”, “los/las” y otras similares para referirse a ambos sexos en conjunto, yeste tipo de fórmulas supone una saturación gráfica que puede dificultar la comprensión de la lectura.



4 Química I medio

Índice de contenidos

Unidad 1: Modelo mecano-cuántico

Presentación de la unidad ........................................... 10

Lección 1: ¿Quién dijo que los científicos no seequivocan? Ideas modernas sobre el átomo .... 12

De la física clásica a la teoría cuántica.................... 15

Y el Nobel es... Marie Curie .................................... 18

La química en tu vida: Fuegos artificiales................ 26

Y el Nobel es... Niels Bohr ...................................... 27

Al Laboratorio: Fuego de color ............................... 28

Naturaleza dual del electrón: Una partícula y unaonda… ¡al mismo tiempo! .................................... 30

Química y Tecnología: Microscopio deexploración de túnel (STM) ..................................... 32

Principio de Incertidumbre ..................................... 33

Ecuación de Schrödinger ........................................ 33

Lectura científica: ¿Choca o no choca con la Tierra? .... 34

¿Cuánto aprendí de esta Lección? ................ 35

LECCIÓN 2: ¿De qué se trata el modelo mecano-cuántico del átomo? .......................................... 36

Modelo mecano-cuántico....................................... 38

Números cuánticos ................................................ 41 ¡Es un clásico!: Demostración de la existenciadel espín ................................................................ 50


LECCIÓN 3: Configuración electrónica, el ordendentro del caos .................................................. 52

Principio de exclusión de Pauli ............................... 55

Regla de Hund ....................................................... 58

Principio de Aufbau o de mínima energía ............... 60

Configuración electrónica....................................... 61

Números cuánticos del electrón diferencial............. 65

Excepciones al principio de mínima energía............ 67

Ganar o perder electrones… he ahí el dilema ........ 69

Guía de ejercicios ................................................... 71


Síntesis de la unidad .......................................... 73

Evaluación final de la unidad ............................ 74

UNIDAD 2: Los elementos y la tablaperiódica

Presentación de la unidad ........................................... 76

Lección 1: Los elementos y esa costumbrede ordenar .......................................................... 78

Desarrollo de la tabla periódica .............................. 80

Tabla periódica moderna ........................................ 82

¿Dónde lo ubico? ................................................... 84

Clasificación de los elementos................................ 87

¡Es un clásico!: El descubrimiento de losgases nobles .......................................................... 91

La química en tu vida: El silicio… el metaloideque hace posible el mundo digital .......................... 92

Guía de ejercicios ................................................... 93

Al laboratorio: Comparación de reactividadde algunos metales ................................................ 94

Lectura científica: Las propiedades

bactericidas del cobre ............................................ 96


Lección 2: Propiedades periódicas de loselementos .......................................................... 98

Carga nuclear efectiva (Zef) .................................. 100

Radio atómico (R.A.) ............................................ 102

Radio iónico (R.I.) ................................................ 104

Electroafinidad (E.A.) oafinidad electrónica (A.E.) .................................... 105

Potencial de ionización (P.I.) oEnergía de ionización (E.I.) ................................... 106

Electronegatividad (E.N.) ...................................... 108

Química y tecnología: Los lantánidos ................... 110

¿Cuánto aprendí de esta Lección? .............. 111

Síntesis de la unidad ........................................ 112

Evaluación final de la unidad .......................... 113



UNIDAD 4: Leyes ponderales yestequiometría

Presentación de la unidad ......................................... 164

Lección 1: ¿Cómo se combinan los

elementos? ....................................................... 166

Leyes ponderales .................................................. 167

Lectura científica: Monóxido de Carbono (CO)…Un asesino silencioso ........................................... 169

Fórmulas de un compuesto químico ..................... 170

Química y tecnología: Fertilizantes químicos ......... 177

Reacción química y ecuación química ................... 178

Ley de conservación de la materia ........................ 178 ¡Es un clásico!: El experimento de Lavoisier .......... 179

Balance de ecuaciones químicas ........................... 180

Guía de ejercicios ................................................. 184


Lección 2: ¿Cómo contamos la materia?¿1 materia, 2 materias, 3 materias, 4...?El mol y estequiometría ................................... 186

¿Y cómo medimos moles? ................................... 187

Estequiometría ..................................................... 191 La química en tu vida: ¿Cómo funcionan

los airbags ? ......................................................... 193

Cálculos estequiométricos .................................... 194

Guía de ejercicios ................................................. 201

Al Laboratorio: Reactivo limitante ......................... 202

Y el Nobel es... Fritz Haber ................................... 204




Solucionario ..................................................... 210

Glosario ............................................................ 234

Índice temático ................................................ 237

Recursos didácticos a. Referencias ..................................................... 238

b. Otros sitios web recomendados ...................... 239

Tabla periódica de los elementos .................... 240

UNIDAD 3: Enlace químico y fuerzasintermoleculares

Presentación de la unidad ......................................... 116

Lección 1: ¿Cómo se unen los átomos? ........... 118

Enlace metálico .................................................... 121

Enlace iónico ........................................................ 126

Enlace covalente .................................................. 129

Estructura de Lewis .............................................. 130

Resonancia y estructuras resonantes ................... 133

¡Es un clásico!: Kekulé y la serpienteque se muerde la cola .......................................... 134

Enlace covalente polar ......................................... 135 Enlace covalente apolar........................................ 136

Enlace covalente coordinado o enlace dativo ....... 137

Propiedades de las sustancias conenlace covalente .................................................. 137

Propiedades de las sustancias reticulares.............. 138

Lectura científica: Nitrato de potasio (KNO3),el preciado componente del salitre ....................... 139

Al Laboratorio: Propiedades de las sustanciassegún su enlace ................................................... 140

Geometría molecular ............................................ 142 Y el Nobel es... Linus Pauling ................................ 146


Lección 2: Mejor juntos que separados ........... 148

Momento dipolar ................................................. 149

Polaridad de moléculas ........................................ 150

Fuerzas intermoleculares ...................................... 152

Química y tecnología: El funcionamiento delhorno microondas ................................................ 157

La química en tu vida: ¿Cómo limpian losdetergentes y jabones? ........................................ 158




Índice de contenidos



6 Química I medio

En los conciertos de música, aunque todos quisiéramos estar lo más cerca posibledel escenario, solo unos pocos pueden hacerlo, pues existe una distribución deter-minada para quienes asisten. Si tenemos en cuenta que el recinto donde se realiza elconcierto contiene personas, de la misma forma que un átomo contiene electrones,podemos hacernos una idea del modelo actual de átomo, llamado modelo mecano-cuántico, que nos ayuda a entenderel comportamiento de todo lo que nos rodea.

MODELO

MECANO-CUÁNTICO¿Cómo explicamos en la actualidadel comportamiento de la materia?

1

U N I D AD

10

Piénsalo y compártelo…

A c t i vida d g r u

p a

l

Los usos que tiene el cobre se explican por sus múltiples propiedades, entonces:

a) ¿Qué propiedadde l cobre es la que se aprovecha en los cables eléctricos y enlas ollas?

b) ¿Qué propiedaddel cobre es la que permite hacer cañerías e hilos con él?

c) ¿Porqué se utiliza el cobre en joyería?

d) ¿Las propiedades del cobre serán exclusivas de él o existen otros elementos

que las comparten?

e) ¿Será posible predecirel comportamiento de un elemento? En caso que creasque sí, ¿qué datos necesitarías para ello?

Una vezque hayas pensado tus respuestas para las preguntas anteriores, forma un

grupo con tres compañeros más y compartan sus respuestas. Acontinuación, ela-

boren una respuesta grupal breve que luego será comentada al resto del curso.

Esta Unidad se organiza en dos Lecciones:

Lección1: Loselementosyesacostumbredeordenar.

Lección2: Propiedadesperiódicas delos elementos.

Cada una de las Lecciones tiene detallado en su comienzo los aprendizajes que esperamos

que tú consigas. Esta Unidadtiene comopropósitoque tú:

· Comprendas y expliques la relación que existe entre la estructura electrónica de los áto-

mos y su ordenamiento en la tabla periódica.

· Reconozcas las propiedades físicas y químicas de los elementos, asícomo las llamadaspropiedades periódicas.

· Conocer la evolución histórica de la tabla periódica de los elementos, reconociendo las

características macroscópicas y microscópicas asociadas a este ordenamiento.

· Organices e interpretes datos referidos a propiedades periódicas formulando explicacio-

nes y conclusiones respecto a ellas.

77

Síntesis de la Unidad

Completa con los conceptos que faltan el siguiente mapa conceptual:

Determina

como seestablece entre

deacuerdo a ladiferencia de

puedeser

como

sellama

lo explica lateoría

ocurreentre

Ejemp lo Ejemplo Ejemplo Ejemplo

seclasifica en

también sellaman

Propiedades

átomos

i ón ic o c ov al en te

metales

moléculas fuerzasintermoleculares

160 Química Imedio

Evaluación final de la Unidad

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l

I. Selección múltiple:Encierraen un círculola alternativa correcta.(1pto. c/u =10ptos.)

1 Sobre unaecuación químicaes FALSO que:

A. Losproductosestá al ladoizquierdo.

B. Laflecha señalala transformación.

C. Se utiliza pararepresentar un cambioquímico.

D. Lamasa se conserva.

E. Ninguna de lasanteriores.

2 “Relación mínimaentre dosomáselementosque con-forman un compuesto”.Ladefinición refiere a:

A. Fórmulaempírica.

B. Fórmulamolecular.

C. Mol.

D. Molécula.


3 ¿Cuántomasael H3PO4 si H masa1 u.m.a.,P masa

31 u.m.a.y O masa16 u.m.a.?

A. 47 u.m.a.

B. 50 u.m.a.

C. 98 u.m.a.

D. 188 u.m.a.

E. 200 u.m.a.

4 Un mol de un compuestocualquiera:

A. Tiene unamasaigual a lamasamolar del com-puesto.

B. Contiene unacantidad de moléculasigual al nú-

merode Avogadro.

C. Ba jo ciertas condiciones de presión y tempera-tura,ocupará un volumen fijo si el compuesto es

gaseoso.

D. Sirve para contar materia.

E. Todaslasanteriores.

5 Es FALSO decir que:

A. Algunos elementosse pueden combinar con otroen másde unaproporción.

B. Un compuestotiene unaproporción definidaentreloselementosque locomponen.

C. Cadacompuestotiene unamasa característica.

D. La composición porcentual de un elementovaría

según su origen.


6 Lamasade2molesdeN2 es(masamolarN =14g/mol):

A. 56 g

B. 32 g

C. 28 g

D. 14 g

E. 7 g

7 Lamasa, en gramos,de un átomode calcioes: (Masamolar Ca=40 g/mol)

A. 40 · 6,02 · 1023

B. 40 ÷ 6,02 · 1023

C. 6,02 · 1023 ÷ 40

D. 6,02 · 1023

E. 6,02 · 1023 ÷ 20

8 ¿QuéporcentajedeoxígenoexisteenelH 2S2O3 (masasatómicas:H=1u.m.a.;S=32u.m.a.;O=32u.m.a.)?

A. 42,1%

B. 48,0%

C. 50,0%

D. 56,1%

E. 65,1%

Tiempodisponible pararesolver evaluación:90 minutos

Unidad4:Evaluación finaldela unidad 207

UNIDAD4:Leyesponderalesy estequiometría

Estructura gráfica

SECCIONES DEL COMIENZO Y CIERRE DE LAS UNIDADES:

Para colaborar con el desarrollo de tu científico(a) interior, este libro te ofrece, además de los contenidos de química del nivel, unconjunto de secciones que buscan potenciar las habilidades propias del área de las ciencias.

¡A continuación te las presentamos!

• Presentación de la unidad: La química está más cercade lo que crees… Cada unidad comienza con una imageny un párrafo sobre algo conocido para ti, que de una u otramanera, se relaciona con la química.

• Piénsalo y compártelo: ¡Propón tus propias explicacionesy compártelas! Un científico debe analizar situaciones yformular posibles explicaciones a partir de ellas, recordandosiempre que la ciencia avanza con el aporte de muchaspersonas.

• Temas y objetivos: Esta sección responde a tus preguntasde: ¿Qué tengo que aprender?, ¿qué esperan que puedahacer?

• Actividad inicial: Aquí debes poner en práctica los conceptosque conforman el punto de partida de la lección. Luego dela actividad, debes autoevaluarte y decidir si debes repasaralgo. Recuerda que es importante reconocer las debilidadesy buscar corregirlas.

• Lloviendo ideas: Esta sección busca que tu científicointerno se exprese y respondas con todo aquello que sabes,aquello que crees saber y aquello que puedes interpretar.¡Recuerda que tu cerebro ha formulado explicaciones desdeantes que el colegio llegara a tu vida!

• ¿Cómo te fue en las actividades?: Con esta actividad, tepuedes hacer una idea del avance que tuviste en la lección.

• Para practicar más: Aquí te ofrecemos más actividadespara que apliques aquello que se revisó en la sección. Como

en todas las cosas, la perseverancia y la práctica te llevaránal éxito.

• Síntesis: Te invitamos a participar de esta sección queconecta todo lo visto en la unidad.

• Evaluación final: Al finalizar la unidad, es importante sabercuánto aprendiste y te invitamos a descubrirlo respondiendoesta evaluación final.

SECCIONES DEL DESARROLLO DE TODAS LAS UNIDADES:

• Practice your English: ¡Practica tu inglés! Esta secciónes una invitación a poner en práctica esta lengua, que esel idioma más utilizado por los científicos del mundo paracomunicar sus hallazgos… incluso en Chile.

• ¿Qué significa?: Para aprender, es necesario que compar-tamos un mismo lenguaje. Esta sección define palabras encaso que no las conozcas.

• Aclarando conceptos: Muestra explicaciones breves aconceptos químicos y científicos que viste en cursos ante-riores, que pudieras ya no recordar.

• Averígualo: Te invitamos a investigar por tu cuenta sobrealgunos temas, pues un buen científico debe tener habilidadespara buscar información, ordenarla y sacar conclusiones.Recuerda utilizar siempre fuentes confiables de información,como son los recursos didácticos del texto (pág. 238-239).



• Química en la web: En el mundo digital, la cantidad defuentes de información es muy grande. En esta sección teofrecemos links seleccionados que pueden resultar útilespara tu aprendizaje.

• Química y tecnología: La química se aplica también en laindustria y llega a nosotros como dispositivos tecnológicos

y sustancias que puedes ver en esta sección.• Y el Nobel es…: Esta sección muestra los aportes de

importantes personajes al desarrollo de la ciencia, que loshizo merecedores del premio Nobel de química. Muchasde sus investigaciones son fundamentales para la químicamoderna y son considerados experimentos clásicos de laquímica.

• Lectura científica: Esta sección busca acercarte al mundode las publicaciones científicas, para promover la comprensióne interpretación de datos y la obtención de conclusionesrelevantes que te lleven a la comprensión de un fenómeno

científico.• ¡Es un clásico!: La ciencia se construye con los aportes

de muchas personas y dentro de ellos existen algunos queson realmente importantes, lo que los hace merecedores deun lugar especial en este texto y son presentados en estasección.

• Guía de ejercicios: Esta sección te invita a ejercitar aúnmás los contenidos de la lección, ganando con ello confianzaen tu trabajo.

En estaactividad se esperaque compruebes experimentalmente lareactividad dealgunosmetales.

En grupos de cincoestudiantes,reúnan los siguientes materiales y reactivos parat rabajar:

Materiales • 5 matracesE rlenmeyer de 250 mL,

1 de elloscon un tapón de goma.

• 1 cápsulade petri• 2 pipetasgraduadas de 10 mL.

• propipeta(si es que se tiene).• 1 pinza.

Reactivos• 2 trozosde cadaunode lossiguientes

metales:c obre (Cu),zinc (Zn),hierro(Fe),plata (Ag)y sodio(Na).

• Aguadestilada.

• Disolución de fenolftaleína.• Ácidonítrico (HNO3)concentrado.• Ácidoclorhídrico (HCl)concentrado.

ACTIVIDAD:

Unavez reunidostodoslosmaterialesy reactivos,obser-ven las muestras metálicas recibidas,y anoten ensu cuadernoloqueven.

A continuación,comenzaremos lapráctica experimental:

1. Reactividaddel sodio(Na) en agua

a. En lacápsula de petri,agregar 50 mLde aguadesti -laday 3 gotas de disolución de fenolftaleína.A con-tinuación,agregar con pinzaun trozode sodiome-tálico(Na). Anotaloque observas.

b. Luego,agregar alacápsula de petriácido clorhídrico(HCl)hasta ver uncambio.Anota loque observas.

c. Al mismomatraz anterior,agregaun nuevotrozodesodiometálico.Re gistratus observaciones.

2. Reactividadde algunos metales con ácidos

En cadauno de loscuatro matracesaún vacíos,escribirel nombre de un metal aanalizar (Cu,Ag, Zn,Fe).

2.1. Con ácidoclorhídrico (HCl)concentrado:

a. A cada uno de loscuatromatracesagre-gar10mLdeHClcon-centrado.

b. Luego, con muchocuidado,agregar acadauno de ellos,untrozo del metal quecorrespondasegúnelnombre escritoen el

Al laboratorio: Comparación de reactividad de algunos metales

A c t i v

id a d g

r u p

a l

Antes de comenzar,es necesario querecuerdes y respetes siempre las si-guientes medidas de seguridad:

• No jugar,comer ni correr en el laboratorio.

• Usar en todomomento lentesde seguridad.

• Noaspirar losvaporesde losácidosni los vaporesque resulten de las reacciones.

• NO TOCAR NI OLER LOS ÁCIDOS NI EL SODIO

• Observar lasreacciones por el ladode losmatraces,nuncapor su boca.

• Realizar la activ idad práctica con suf iciente ven-tilación.

• Nohacer nada que noseaindicado por tu profesor.

• En casode accidente,avisar inmediatamente atuprofesor.

94 Química Imedio

n =1

n =2

n =3

Fotón

FIGURA1.10 Procesodeemisión deunátomo dehidró-genoexcitado,segúnlateoría deBohr.Unelectrónqueori-ginalmenteseencuentraen unaórbitade mayorenergía( n=3)c aehac iaunaó rbitademenorenerg ía(n =2).Comoresultado,sedesprende unfotóncon energía.Laenergía

liberadaesigual aladiferencia deenergíasentrelas dosór-bitasocupadasporelelectrónduranteel procesodeemisión.

La figura 1.10 resume todos los principios propuestos por la teoría de

Bohr utilizando el ejemplo del átomo de hidrógeno excitado.

La teoría de Bohr, y el modelo atómico que propuso (modelo estacio-

nario) resultó muy útil para explicarel espectro de emisión del hidró-

geno que tiene un solo electrón. Sin embargo, no podía explicar los

espectros de emisión de átomos con más de un electrón, port anto, eranecesario seguirinvestigando sobre los electrones.

5 JohannesRydberg(1854–1919).Físicosuecoconocidoporsufórmulaparapredecirlas longitudesdeondadelosfotonesemitidosporloscambiosde niveldeenergíadeunelectrónen unátomo.Uncráterdelalunalleva elnombredeRydbergenhonoraeste científico.

Desafío

Aplica lateoría

Juntoa un compañero,inter-p retalos primeros3 puntosclave propuestospor Bohr (enlapáginaanterior),y apartir deellos,dibujaun modeloatómi-coque losincluyatodos.Luego,dibujen sobre él loque dice elcuartopostulado.

Desafío

Objetos que brillan en laoscuridad

Juntoadoscompañerosmás,¿pueden proponer unaexplica-ción parael funcionamientodelosobjetosque brillan en laos-curidad,utilizando comobaselateoría propuestapor Bohr?

A c t i v

id a d g r u

p a l

IMPORTANTE:Reglade Rydberg.

Lacantidad de electronesque pueden existir en cadaunode los nivelesde energía,se pueden predecir usandounaregla establecidapor JohannesRydberg5,que diceque cadaunode losnivelesde energía( n)acepta un máximode: 2·n

2 electrones.

Por ejemplo,parael tercer nivel de energía( n =3),la cantidad máximade electronesque pueden existir son:2·32 =2 ·9 =18.

Lareglafunciona bien hastael cuartonivel de energía(n =4)parapredecir lacanti-dad de electronesen cadaunode losnivelesde energía.

Para pensar

Setienendos átomosdehidró-geno,cadaunoconsurespectivoelectrón.Enunode losátomos,setienequeelelectrónacabadesub irdelp rimeralsegundonivelde energía,mientrasqueenelo tro ,elelectrónacabadebajardesdeel segundoniveldeenergíaal primero.¿Cómoeslacantidaddeenergíaqueliberóuno delos átomoscomparadaconla cantidadqueganóel otro?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Actividad8: Aplicandolosconceptosaprendidos

Objetivo: Aplicar los conceptospreviamente revisados.

A c t i v id

a d i n d i v

i d u a l

Aplicandoel modeloatómicode Bohr y lareglade Rydberg,dibujae n tu cua-dernoun esquemaque represente un átomode Bromo(Br,Z =35) con suselectronesorganizadosen loscorrespondientesniveles de energía.

Actividad7: Aplicandolosconceptos

Objetivo: Aplicar lareglade Rydberg.

A c t i v id

a d i n d i v

i d u a l

Utilizandolaregla de Rydberg,predice lacantidad de electronesque puedenexistir en cadaunode loscuatro primerosniveles de energía.

A c t i v i

da d e n p

a r

e j a

25

UNIDAD1:Modelomecano-cuántico

Lección 1:¿Quién dijo quelos científicos no seequivocan?Ideas modernas sobreel átomo

Loslantánidosson catorce elementosque se encuen-tran en laprimerafiladel bloque f .

Losprimeroslantánidosse descubrieron en lasminassuecasde Ytterby en 1794,y comose creyó–erró-neamente– que eran escasos,se lesllegó allamar“tierrasraras”.Las “tierrasraras” son sin duda,losmineralesdel futuro,yaque tienen muchasaplicacio-nesen lasnuevastecnologías.Por ejemplo:

• El cerio(Ce) formaaleacionesmetálicasespecia-les,comopor ejemploparapiedras de mechero.

• El praseodimio(Pr) esfuente esencial paralosrayosláser.

• El neodimio (Nd) se utiliza en lentes a stronó-micas,rayos láser,imanes e investigación meta-lúrgica.

• El prometio(Pm) se usaen rayosláser y tienegran aplicación en energíanuclear.

• El samario(Sm) esun componenteesencialdelosimanespermanentesmásintensosquesecono-ceny hasidoimportanteen lacreaciónde nuevosmotoreseléctricos.Seusatambiénen lentesastro-nómicas,rayoslásere investigaciónmetalúrgica.

• El europio(Eu) excitaal fósfororojoen laspan-tallasa color y controlaneutronesen experienciasde físicaavanzada(se usó, por ejemplo,en el pro-yectode generación artificial de un Big Bang).

• El gadolinio(Gd) esesencial paralaproducciónde titanio(de importanciamilitar y médica).

• El terbio(Tb) tiene propiedadesmagnéticasquese aprovechan en lafabricación de burbujasmag-néticasy dispositivosópticos-magnéticosque sir-ven parael almacenaje de datosen los computa-dores.También se utilizaen lentesastronómicas,rayosláser e investigación metalúrgica.

• El disprosio(Dy) se utiliza en ciertostipos decristalesde láser.

• El holmio (Ho) se usa en ciertos tipos de cris-tales de láser y en toda actividad electroquímicade avanzada.

• El erbio(Er)participaen aleacionesmetálicasespeciales,comopor ejemplofiltrosfotográficos.

• El tulio(Tm) se usapara losrayosláser.

• El iterbio(Yb) se usaen la fabricación de burbu- jasmagnéticas y dispositivosópticos-magnéticosque sirven parael almacenaje de datosen loscomputadores.

• El lutecio(Lu) tiene gran aplicación en energíanuclear.

Otrasaplicaciones de loslantánidostienen que vercon fenómenos catalíticosen la refinación del pe-tróleo,elaboración de cerámicassuperconductoras,fibrasópticas,refrigeración y almacenaje de energía,bateríasnucleares, tubosde rayosX, comunicaciónpor microondas,por nombrar algunas.

Laextracción y aplicación de “tierrasraras”comen-zóa finesdel sigloXIX,perofue recién apartir deladécadade 1960 cuandoempezóa aplicarse enlasmás modernastecnologías.Paraentonces paísescomoEstadosUnidos,India y Brasil eran importantesproductoresde tierrasraras.Con el tiempo,Chinafuecreciendoen laextracción y exportación hastaque en2010 se quedócon el 95%del mercado,loque en laactualidad significaque ese paístiene el control de laindustriatecnológicamundial.

Fu en tes:“Lastierrasraras,n u evag u errad el Sig lo XXI”.Revistaelectrónic a Tendencias21.

“Lantánidosel nuevo“oroverde””. RevistaLarev istaminera.“Esastierras raras”.Revista Mineríachilena,ma yo2012 .

Química y tecnología

Los lantánidos

Óxidosde algunoslan tánidos.

Para pensar

Luegodelalectura,respondeentucuaderno:

a) ¿CómopuedeChinacontrolarel95% dela in-dustriatecnológicasoloporel hechodeser elmayorproductordelantánidosanivelmundial?

b) ¿Tesorprendeloaprendidoen lalectura?¿Porqué?

c) EnChileno existen“tierrasraras”¿quépuedesdesprenderdeestainformación?

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l

110 Química Imedio

Un magnetrón , inventode la Segunda

Guerra Mundial,generalas microondas.Consiste en un cilindrohueco encerradoen un imán con formade herradura.En elcentrodel cilindrose encuentrauna barraque funcionacomocátodo.Lasparedes delcilindroactúan comoun ánodo.Cuandosecalienta, el cátodoemite electronesqueviajan haciael ánodoy el campomagnéti-coobligaa loselectronesa moverse en unatrayectoriacircular.

Este movimiento de partículas cargadas genera mi-croondas,las cuales se ajustan a una frecuencia de2,45 GHz (2,95 × 10 9 Hz) para cocinar.Un “tubo desalida”dirige las microondas al compartimento paracocinar.y las aspas giratorias del ventilador distribu-yen las microondas por todo el horno.

Laacción de cocinar en un hornode microondasesre-sultadode lainteracción entre el componente del cam-poeléctrico de laradiación con lasmoléculaspolares,en su mayor parte agua,contenidasen losalimentos.

Todaslas moléculasrotan atemperatura ambiente.Silafrecuenciade la radiación y de larotación molecularson iguales,laenergía se puede transferir de lasmi-croondasala moléculapolar.Comoresultado,lamolé-cularotarácon mayor rapidez y en consecuencia,habráunafricción entre lasmoléculas,que se observacomocalor en losalimentos.

A diferenciade loshornosconvencionales, donde elcalor proviene desde el exterior del alimentoy debecruzar capapor capahastallegar ala másprofunda,en losmicroondaslas moléculasnopolares noabsor-

ben laradiación,y por tantoésta puede alcanzar dife-rentespartesde losalimentosal mismotiempo(segúnlacantidad que aguapresente,lasmicroondaspuedenpenetrar los alimentosa unaprofundidad de varioscentímetros).

Lossiguientespuntosson relevantesparala operaciónde un hornode microondas:los recipientesde plás-ticoy losde vidrionocontienen moléculaspolares ypor tanto,noles afectala radiación de lasmicroondas.Por otraparte,los metalesreflejan lasmicroondas,portantoprotegen alos alimentos,y hacen que regrese lasuficiente energíaal emisor de microondas,que sufreunasobrecarga.

Debidoa que lasmicroondaspueden inducir unaco-rriente en el metal,el colocar artículosmetálicospodríaprovocar que salten chispasentre el contenedor y elfondoolas paredesdel horno.Por último,apesar deque lasmoléculasde agua en el hieloestán inmovi-lizadasen una posición y por tantono pueden girar,esposible descongelar losalimentosen un hornodemicroondas.


El funcionamiento del hornomicroondas

Lección 2:Mejorjuntos queseparados...

Ánodo

Cátodo

Salidadelasondas

Platogiratorio

AlimentoImán

MagnetrónAspasgiratorias

Actividad26: Reflexionaapartir de loleído

Contestaen tu cuadernolassiguientes preguntas:

1 ¿De qué se tratael artículo?

2 ¿Cuál esla diferenciaentre utilizar un hornoconvencional y utilizar un hornode microondas?

3 A partir de loleído,¿qué sucede si introducimosaun hornomicroondas un vasode vidriolleno deaceite y lohacemosfuncionar?¿Por qué?

4 ¿Esbeneficiosoo perjudicial utilizar hornode microondas?

Objetivo: Desarrollar lacomprensión lectora.

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l

157

UNIDAD3:Enlacequímico

• Para saber más: Esta sección busca entregarte informaciónadicional sobre fenómenos interesantes o sustancias, conel fin de aumentar tu base de datos para cuando quieras/puedas/debas crear hipótesis, explicaciones, leyes y/o teorías.

• Actividad: Para adquirir cualquier conocimiento o habili-dad debes practicarla y las actividades son las secciones

para ello.• Desafío: Esta sección te invita a ir más allá de los contenidos

y ponerte a prueba para resolver tareas que requieren máshabilidades.

• Química y…: La química no es una ciencia aislada y serelaciona con muchas áreas del conocimiento. Algunas deellas se muestran en esta sección.

• Para pensar: Un buen científico se caracteriza por organizarsus conocimientos y sus ideas para ofrecer explicaciones,armar teorías, proponer hipótesis, etc. Esta sección te invitaa adentrarte en el mundo de ser tú el constructor de tu

conocimiento científico.• Química en tu vida: La química está presente en todo

y en todos. Esta sección muestra algunos fenómenos ysituaciones conocidas para ti que se pueden explicar conlos contenidos del curso.

• Al laboratorio: La ciencia avanza experimentando, por tanto,te invitamos a ir al laboratorio y poner a prueba la teoría.

SECCIONES DEL DESARROLLO DE ALGUNAS UNIDADES:

• Observación: Aquí se muestran datos importantes que nose deben olvidar.

• Importante: Esta sección hace hincapié en datos y con-ceptos relevantes para tu comprensión y avance en loscontenidos.

• Chistes químicos: El humor exige conocimientos y habili-dades, y también está presente en la química. Si comprendesel chiste, entonces estás comprendiendo los contenidos.

• Un ejemplo de la vida: Muestra ejemplos que buscanclarificar conceptos importantes usando cosas conocidaspor ti.

• Recordando: Reúne conceptos importantes que debestener presentes.

Actividad7: Aplicalo aprendido

Realiza el balance de lassiguientes ecuacionesquímicas a fin que lasrespec-tivasreacciones cumplan con la ley de conservación de la masa.

a) NaOH(ac) + H2SO4(ac) → Na2SO4(ac) + H2O(l)

b) NH3(g) + CO2(g) → (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

c) Al(s) + Fe2O3(ac) → Al2O3(ac) + Fe(s)

d) C4H10(g) + O2(g) → CO(g) + H2O(l)

Objetivo: Realizarbalancede ecuaciones.

A c t i v

ida d i n d

i v i d u a l

Guía de ejercicios: Leyes ponderales, fórmulas y balancede ecuaciones

Desarrolla los siguientes ejercicios:

1 Determina la proporción entre loselementosque forman el clorurode calcio (CaCl2),el anhí-dridosulfúrico(SO 3)y el carbonatode sodio(Na2CO3 ).

2 Demuestra la leyde proporcionesmúltiples(enfuncióndelasmasas)para losdiferentescompuestosqueformaelcloro conel oxígeno:Anhídridoperclórico(Cl2O7),Anhídridoclórico(Cl 2O5),Anhídridocloroso(Cl 2O3),Anhídridohipocloroso(Cl2O).Paraguiarte,te recomendamosleeren elsolucionariola respuestaaldesafío delapágina168.

3 Determina la fórmula empírica y molecular del sulfatode cobre,si se sabe que dichocompuesto está for-madopor un 39,83% de cobre (Cu),un 20,06% de azufre (S) y un 40,11% de oxígeno(O),y que tiene unamasa molecular de 159,54 u.m.a.

4 Unamuestradeun compuestocontiene1,52g denitrógeno(N)y 3,47gde oxígeno(O).Sabiendoquelamasamoleculardela especiees de92 u.m.a.,determinalafórmulaempírica ymolecularde estecompuesto.

5 Realiza el balance de lassiguientesreacciones químicas:

a) N2(g) + H2(g) → NH3(g)

b) P4O10(s) + H2O(l) → H3PO4(ac)

c) S(s) + H N O3(ac) → H2SO4(ac) + NO2(g) + H2O(l)

d) NH3(l) + C u O (s) → Cu(s) + N2(g) + H2O(l)

e) Be2C(s) + H2O(l)→ Be(OH)2(ac) + CH4(g)

Objetivo: Ejercitar la determinación de fórmulasy balance de ecuaciones.

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l

Recordando...

En el (NH2)2CO,el paréntesiscon el 2 a la derecha indicaque esa porción de la molécula(NH2) está repetida 2 veces.

184 Química I medio

Estructura gráfica



8 Química I medio

Trabajar en cienciasSeguridad en el laboratorio

El laboratorio de Química es un lugar seguro para trabajar si eres cuidadoso y estás atento a las normas de seguridad.Debes ser responsable de tu seguridad y de la de los demás. Las reglas que aquí se proporcionan te protegerán a ti y a losotros de sufrir daños en el laboratorio. Mientras realices procedimientos en cualquiera de las actividades, pon atención en

los enunciados de precaución.

1 Siempre obtén el permiso de tu profesor o profesorapara comenzar la práctica.

2 Estudia el procedimiento. Si tienes preguntas, plantéaselasa tu profesor. Asegúrate de entender todas las normasde seguridad sugeridas.

3 Usa el equipo de seguridad que se te proporcione. Cuandocualquier práctica requiera usar sustancias químicas,debes usar lentes y un delantal de seguridad.

4 Cuando calientes un tubo de ensayo, siempre ladéalo demodo que la boca apunte lejos de ti y de los demás.

5 Nunca comas o bebas en el laboratorio. Nunca inhalesquímicos. No pruebes sustancias o introduzcas algúnmaterial en tu boca.

6 Si derramas algún químico, lávalo de inmediato conagua. Reporta el derrame a tu profesor sin pérdida detiempo.

7 Aprende la ubicación y el uso adecuado del extintor deincendios, el botiquín de primeros auxilios y cualquierequipo de seguridad complementario.

8 Mantén todos los materiales lejos de flamas abiertas.Amárrate el cabello si lo tienes largo.

Primeros auxilios en el laboratorio

Lesión Respuesta segura

Quemaduras Aplicar agua fría. Llamar de inmediato al profesor o profesora.

Cortaduras y raspones Detener cualquier sangrado mediante la aplicación de presión directa. Cubrir los cortes con unpaño limpio. Aplicar compresas frías a los raspones. Llamar de inmediato al profesor.

DesmayoDejar que la persona se recueste. Aflojar cualquier ropa apretada y alejar a las personas. Llamarde inmediato al profesor.

Materia extraña en el ojo Lavar con mucha agua. Usar lavado ocular con botella o directamente bajo la llave.

Envenenamiento Anotar el agente venenoso sospechoso y llamar de inmediato al profesor.

Cualquier derrame en la piel Lavar con mucha agua. Llamar de inmediato al profesor.

9 Si en el salón de clase se inicia un fuego, o si tu ropa seincendia, sofócalo con un abrigo, o ponte bajo la llavedel agua. NUNCA CORRAS.

10 Reporta a tu profesor o profesora cualquier accidenteo lesión, sin importar lo pequeño que éste sea.

Sigue estos procedimientos mientras limpias tu área detrabajo.

1 Cierra el agua y el gas. Desconecta los dispositivoseléctricos.

2 Regresa los materiales a sus lugares.

3 Desecha las sustancias químicas y otros materiales deacuerdo con las indicaciones de tu profesor. Coloca losvidrios rotos y las sustancias sólidas en los contenedoresadecuados. Nunca deseches materiales en la cañería.

4 Limpia tu área de trabajo.

5 Lávate las manos a conciencia después de trabajar enel laboratorio.



SÍMBOLOS PELIGRO EJEMPLOS PRECAUCIÓN PRECAUCIÓN

DESECHAR CONPRECAUCIÓN

Se debe seguir unprocedimiento especial paradesechar los materiales.

Algunos productos químicosy organismos vivos.

No deseches estosmateriales en el drenajeo basurero.

Desecha los residuos comolo indique tu profesor.

PELIGROBIOLÓGICO

Organismos o materialbiológico que puede causardaño a los humanos.

Bacterias, hongos, sangre,tejidos no conservados,materiales vegetales.

Evita el contacto de estosmateriales con tu piel.Utiliza una mascarilla yguantes.

Avisa a tu profesor si entrasen contacto con materialbiológico. Lávate las manosminuciosamente.

RIESGO DEQUEMADURAS

Objetos que pueden quemarla piel por estar muy fríos omuy calientes.

Líquidos hirviendo, parrillasde calentamiento, hieloseco, nitrógeno líquido.

Utiliza protección indicadacuando trabajes con estosobjetos.

Pide a tu profesor ayuda deprimeros auxilios.

PRECAUCIÓN,OBJETOS

PUNZOCORTANTES

Uso de herramientas omaterial de vidrio que

fácilmente pueden perforaro cortar la piel.

Cuchillos cartoneros,herramientas con punta,

agujas de disección, vidrioroto.

Utiliza tu sentido comúncuando trabajes con objetospunzocortantes y sigue las

indicaciones pertinentescuando utilices herramientas.

Pide a tu profesor ayuda de

primeros auxilios.

PRECAUCIÓN,VAPORES

PELIGROSOS

Posible daño al tractorespiratorio por exposicióndirecta a los vapores.

Amoniaco, acetona,quitaesmalte, azufrecaliente, pastillas contra laspolillas.

Asegúrate de que hayauna buena ventilación.Nunca aspires los vaporesdirectamente. Utiliza unamascarilla.

Aléjate del área y avisa a tuprofesor inmediatamente.

PRECAUCIÓN,ELECTRICIDAD

Posible daño por choqueeléctrico o quemadura.

Conexiones mal hechas,derrame de líquidos,cortocircuitos, cablesexpuestos.

Revisa dos veces el circuitocon tu profesor. Revisa lascondiciones de los cables ylos aparatos.

No intentes arreglar losproblemas eléctricos.Avisa a tu profesorinmediatamente.

SUSTANCIASIRRITANTES

Sustancias que pueden

irritar la piel o lasmembranas mucosas deltracto respiratorio.

Polen, pastillas contra las

polillas, lima de acero, fibrade vidrio, permanganato depotasio.

Utiliza una mascarilla para

polvo y guantes. Tomaprecauciones extras cuandotrabajes con estos materiales.

Pide a tu profesor ayuda deprimeros auxilios.

PRODUCTOSQUÍMICOS

PELIGROSOS

Productos químicos quepueden reaccionar y destruirtejido y otros materiales.

Blanqueadores como elperóxido de hidrógeno,ácidos como el ácidoclorhídrico, bases como elamoniaco y el hidróxido desodio.

Utiliza lentes de protección,guantes y un delantal.

Enjuaga inmediatamente elárea con agua y avisa a tuprofesor.

PRECAUCIÓN,VENENO

Sustancias que resultanvenenosas cuando se tocan,se inhalan o se ingieren.

Mercurio, muchoscompuestos metálicos,yodo, algunas partes de laflor de nochebuena.

Sigue las instrucciones quete indique tu profesor.

Lava bien tus manosdespués de utilizar estassustancias. Pide a tuprofesor ayuda de primeros

auxilios.

PRECAUCIÓN,SUSTANCIA

INFLAMABLE

Productos químicos inflama-bles que pueden encendersedebido a la presencia defuego, chispas o calor.

Alcohol, queroseno,permanganato de potasio.

Cuando trabajes consustancias químicasinflamables, evita utilizarmecheros y fuentes de calor.

Avisa a tu profesorinmediatamente. Si esposible, usa equipo deseguridad contra fuego.

PELIGRODE INCENDIO

Los mecheros en usopueden ocasionar incendios.

Cabello, ropa, papel,materiales sintéticos.

Amarra tu cabello yropa holgada. Sigue lasinstrucciones que te indiquetu profesor sobre incendiosy extintores.

Avisa a tu profesorinmediatamente. Si esposible, usa equipo deseguridad contra fuego.

Trabajar en cienciasMedidas de seguridad

Trabajar en ciencias



En los conciertos de música, aunque todos quisiéramos estar lo más cerca posibledel escenario, solo unos pocos pueden hacerlo, pues existe una distribución deter-minada para quienes asisten. Si tenemos en cuenta que el recinto donde se realiza elconcierto contiene personas, de la misma forma que un átomo contiene electrones,podemos hacernos una idea del modelo actual de átomo, llamado modelo mecano-cuántico, que nos ayuda a entender el comportamiento de todo lo que nos rodea.

MODELOMECANO-CUÁNTICO¿Cómo explicamos en la actualidadel comportamiento de la materia? 1

U N I D AD

10




A c t

i vida d g r u

p a

l

Si la distribución de las personas en un concierto de música se asemeja a ladistribución que propone el modelo mecano-cuántico para los electrones en elátomo:

a) ¿Estarán quietos los electrones dentro del átomo?

b) ¿Permanecerán los electrones todo el tiempo en el mismo lugar?

c) ¿Los electrones se repartirán de forma igualitaria dentro del átomo?

d) ¿Qué propondrá el modelo mecano-cuántico para los electrones en cuanto asu movimiento y distribución?

e) ¿Por qué será importante conocer el modelo atómico que se usa en la ac-tualidad?

Una vez que hayas pensado tus respuestas para las preguntas anteriores, formaun grupo con tres compañeros más y compartan sus respuestas. A continuación,elaboren una respuesta grupal breve que luego se comentará al resto del curso.

Esta unidad se organiza en tres lecciones:

Lección 1: ¿Quién dijo que los científicos no se equivocan? Ideas modernas sobre el átomo.

Lección 2: ¿De qué se trata el modelo mecano-cuántico del átomo?

Lección 3: Configuración electrónica, el orden dentro del caos.

Cada una de las lecciones tiene detallado al comienzo los aprendizajes que esperamos quetú consigas, pues esta unidad tiene como propósito que tú:

· Conozcas y comprendas cómo se comportan los electrones dentro del átomo, basándoteen ideas del modelo mecano-cuántico. Además de aplicar este conocimiento para expli-car fenómenos de tu vida cotidiana.

· Conozcas, comprendas y puedas describir los descubrimientos e ideas sobre los elec-trones y los átomos que en un comienzo motivaron el desarrollo de un nuevo modeloatómico para explicar el comportamiento de la materia y que luego le fueron dandosustento.

· Conozcas, comprendas y apliques la organización propuesta para los electrones dentrodel átomo, por parte del modelo mecano-cuántico y sus principios asociados.



Antes de empezar, debes recordar: Evolución de la teoría atómica deDalton y modelos atómicos (Thomson, Rutherford y Bohr), la estructuradel átomo, las partículas subatómicas.

Actividad inicial: Repasando lo que necesito

¿Quién dijo que los científicosno se equivocan?

Lección 1

Ideas modernas sobre el átomo

1 Evolución de la teoría atómica de Dalton y modelos atómicos(Thomson, Rutherford y Bohr).

Revisa atentamente la información dispersa a continuación y con ella com-

pleta la tabla de la página 13:

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

FIGURA 1.1. Los errores son parte delaprendizaje, como podrás ver a lo largode esta lección.

Conceptos clave de lalección:

• Radiación electromagnética

• Cuantización de la energía

• Efecto fotoeléctrico

• Espectros de emisión

• Niveles de energía

• Naturaleza dual delelectrón

• Principio de incertidumbre

• Modelo mecano-cuántico

• Ecuación de Schrödinger

Aprendizajes esperados de la lección

La presente lección tiene como propósito que tú:

Conozcas y comprendas las investigaciones científicas más impor-tantes que se relacionan con el modelo atómico aceptado en la ac-tualidad (mecano-cuántico), siendo capaz también de describirlasy explicarlas, apreciando siempre su aporte a nuestra comprensióndel mundo que nos rodea.

Niels Bohr

J.J. Thomson

Planetario

Budín de pasas

Ernest Rutherford

Estacionario

Incorpora partículas de carga negativa,a las que luego se llamó electrones.

Las cargas negativas (electrones) se encuentran distribui-das en una nube de carga posit iva.

Los electrones giran en torno a un conglomerado centralque concentra la masa y la carga positiva del átomo.

Los electrones giran alrededor del núcleoen órbitas circulares de energía definida.

Incorpora el concepto de núcleo atómico.

Incorpora el concepto de niveles deenergía.

e2

1

e2

e2

12 Química I medio



Como podrás notar, la tabla resume –en orden cronológico– los modelos atómicos más importantes desarrolladosentre 1808 y 1913. ¡Nosotros empezamos a completarla, ahora te toca seguir a ti!. (2 ptos. cada celda)

2 Define: (3 ptos. c/u) a) Número atómico (Z); b) Número másico (A); c) ion

3 Identificando especies y contando partículas subatómicas. (1 pto. c/u)

Para hablar de un átomo o un ion cualquiera basta mencionar su número atómico (Z), su número másico (A) y sucarga. Estos datos, para un elemento cualquiera (X), se organizan alrededor del símbolo químico de la siguientemanera: X

A

Z

carga

A partir de esta información y con ayuda de la tabla periódica (pág. 240), completa el siguiente cuadro:

Átomoo Ion

Nombreelemento Z A

Protones(p+)

Electrones(e–)

Neutrones(n0) Carga

C 14

6

13 14 0

Br 80

35

1–

Cloro 18 –1

Cu 65

29

2+

¿Cómo te fue con las actividades? Revisa tus respuestas en el solucionario (pág. 210) y calcula tu puntaje.

Bien (sobre 56 ptos.) Regular (entre 56 y 42 ptos.) o Mal (bajo 42 ptos.)

Si no estás conforme con tu desempeño y quieres recordar mejor los conceptos que se te preguntaron, te in-vitamos a leer http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/impresos/quincena5.pdf, donde podrás encontrar, con detalle, la evolución de la teoría atómica a lo largo de la historia, desde los griegoshasta Rutherford.

Año 1808 1897 1911 1913

Representación

gráfica

Nombre del modelo --------------------

Científico que lopropuso

John Dalton (Se le asocia,aunque nunca lo propuso).

Consiste en

No era un modelo, sinoun pequeño grupo depostulados que apoyabanla existencia del átomo y através de él explicaban lacomposición de la materiay las leyes que rigen la

combinación química.Incorpora --------------------

UNIDAD 1: Modelo mecano-cuántico

Lección 1: ¿Quién dijo que los científicos no se equivocan? Ideas modernas sobre el átomo



Las ideas sobre la existencia del átomo –una partícula pequeña queforma todo lo que tiene masa y ocupa espacio (materia)–, comenzaronhace más de 2.500 años, en la época de los griegos, pero sólo tomaronfuerza en el Siglo XIX. A partir de ahí han sido muchas las personas quecon sus teorías y experimentos nos han ayudado a comprender a estapequeña partícula y, con ello, a toda la materia.

Una de las primeras ideas sobre los átomos fue que estos eran esferasindivisibles, hasta que se descubrió que en su interior existían partículasde carga negativa que eran liberadas bajo ciertas condiciones (electro-nes). Esta idea dio paso a un modelo muy popular: el “budín de pasas”planteado por Thomson, el que luego sería desechado con el descubri-miento del núcleo atómico, para dar paso al modelo planetario plan-teado por Rutherford.

Aunque muchas de las teorías que han sido propuestas en el tiempohan sido erróneas (o no del todo correctas), sirvieron como punto departida para la idea moderna sobre el átomo, que es lo que te pre-sentaremos en esta Unidad: el modelo mecano-cuántico, el cual fuedesarrollado por notables físicos quienes supieron trabajar en conjuntoy utilizar los aciertos y, sobre todo, los errores de los otros.

Aclarando conceptos

Modelo: Esquema teórico deun sistema o de una realidadcompleja que se elabora parafacilitar su comprensión y el es-tudio de su comportamiento.

(Adaptado de www.rae.es)

Reúnete con tres compañeros más y usando solo lo que saben, construyan unarespuesta grupal para cada una de las preguntas siguientes. Anoten las respues-tas en su cuaderno.

¡Recuerden que una buena respuesta de grupo se logra con los aportes de todos!1 ¿Qué es la emisión electromagnética? Nombra dos ejemplos de la vida coti-

diana.

2 ¿Los electrones giran en cualquier parte dentro del átomo? Expliquen surespuesta.

3 ¿Qué significa que el electrón sea partícula y onda a la vez? ¿y qué implica?

Cuando hayan terminado, presenten su respuesta al resto del curso.

Lloviendo ideas: “Comparte lo que sabes”

A c t i vid a d g r u

p a l

Practice your English

Puedes encontrar la traducción yexplicación en el solucionario dela Unidad.

ATOMS ARE WHAT

MAKE US ALL MATTER!

Actividad 1: Organiza la información

A partir de la información brindada en los párrafos anteriores y de tus propiosconocimientos, diseña en tu cuaderno una línea de tiempo que resuma breve-mente lo que conoces sobre el desarrollo de la teoría atómica.

Objetivo: Organizar información cronológicamente.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

14 Química I medio



De la física clásica a la teoría cuánticaLos intentos de los físicos del siglo XIX para comprender el comporta-miento de átomos y de moléculas, no fueron del todo exitosos. Al su-poner que las moléculas se comportan como pelotas que rebotan, solose puede predecir y explicar algunos fenómenos macroscópicos, pero

no el comportamiento químico.Pasó mucho tiempo para que se descubriera y aceptara que los átomosy de las moléculas no cumplen las mismas leyes físicas que los objetosmás grandes, pues mientras estos últimos se rigen por la física clásica,el comportamiento de los átomos y moléculas solo se puede explicarutilizando los principios de la mecánica cuántica.

Radiación electromagnéticaEn 1873, James Maxwell1 propuso que la luz visible se compone de on-das electromagnéticas (un tipo especial de onda) y consiguió explicarcómo se propaga la energía –en forma de radiación– a través del espaciocomo una vibración de campos eléctricos y magnéticos.

1 James Clerk Maxwell (1831-1879). Físico escocés. Fue uno de los grandes físicos teóricos del sigloXIX; su trabajo abarcó muchas áreas, incluyendo la teoría cinética de los gases, la termodinámica, la elec-tricidad y el magnetismo.

Averígualo…

¿A qué se le llama “física clásica”?

Averígualo…

• ¿Qué es una onda?

• ¿Qué es la longitud de onda?

• ¿Qué es la frecuencia?

• ¿Cómo se relaciona la frecuen-cia con la longitud de onda?¿y ambas con la energía?

¿Qué significa propagar?

Hacer que algo llegue a sitios dis-tintos de aquel en que se produce.


Aclarando conceptos

Macroscópico: Que se puedeobservar a simple vista, sin ayu-da del microscopio.

Por ejemplo: el color y el volu-men son propiedades macros-cópicas de la materia.


Actividad 3: Relacionando los conceptos con tu propia vida

A continuación, te presentamos los tipos más frecuentes de radiación electromagnética. Escribe en tu cuadernoaquellos que conoces o que has escuchado mencionar y comenta lo que sabes sobre ellos con un compañero: Ondasde radio (AM y FM), Rayos X, Ondas de celular, Microondas, Rayos gamma, Rayos ultravioleta, Ondas infrarrojas.

Objetivo: Establecer una conexión entre los contenidos y la vida cotidiana.

Actividad 2: Aplicando los conceptos

Considerando la información de los párrafos anteriores, responde para cada casosi es la física clásica o la mecánica cuántica la que permite explicar: a) la presiónque ejerce un gas dentro de un globo; b) la unión entre dos átomos; c) el movi-miento de un electrón; d) el choque de dos automóviles.

Objetivo: Aplicar los conceptos previamente revisados.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

A c t i v i

da d e n p

a r e j

a

La mecánica cuántica es una rama de la física que comenzó en 1926,apoyada en una serie de teorías. La primera de ellas, propuesta en1900 por el físico alemán: Max Planck. Para entender la base de lateoría de Planck es necesario tener ciertos conocimientos sobre las on-das... ¿Sabes qué son las ondas y cuáles son los elementos que lascaracterizan?





Las ondas electromagnéticas viajan a 3 x 108 m/s (trescientos millonesde metros por segundo), o sea a 1080 millones de kilómetros por hora(km/h). Ese valor corresponde a la velocidad de la luz. Para que tengasuna idea de qué tan rápido viaja la luz, considera que es 9 millones deveces más rápido que la velocidad máxima permitida para un auto-

móvil en las carreteras de nuestro país (120 km/h). Entonces, ¿cuántodemora la luz en llegar desde el Sol a la Tierra?

La figura 1.2 muestra diversos tipos de radiación electromagnética condistinta longitud de onda y frecuencia. Las ondas largas de radio setransmiten mediante grandes antenas, como las usadas en telecomuni-caciones. Las ondas de luz visible, más cortas que las de radio, se debenal movimiento de los electrones en los átomos y moléculas. Las ondasmás cortas, frecuencia más alta, son los rayos gamma (γ), que se formanpor los cambios dentro del núcleo del átomo.

FIGURA 1.2 El espectro electromagnético. Todas las formas de energía electromagnética interactúan con la materia, y la capacidad de lasdiferentes ondas para penetrar en la materia es una medida de la energía de las mismas.

A. Los rayos gamma tienen las frecuencias más altas y las menores longitudes de onda. Debido a que los rayos gamma son los más ener-géticos del espectro electromagnético, pueden atravesar la mayoría de las sustancias.

B. Los rayos X tienen menor frecuencia que los rayos gamma, pero se consideran rayos con alta energía. Estos rayos atraviesan los tejidosblandos del cuerpo, pero son detenidos por tejidos más duros, como los huesos.

C. Las ondas ultravioleta son ligeramente más energéticas que las ondas de luz visible. La radiación ultravioleta es la parte de la luz del Solque provoca quemaduras en los seres vivos. El ozono, ubicado en la estratósfera, absorbe la mayoría de la energía ultravioleta del Sol.

D. Las ondas de luz visible son la parte de del espectro electromagnético a la que son sensibles nuestros ojos. Nuestros ojos y cerebrointerpretan las diferentes frecuencias como diferentes colores. La gama de todos los colores que somos capaces de distinguir, se denominaespectro visible y es lo que se muestra en la parte inferior de la figura 1.2.

E. Las ondas infrarrojas tienen menor energía que la luz visible. Experimentamos los rayos infrarrojos como el calor que irradian algunos objetoso cuerpos calientes. El cuerpo humano, así como muchos otros objetos calientes (calentadores, por ejemplo), emiten radiación infrarroja.

F. Las microondas son ondas de baja frecuencia y baja energía que se usan para las comunicaciones y para cocinar (horno microondas).

G. Las ondas de radio tienen las menores frecuencias del espectro electromagnético. En la banda de radio AM, el intervalo de las frecuenciasva desde 550 kHz (kilohertz) hasta 1700 kHz, mientras que las longitudes de onda oscilan desde casi 200 m hasta 600 m, o sea, más queuna cuadra promedio.

Aclarando conceptos

1 nanómetro (nm) = 10–9 m

(1000 millones de veces máspequeño que un metro)

1 kilohertz (kHz) = 1000 Hz

(1000 veces más grande queun Hertz)

Aclarando conceptos

Espectro: Distribución de laintensidad de una radiación enfunción de su longitud de onda,energía, frecuencia o masa.


Longitud de onda (nm)

10–1210–1410–16 10

400 500 600 700

–10 10 10–6–8 10–4 10–2 100 102 104 106 108

Frecuencia (Hz)

102010221024 1018 1016 1014 1012 1010 108 106 104 102 100

Rayosgamma

RayosX

LámparassolaresRayos X Lámparasdecalor

Hornos demicroondas,radares, estaciones

satelitales

Televisión defrecuenciaultra-alta

(TV UHF),teléfonos celulares

Radio FMy televisión defrecuenciamuy alta

(TV VHF)

RadioAM

Infrarrojo

Espectro visible

Longitud de onda en nanometros

Microondas FMUV

A B

D

C E F G

AM Ondas de radio

1 3

4

7 8 9

* 0 #

aumento de energía

Aumento de energía

16 Química I medio



Como se aprecia en la figura anterior, la luz blanca (la luz del Sol) sedescompone en varios colores que nosotros podemos distinguir. Estagama de colores se puede observar en ciertas ocasiones (como en elarcoiris) o utilizando ciertos objetos, como prismas, CDs o lápices deplástico de sección hexagonal. ¿Qué diferencia a un color de otro?

Averígualo…

¿Qué es un prisma?

Los rayos X

En 1895, Wilhelm Roentgen descubrió unas radia-ciones electromagnéticas que se producían cuando losrayos catódicos (flujo de electrones) chocaban con unmetal. Como se trataba de una radiación desconocidaen ese momento, Röntgen llamó “X” a estos rayos.

La longitud de onda de estas radiaciones es mil vecesmás pequeña que la luz visible. Entonces, ¿son más omenos energéticos que la luz visible?

Los rayos X pueden atravesar sustancias y no sondesviados por campos eléctricos o magnéticos, loque favorece su utilización en técnicas que permitendeterminar la estructura interna de personas y ani-males (radiografía), así comode moléculas y minerales(difracción de rayos X).

Usando la técnica de difrac-ción de rayos X, DorothyHodgkin, pudo determinarla estructura de compues-tos bioquímicos esencialespara combatir la anemiaperniciosa, haciéndola me-recedora del premio Nobelde Química en 1964.

Primera radiografía de la his-toria: La mano de la esposade Roentgen, Anna Bertha.

Para saber más

FIGURA 1.3 Espectro de la luz blanca.La luz blanca es una mezcla de todos loscolores de la luz visible. Siempre que laluz blanca pasa a través de un prismao una rejilla de difracción, se separa enun intervalo de colores llamado espectrovisible. Cuando la luz del sol atraviesa lasgotas de lluvia, se separa en los coloresdel arcoiris. Esta separación en coloressucede también cuando la luz se enfrentaa materiales, como la superficie de losCDs o algunos plásticos.

Desafío

Del fenómeno físico a lacarátula de un disco

Una banda de rock muy famo-sa durante la década de los 70,se inspiró en el fenómeno dedispersión de la luz para crearla carátula de un disco.

¿Puedes descubrir, juntoa dos compañeros, de québanda estamos hablando y

cómo es la imagen que serelaciona con el fenómenofísico que estamos traba-

jando en esta sección?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

Desafío

Aplica lo aprendido

A partir del espectro electro-

magnético, figura 1.2 (pág 16),explica:

a) ¿Por qué se nos dice confrecuencia que debemosprotegernos de la radia-ción Ultravioleta (UV)del sol?

b) ¿Qué radiaciones vemosy cuáles no? Y las queno vemos, ¿las podemossentir? ¿cómo?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Para pensar

Los aportes de Roentgen y deHodgkin, ¿han sido útiles eimportantes para ti? ¿y para lahumanidad? Explica y justificatu respuesta a un compañero.

A c t i v i

da d e n p

a r e j a





Marie Curie (1867 – 1934)

Marie Curie fue una física y quí-

mica de origen polaco y una delas científicas más reconocidas desu época. Además, es sin lugar adudas la mujer más destacada entoda la historia de la ciencia.

María Sklodowska (nombre de sol-tera) nació en Varsovia (Polonia) en1867. Hija de un profesor, estudióen su país natal hasta 1891, épocaen la que se fue a París a estudiarfísica y matemática a la Sorbonne

(famosa universidad francesa), ydonde cambió su nombre a Marie. Dos años más tar-de acabó sus estudios de física con el número uno desu promoción.

En 1894 conoció a Pierre Curie. Enese momento, los dos trabajabanen el campo del magnetismo. Con35 años, Pierre Curie era una bri-llante esperanza en la física fran-cesa. Se enamoró enseguida deaquella fina y austera polaca de 27

años que compartía su fe altruis-ta en la ciencia. Después de quePierre le propusiera matrimonio yla convenciera para vivir en París,celebran el 26 de julio de 1895 suboda con una sencillez extrema: ni fiesta, ni anillos,ni vestido blanco. La novia luce ese día un traje azulcomún y corriente y luego, con su novio, monta enuna bicicleta para iniciar la luna de miel por las ca-rreteras de Francia.

Marie Curie estaba interesada en los recientes descu-brimientos de los nuevos tipos de radiación. WilhelmRöntgen había descubierto los rayos X en 1895, y en1896 Antoine Henri Becquerel descubrió que el ura-nio emitía radiaciones invisibles similares. Por todoesto comenzó a estudiar las radiaciones del uranio y,utilizando las técnicas piezoeléctricas inventadas porPierre, midió cuidadosamente las radiaciones en lapechblenda, un mineral que contiene uranio. Cuan-do vio que las radiaciones del mineral eran más in-

tensas que las del propio uranio, sedio cuenta de que tenía que haberelementos desconocidos, inclusomás radiactivos que el uranio.

Marie Curie fue la primera en uti-lizar el término “radiactivo” paradescribir a los elementos que emi-ten radiaciones cuando se descom-ponen sus núcleos.

Mientras tanto, Pierre acabó sutrabajo sobre el magnetismo paraunirse a la investigación de suesposa, y en 1898 el matrimonio

anunció el descubrimiento de dosnuevos elementos: el polonio (Marie le dio ese nom-bre en honor de su país de nacimiento) y el radio.Durante los siguientes cuatro años el matrimonio,

trabajando en condiciones muyprecarias, trató una tonelada depechblenda, de la que lograronaislar casi un gramo de radio.

Los esposos Curie, junto a Becque-rel, recibieron el Premio Nobel deFísica en 1903 “en reconocimien-

to de los extraordinarios serviciosque han prestado con sus investi-gaciones de la radioactividad, des-cubierta por el profesor Henri Be-cquerel”, convirtiéndose Marie en

la primera mujer en recibir este galardón. Sin embar-go, para los Curie, esta gloria fue un “desastre”; muyreservados ambos y devorados por la misma pasiónpor la investigación, sufrieron al verse apartados deella y al ver su laboratorio invadido de gente inopor-tuna, periodistas y fotógrafos.

En 1904 Pierre Curie fue nombrado profesor de fí-sica en la Universidad de París, y en 1905 miembrode la Academia Francesa. Estos cargos no eran nor-malmente ocupados por mujeres, y Marie no tuvo elmismo reconocimiento.

A pesar de la gran envergadura de sus descubri-mientos, Marie y Pierre continuaban viviendo encondiciones muy modestas. La situación económica

Y el Nobel es...

18 Química I medio



había empeorado con la llegada de su hija mayor,Irene (en 1897), y posteriormente de Eve (en 1904)y los Curie se vieron obligados a tomar una de lasdecisiones más radicales de su vida. ¿Patentabansu descubrimiento para asegurarse un buen sus-

tento económico de por vida o bien publicaban susresultados para que cualquiera que quisiese seguirinvestigando pudiese hacerlo? Se miraron a los ojosy supieron qué hacer: optaron por la pobreza con talde ver crecer la ciencia.

Los descubrimientos no terminaron ahí. Posteriormen-te Pierre investigó los efectos del radio sobre su piel ynotó que producía una quemadura que evolucionabarápidamente a herida. Estas investigaciones hicieronque se comenzara a usar el radio en el tratamientode tumores malignos, naciendo así la “Curieterapia”,posteriormente llamada radioterapia.

Un día lluvioso y oscuro de abril de 1906, Pierre fueatropellado por una carreta de caballos. La muertefue prácticamente instantánea. Marie cayó en unaprofunda depresión de la cual le costó salir, pero esono le impidió continuar las investigaciones pendien-tes, encargarse de la solvencia del hogar, la educa-ción de sus hijas y ocupar el trabajo que dejó Pie-rre en la Universidad, donde fue la primera mujeren tener una cátedra. Por sus grandes logros, Marie

recibió un sillón en la Academia Francesa de Medi-cina, pero el machismo y la xenofobia estaban muy

presentes en Franciay le fue negada lamerecida entradaa la Academia deCiencias. Pero no fal-

taban quienes sí va-loraran la entrega ydedicación de Mariey por ello en 1911recibió un segundoPremio Nobel, estavez el de químicapor el descubrimien-to del radio y del polonio, la aislación del radio y susestudios sobre él. Con ello, Marie Curie se transfor-mó en la primera persona en recibir el premio Nobel

en dos oportunidades.Pero llegó el día en que los 35 años de manipulacióndel radio, las múltiples radiaciones y cuatro años co-laborando con equipos de rayos X en la primera gue-rra mundial, le pasaron la cuenta. En mayo de 1934,Marie cayó en cama y no volvió a levantarse. Losmédicos le diagnosticaron una leucemia con anemiaperniciosa severa. El 4 de julio de 1934, a los 66años de edad, Marie dejó de existir por culpa de supreciado radio. Fue enterrada junto a Pierre en unaceremonia íntima. En su honor, el Instituto del Radio,

creado por ellos pasó a llamarse Instituto Curie.


Actividad 4: Reflexiona y debate en grupo

Reflexiona sobre la vida de Marie Curie, sus méritos, sus logros y los obstácu-los que tuvo que enfrentar, y opina:

a) ¿Crees que su vida habría sido diferente si hubiese trabajado después de laDeclaración Universal de los Derechos Humanos (1948), cuyo artículo 27dice: “Toda persona tiene derecho a (…) participar en el progreso científi-co y en los beneficios que de él resulten”? ¿Por qué?

b) ¿Crees que fue justamente recompensado el aporte de Marie Curie a laciencia y a la humanidad? ¿Por qué?

Finalmente, en grupos de cuatro estudiantes, discutan sus opiniones, siempreargumentando sus posturas y respetando a los demás.

Objetivo: Construir y defender una opinión propia fundamentada sobre temasrelevantes.


p a l

Química en la web

Tanto la hija como la nieta de

Marie Curie son reconocidascientíficas francesas. Te invitamosa investigar sobre ellas: IreneJoliot-Curie (química, ganadoradel Nobel) y Helena Langevin-Joliot (física nuclear).




Para saber más

Teoría cuántica de Planck Cuando los sólidos se someten a calentamiento emiten radiación elec-tromagnética que abarca una amplia gama de longitudes de onda. Sonejemplos de ello: la luz rojiza tenue de algunos calentadores eléctricos(figura 1.4 a) y la luz blanca brillante de las ampolletas comunes de

tungsteno (figura 1.4 b).

El estudio de este fenómeno de emisión de energía por parte de sólidoscalentados, le permitió a Max Planck2 –a comienzos del siglo XX–, pos-tular que los átomos y las moléculas emiten (o absorben) energía soloen cantidades definidas, como pequeños paquetes o “montoncitos”.

A esta mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absorber) enforma de radiación electromagnética, Plank la llamó cuanto. De esteconcepto se derivan palabras como “cuántico”, “cuántica”, “cuantiza-

da”, etc., todos muy aplicados en la actualidad.La teoría propuesta por Planck, que se conoce como teoría cuántica,llegaría a revolucionar la física y a modificar para siempre la teoríaatómica. ¿Por qué tanto revuelo? Porque hasta ese entonces, los físi-cos siempre habían supuesto que la energía era un proceso continuoy que en el proceso de radiación se podía liberar cualquier cantidadde energía.

La idea de que la energía está cuantizada o “empaquetada” puede pa-recer extraña, sin embargo, podemos encontrar muchas analogías en

nuestra vida cotidiana. Por ejemplo, en el sistema monetario chileno,$1 (un peso) sería el “cuanto” (la cantidad mínima que se puede trans-ferir), y cualquier monto de dinero diferente a $1 deberá ser escritocomo un múltiplo de él, o sea, como una repetición de varias veces esevalor. Además, es útil recordar que en la actualidad no existen monedasde valores fraccionarios del peso, como podrían ser 25 o 50 centavos.

FIGURA 1.4 a) Calentador eléctrico en-cendido, donde el sólido calentado de susresistencias emite una luz rojiza. b) Am-polleta común encendida, en cuyo centrose aprecia la emisión de radiación electro-magnética del filamento de tungsteno.

2 Max Karl Ernest Ludwing Planck (1858-1947). Físico alemán. Recibió el Premio Nobel de Física de1918 por su teoría cuántica. También realizó aportes importantes en termodinámica y otras áreas de la física.

¿Qué significa tenue?

Delicado, débil.


¿Qué significa analogía?

Similitud entre cosas distintas.

(Adaptado de ww.rae.es)

El tungsteno

Antiguamente llamado Wolfra-mio, es un elemento químico desímbolo W y número atómico 74.De carácter metálico, tiene unaalta resistencia al calor, lo quese refleja en su punto de fusión(3410°C, el más alto entre losmetales). Por este motivo, el tuns-teno metálico en alambre, barra o

lámina se utiliza en la fabricaciónde ampolletas eléctricas y otrosproductos electrónicos.Adaptado de http://www.lenntech.es/periodica/elementos/w.htm

a)

b)

Actividad 5: Analiza lo aprendido y responde

Analiza la información anterior y luego responde en tu cuaderno:

¿ En qué modelo atómico, de los que conoces hasta ahora, se puede verclaramente la influencia de la teoría cuántica de Planck? Justifica tu elección.

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Objetivo: Comprender en profundidad los conceptos que se presentan y su relacióncon conceptos vistos previamente.

20 Química I medio



El efecto fotoeléctricoEn 1905, solo cinco años después de que Planckpresentara su teoría cuántica, Albert Einstein3 lautilizó para resolver otro misterio de la física: elefecto fotoeléctrico (figura 1.5), un fenómeno

en el que los electrones son expulsados desdela superficie de ciertos metales que se han ex-puesto a la luz de una determinada frecuenciamínima. Y la forma de explicar este fenómeno,fue postular que un rayo de luz es en realidadun haz de partículas (conocidas hoy como fo-tones).

Esta teoría acerca de la luz significó un dilemapara los científicos, pues hasta ese entonces se

sabía que la luz era una onda, y la única for-ma de resolver este conflicto, fue aceptar quedependiendo del tipo de experimento que sehiciera, la luz se comporta como onda o comoun torrente de partículas. Este comportamiento“doble”, se conoce como naturaleza dual , y noes exclusivo de la luz, sino que es típica de toda la materia, incluidoslos electrones. Esto último será revisado con detención dentro de lapresente lección.

Aunque hablar de Einstein suene muy lejano, el efecto fotoeléctricoestá presente a diario en nuestras vidas: se aplica en detectores de mo-vimiento, cine, relojes, cámaras fotográficas, calculadoras, etc.

MedidorFuente devoltaje

Luzincidente

–

e–

Metal

+

FIGURA 1.5 Aparato para estu-diar el efecto fotoeléctrico. La luzde cierta frecuencia cae sobre unasuperficie metálica limpia. El polopositivo atrae hacia sí los electro-nes expulsados (por atracción decargas opuestas). Un detectorregistra el flujo de electrones.

3 Albert Einstein (1879-1955). Físico de origen alemán. Los tres ensayos que publicó en 1905 (sobre larelatividad especial, el movimiento browniano y el efecto fotoeléctrico), influyeron profundamente en el de-sarrollo de la física. Recibió el Premio Nobel de Física en 1921 por su explicación del efecto fotoeléctrico.

Actividad 6: Relacionando los conceptos con tu vida

Junto a dos compañeros más, lee atentamente la in-formación que se entrega a continuación y luego expli-quen brevemente, en su cuaderno, cómo ella se relacio-na con el efecto fotoeléctrico:

La fotografía digital es posible gracias a un sensor fotosen-sible (sensible a la luz, como el de la imagen) que al recibir fotones generaseñales eléctricas que luego son transformadas a datos digitales, para seralmacenados.

Objetivo: Notar que las grandes teorías están también presentes en nuestra vidacotidiana.

A c t i vi

d a d g

r u p

a l





FIGURA 1.6 Cobre fundido, emitiendo sucaracterístico resplandor anaranjado.

FIGURA 1.7 a) Espectro de emisión continuo, producido por la luz blanca; b) Espectro de emisióndiscontinuo (de líneas) producido por el hidrógeno (H); c) Espectro discontinuo (de líneas) del mercurio(Hg). En ambos casos, los números indicados corresponden a longitudes de onda en nanómetros (nm).

Averígualo…

¿Cómo funciona el equipo uti-lizado para estudiar los espec-tros de emisión de átomos ymoléculas?

Teoría de Bohr para el átomo de hidrógenoLas investigaciones de Einstein prepararon el camino para resolver otromisterio de la física del siglo XIX: los espectros de emisión de los átomos.

Espectros de emisión

Desde que Newton demostró que la luz solar está formada de diversoscolores que al volver a combinarlos producen luz blanca (alrededor delaño 1670), los físicos y químicos han estudiado las características de losespectros de emisión, o sea, la intesidad de las radiaciones que emiten

las sustancias –ordenadas según su longitud de onda– luego que ganan

energía en forma de calor, electricidad u otra manera.

Son ejemplos de espectros de emisión:

a) el espectro de la luz visible (el de la luz del sol), que se puede obser-var en la figura 1.7. Éste, se denomina “continuo” porque todas las

longitudes de onda pertenecientes al rango visible están representa-das (los colores).

b) el espectro de un trozo de hierro calentado al “rojo”. El resplandorcaracterístico es parte del espectro visible para el ojo humano, mien-tras que el calor del mismo trozo de hierro representa otra parte desu espectro de emisión que se encuentra en la zona infrarroja (ver lafigura 1.2). ¿La parte infrarroja del espectro podrá ser percibidapor alguno de nuestros sentidos?

Los espectros de emisión de los sólidos calentados son continuos, comoel espectro solar, mientras que los espectros de emisión de los átomosen estado gaseoso no tienen una distribución continua del rojo al viole-ta, sino que solo producen líneas de ciertos colores. Este tipo de espec-tro de emisión se denomina espectros de líneas, y corresponden a la

emisión de luz solo a ciertas longitudes de onda.

a)

b)

c)

420,1

407,8 507,5 546,1 579 624,4

434 486,1 656,3

400 nm 500 nm 600 nm 700 nm

H

Hg

22 Química I medio



Cada elemento tiene un espectro de emisión que ya es conocido, y esúnico, pues sus líneas están ubicadas en zonas específicas. Por este mo-tivo, los espectros de emisión se utilizan en química para identificar ele-mentos en muestras desconocidas, de la misma forma que las huellasdigitales sirven para identificar a una persona. ¿Qué beneficios puede

traer esta técnica? ¿Para qué se podría usar?

En 1913, poco después de los descubrimientos de Planck y Einstein, elfísico danés Niels Bohr4 propuso una explicación teórica para el espec-

tro de emisión del átomo de hidrógeno. A pesar que no se considera deltodo correcto el complejo tratamiento de datos que hizo este científico,su trabajo sí fue capaz de explicar la posición de las líneas espectrales,es decir, pudo explicar por qué las líneas del espectro del átomo dehidrógeno aparecían a longitudes de onda específicas (ver figura 1.7).

Teoría de Bohr para el átomo de hidrógeno

Cuando Bohr comenzó su estudio sobre el espectro del átomo de hi-drógeno, el modelo atómico aceptado era el de Rutherford, el cual

era muy atractivo por su semejanza con nuestro sistema solar: los pla-netas giran alrededor del Sol como los electrones giraban alrededor delnúcleo. Según este modelo, en el átomo de hidrógeno (H, Z=1), quetiene un protón y un electrón, la atracción electrostática entre estos em-pujaba al electrón (negativo) hacia el núcleo (positivo), pero esta fuerzaera contrarrestada por la aceleración externa que tenía el electrón algirar en torno al núcleo.

Sin embargo, de acuerdo con las leyes de la física clásica, si el átomode hidrógeno emitiera radiación electromagnética al aplicársele energía(como se hace para obtener el espectro de emisión del elemento), elelectrón que giraba en torno al núcleo experimentaría una aceleraciónhacia éste y caería rápidamente en espiral hacia él, destruyéndose juntocon el protón (ver cuadro lateral). Para explicar por qué esto no sucede,Bohr postuló que el electrón solo puede ocupar ciertas órbitas de ener- gías específicas. O sea, las energías del electrón están cuantizadas. Así,un electrón que permaneciera en cualquiera de las órbitas permitidasno radiará energía y por tanto no caerá en espiral hacia el núcleo.

4 Niels Henrik David Bohr (1885-1962). Físico danés. Uno de los fundadores de la física moderna. Reci-bió el Premio Nobel de Física en 1922 por su teoría que explicaba el espectro del átomo de hidrógeno.

Aclarando conceptos

Atracción electrostática: Atracción entre especies decargas opuestas.

Química yastronomía

Espectroscopía astronómica

Los espectros de emisión tienen

aplicaciones en campos muy di-versos, incluso en la astronomía.Allí, los espectros de emisión –ytambién de otros tipos– se uti-lizan para obtener informaciónsobre las estrellas. Permite co-nocer por ejemplo, su composi-ción química, la temperatura ensu superficie y su densidad.

Para saber más, te invitamos a revisareste artículo sobre Espectroscopía as-tronómica:

http://electromagnetismo2010a.w i k i s p a c e s . c o m / f i l e / v i e w /Espectroscopia+Astronomica.pdf

Aclarando conceptos

Las predicciones usandoel modelo de Rutherford:

a) la fuerza de atracción delnúcleo (en verde) se cancelacon la aceleración del elec-trón al girar (en naranjo).

b) Si el electrón pierde ener-gía, como en estudios deespectros de emisión, éstedebería caer en espiral ha-cia el núcleo.

+e–

+

e– e n e r g í a

a) b)

Para pensar

Imagina la siguiente situación: Trabajas en un laboratorio, tienes a tu disposición losespectros de emisión de todos los elementos químicos conocidos y te piden descubrir loselementos que existen en cierta mezcla. ¿Qué harías para cumplir con tu misión?

A c t i v id

a d i n d i v

i d u a l





Para saber más

Así, a partir de la teoría de Bohr y sus órbitas de energía definida, losespectros de emisión encontraron una explicación: Se originan por elpaso de los electrones de una órbita a otra. ¿Cómo? El electrón recibeenergía desde el exterior (es energizado) y sube a otra órbita de mayorenergía que no es la suya (estado excitado). Luego, el electrón debe

retornar a su órbita original (estado fundamental o nivel basal), peropara hacerlo debe “devolver” el exceso de energía y lo hace en formade luz (emitiendo fotones). Este fenómeno lo vemos a diario en nues-tras vidas, por ejemplo, al encender una ampolleta. ¿Puedes explicarcómo se relacionan las ampolletas con los espectros de emisión yla teoría de Bohr?

La teoría de Bohr tenía cuatro puntos claves:

· Establece niveles de energía donde puede estar un electrón, de lamisma forma que una escalera tiene peldaños… se puede estar en un

peldaño o en otro, pero nunca en medio. Cada nivel se representapor la letra n y toma solo valores naturales (1, 2, 3, 4, etc.).

· Sostiene que los electrones giran en órbitas circulares alrededor delnúcleo formando los niveles de energía a los que se les llamó nivelesestacionarios.

· Propone que a medida que nos alejamos del núcleo, los niveles deenergía se van haciendo más energéticos, que sería como tener unaescalera con peldaños que mientras más subimos, más separados seencuentran unos de otros. (figura 1.8)

FIGURA 1.8 Los niveles de energía pro-puestos por Bohr se pueden comparar conlos peldaños de una escala con peldañosde altura creciente: Se debe estar en unpeldaño o en otro, pero no en el medio; ya medida que nos alejamos del punto departida (núcleo) mayor es la distancia en-tre un peldaño y otro (crece la energía).

Aclarando conceptos

Fotón: Una partícula de luz.

El nivel de energía (n )

Este concepto introducido porBohr se utiliza hasta nuestrosdías, pero con el nombre de nú-

mero cuántico principal .Eso sí, en un comienzo, cada ni-vel de energía se representabapor una letra, pero no cualquie-ra: se usaban las letras, a partirde la K, en orden alfabetico (K,L, M,…).

· Afirma que los electrones en movimiento dentro de un nivel esta-cionario no emiten ni absorben energía. Sin embargo, si un electrónsube o baja de nivel, debe ganar o perder energía, respectivamente.(figura 1.9)

FIGURA 1.9 Si a los niveles de energía dentro del átomo los pensamos como peldaños de una escalacon peldaños de altura creciente, entonces podemos decir que: para subir de un peldaño a otro se debeganar cierta cantidad de energía (esfera roja), mientras que para bajar de un peldaño a otro, se debeperder energía (esfera verde). En ambos casos, la cantidad de energía involucrada depende de la diferenciade altura entre los peldaños (mientras más arriba, mayor será la diferencia).

n = 4

N i v e l e s d e e n e r g í a ( n )

Núcleo

n = 3 n = 2 n = 1

24 Química I medio



n = 1

n = 2

n = 3

Fotón

FIGURA 1.10 Proceso de emisión de un átomo de hidrógeno

excitado, según la teoría de Bohr. Un electrón que originalmen-te se encuentra en una órbita de mayor energía (n = 3) caehacia una órbita de menor energía (n = 2). Como resultado, sedesprende un fotón con energía. La energía liberada es igual ala diferencia de energías entre las dos órbitas ocupadas por elelectrón durante el proceso de emisión.

La figura 1.10 resume todos los principios propuestos por la teoría deBohr utilizando el ejemplo del átomo de hidrógeno excitado.

La teoría de Bohr, y el modelo atómico que propuso (modelo estacio-nario) resultó muy útil para explicar el espectro de emisión del hidró-geno que tiene un solo electrón. Sin embargo, no podía explicar losespectros de emisión de átomos con más de un electrón, por tanto, era

necesario seguir investigando sobre los electrones.

5 Johannes Rydberg (1854–1919). Físico sueco conocido por su fórmula para predecir las longitudes deonda de los fotones emitidos por los cambios de nivel de energía de un electrón en un átomo. Un cráter dela luna lleva el nombre de Rydberg en honor a este científico.

Desafío

Aplica la teoría

Junto a un compañero, inter-preta los primeros tres puntosclave propuestos por Bohr (enla página anterior), y a partir deellos, dibuja un modelo atómi-co que los incluya todos. Luego,dibujen sobre él lo que dice elcuarto postulado.

Desafío

Objetos que brillan en laoscuridad

Junto a dos compañeros más,¿pueden proponer una explica-ción para el funcionamiento delos objetos que brillan en la os-curidad, utilizando como basela teoría propuesta por Bohr?

A

c t i vid a d

g r u p

a l

IMPORTANTE: Regla de Rydberg.

La cantidad de electrones que pueden existir en cada uno de los niveles de energía,se pueden predecir usando una regla establecida por Johannes Rydberg5, que diceque cada uno de los niveles de energía (n) acepta un máximo de: 2·n 2 electrones.

Por ejemplo, para el tercer nivel de energía (n = 3) , la cantidad máxima de electronesque pueden existir son: 2·32 = 2·9 = 18.

La regla funciona bien hasta el cuarto nivel de energía (n = 4) para predecir la canti-dad de electrones en cada uno de los niveles de energía.

Para pensar

Se tienen dos átomos de hidró-geno, cada uno con su respectivoelectrón. En uno de los átomos,se tiene que el electrón acabade subir del primer al segundonivel de energía, mientras queen el otro, el electrón acaba debajar desde el segundo nivel deenergía al primero. ¿Cómo esla cantidad de energía queliberó uno de los átomoscomparada con la cantidadque ganó el otro?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Actividad 8: Aplicando los conceptos aprendidosObjetivo: Aplicar los conceptos previamente revisados.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u

a l

Aplicando el modelo atómico de Bohr y la regla de Rydberg, dibuja en tu cua-derno un esquema que represente un átomo de Bromo (Br, Z = 35) con suselectrones organizados en los correspondientes niveles de energía.


Objetivo: Aplicar la regla de Rydberg.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Utilizando la regla de Rydberg, predice la cantidad de electrones que puedenexistir en cada uno de los cuatro primeros niveles de energía.

A c t i v i

da d e n p

a r e j a





La química en tu vida

Los fuegos artificiales

En muchas ciudades de nuestro país y del mundo se acostumbra a lanzarfuegos artificiales para celebrar el Año Nuevo u otras fiestas importantes. Los

organizadores intentan sorprendernos con los colores y formas de ellos.Los colores que vemos en los espectáculos pirotécnicos se pueden explicarcon lo que ya hemos revisado en esta lección, así que si el modelo de Bohr ysu explicación para los espectros de emisión te parecían de un mundo muylejano, ¡piénsalo de nuevo!

En su interior, además de explosivos, los fuegos artificiales llevan compuestosque contienen ciertos metales (potasio, sodio, estroncio, bario, por ejemplo).Una vez que sucede la explosión, el calor que ella libera provoca la excita-ción de los electrones del metal y con ello su ascenso a otro nivel energético.Pasados unos breves instantes, los electrones que se encuentran en nivelessuperiores al que les corresponde comienzan a retornar a su estado basal(nivel original), para lo cual deben liberar el exceso de energía en forma deluz (fotón).

Esta liberación de energía es lo que nosotros vemos como colores. Así, ladiferencia entre los colores de los fuegos artificiales, se debe a la presenciade metales diferentes en cada uno de ellos.

Averígualo…

¿Qué metal se tiene que agregar a un fuego artificial para que al estallarveamos un resplandor rojo? ¿y uno verde? ¿y uno lila? ¿y uno naranjo?

Una vez que tengas las respuestas, coméntalas con el resto de tu curso.

Química en la web

En el siguiente link podrás en-contrar una animación del saltode los electrones de un nivel a

otro y su relación con los es-pectros de emisión:

http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/ato-mo/BohrII.htm

26 Química I medio



Niels Bohr (1885–1962).Este físico nacido en Dina-marca en 1885, realizó contribuciones notables parala comprensión del átomo y la mecánica cuántica, porlos cuales recibió el Premio Nobel de Física en 1922.Sin embargo, contrario a lo que se pudiera pensar, lavida de Bohr no fue solo de aciertos… y la forma enque sus errores colaboraron al desarrollo de la cienciaes una muestra que los científicos también se equivo-can, aunque han aprendido a ver en sus equivocacio-nes una nueva oportunidad para avanzar.

Más allá de su teoría atómica, Bohr pasará a la histo-ria también como el hombre que le llevó públicamentela contra a Einstein, siendo muy conocidos los debatesque ambos protagonizaron y que plasmó Bohr en unartículo. Dos titanes de la ciencia del Siglo XX que seenfrentaron por la teoría de la relatividad.

Pero Niels Bohr es mucho más que todo eso. Como judío en plena Segunda Guerra Mundial tuvo quehuir de los nazis, exiliándose primero en Suiza y lue-go en Londres. Luego, con el fin de lograr construiruna bomba atómica antes que los nazis y pensandoque luchaban contra el fascismo, Bohr y otras emi-nencias científicas accedieron a formar parte delProyecto Manhattan (principalmente estadouniden-se). Muchos de estos científicos eran judíos, y entreellos volvió a encontrarse con Einstein. El objetivo seconsiguió y las dos bombas atómicas lanzadas so-bre Japón (en las ciudades de Hiroshima y Nagasaki)impresionaron por la destrucción que ocasionaron(150.000 fallecidos).

El secreto de su creación y la ausencia de control in-ternacional sobre tal arma de destrucción masiva hi-cieron que Bohr, arrepentido, a su vuelta en 1945 aDinamarca iniciase una campaña de usos pacifistas

de la energía. Organizó la primera conferencia «Áto-mos para la paz» en Ginebra, celebrada en 1955, ydos años más tarde recibió el primer premio «Átomospara la paz». En 1952, Bohr ayudó a crear el CentroEuropeo para la Investigación Nuclear (CERN) en Gi-nebra, Suiza, conocido en la actualidad por la investi-gación sobre el Bosón de Higgs y los neutrinos.

El elemento químico bohrio (Bh) se denominó así ensu honor, al igual que el asteroide 3948 Bohr descu-bierto por Poul Jensen el 15 de septiembre de 1985.

Bohr se casó en 1912 con Margrethe Nørlund, quienera una compañera ideal para él. Tuvieron seis hi-

jos, de los cuales perdió a dos; los otros cuatro, hanrealizado carreras distinguidas en varias profesiones:Hans Henrik (médico), Erik (ingeniero químico), Aage(Doctor en física teórica) y Ernest (abogado).

Y el Nobel es...

Para pensar

Luego de haber leído atentamente sobre la vida de Niels Bohr, ¿quéopinas sobre la siguiente afirmación: “Los científicos no seequivocan”? Escribe tu opinión, explícala y arguméntala, utilizandoademás ejemplos de la vida del propio Niels Bohr.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Química en la web

Te recomendamos leer “la anécdota del baró-metro” que contaba Rutherford y que muestrael pensamiento crítico y poco convencional deBohr en su época de estudiante:

http://www.revistadocencia.cl/pdf/20100730164230.pdf





En esta actividad se espera que compruebes experimentalmente la emisión de luz coloreada de algunos metales cuan-do son expuestos a la llama de un mechero y que relaciones el fenómeno con la teoría de Bohr. Además, se espera que

desarrolles la habilidad de observar, que apliques las normas de seguridad del laboratorio químico –comprendiendo suimportancia– y que adquieras destrezas para el trabajo de laboratorio.

En grupos de cinco estudiantes, reúnan los siguientes materiales y reactivos para trabajar:

Materiales

• Alambre de nicrom (o sustituto).

• Mechero.

• Agua destilada.

Reactivos

• Sulfato de cobre (II) (CuSO4).

• Cloruro de estroncio (SrCl2).

• Cloruro de cobre (II) (CuCl2).

• Permanganato de potasio (KMnO4).

• Cloruro de sodio (NaCl).

ACTIVIDAD:

Una vez reunidos todos los materiales y reactivos,sigan el siguiente procedimiento:

a. Marquen los recipientes que contienen cada una de lasmuestras, poniendo el nombre del compuesto, con el finde reconocerlos durante el trabajo.

b. Observen cómo es cada uno de los compuestos recibi-dos y anótenlo como observación en su cuaderno.

c. Verifiquen que el alambre de nicrom se encuentrelimpio.

d. Soliciten a su profesor que encienda el mechero.

e. Mojen con agua destilada la punta del alambre de ni-crom y luego introdúzcanla dentro de la muestra de

sulfato de cobre (II) (CuSO4) para recoger una pequeñacantidad de éste. Después, acérquenlo a la llama delmechero. Anoten lo que observaron.

f. Laven el alambre de nicrom con agua destilada hastaque no queden restos del compuesto anterior.

g. Repitan el paso e., esta vez con el cloruro de estroncio(SrCl2). Anoten lo que observaron.

h. Laven el alambre de nicrom con agua destilada hastaque no queden restos del compuesto anterior.

IMPORTANTE: Las observaciones deben ser tomadasen sus cuadernos, de forma individual. Y al final de laactividad experimental, deben dejar limpio el mesón detrabajo y los materiales con que trabajaste.

Antes de comenzar, es necesario que,como grupo, consideren y apliquen lassiguientes medidas de seguridad:

• No jugar, comer ni correr en el laboratorio.

• Usar en todo momento lentes de seguridad.

• Solicita a tu profesor que encienda el mechero.

• No acercar sustancias combustibles al mechero niacercarse en exceso.

• No hacer nada que no esté indicado por tu profesor.

• No probar ni tocar ninguno de los reactivos.

• En caso de accidente, avisar inmediatamente a tu

profesor.

Llama de Cloruro de cobre.

28 Química I medio

Al laboratorio: Fuego de color A c

t i vid a d g r u

p a

l



De acuerdo con los resultados obtenidos en este laboratorio, y con el aporte de todos los integrantes delgrupo, respondan, en su cuaderno, las siguientes preguntas:

1 ¿Qué color tendrá la llama si se mezclan todas las muestras anteriores?

2 Utilizando el modelo de Bohr como referencia, ¿cómo podrían explicar el fenómeno observado? y ¿cómo se relacionacon los espectros de emisión? Fundamenten su respuesta.

3 La actividad experimental recién realizada corresponde a una prueba de análisis que se realiza en los laboratorios quí-micos que tiene por nombre Test a la llama. ¿Para qué creen que se utiliza este test en los laboratorios? Fundamentensu respuesta.

4 La investigación científica se caracteriza por buscar respuestas a un problema surgido de la observación, siguiendosiempre el método científico, vale decir: observamos la realidad y nos surge una interrogante que transformamos en unproblema de investigación. Luego, proponemos una posible respuesta (que llamamos hipótesis), la cual intentaremoscomprobar mediante experimentos (diseño experimental). Finalmente, según los resultados obtenidos, concluimos sinuestra hipótesis es verdadera o falsa.

Ahora, considerando que el laboratorio recién realizado es el diseño experimental asociado a un problema de investigación:

a) Propongan el problema de investigación que se tenía,

b) Propongan una hipótesis a comprobar,

c) Según los resultados obtenidos, determinen si hipótesis planteada por ustedes es verdadera o falsa.

COEVALUACIÓN:

Una vez que hayan terminado la actividad, completen de forma grupal la siguiente evaluación, escribiendo una X en la casillaque consideren que representa mejor el trabajo de cada uno en el laboratorio. Cada miembro del grupo completará la tablaen su propio libro reflejando las opiniones de todo el equipo.


i. Repitan el paso e., esta vez con el cloruro de cobre (II)(CuCl2). Anoten lo que observaron.

j. Laven el alambre de nicrom con agua destilada hastaque no queden restos del compuesto anterior.

k. Repitan el paso e., esta vez con el permanganato depotasio (KMnO

4

). Anoten lo que observaron.

l. Laven el alambre de nicrom con agua destilada hastaque no queden restos del compuesto anterior.

m. Repitan el paso e., esta vez con el cloruro de sodio(NaCl). Anoten lo que observaron.

n. Laven el alambre de nicrom con agua destilada hastaque quede limpio.

o. Utilizando las observaciones que tomaron todos losintegrantes del grupo, realicen una tabla resumen querelacione el nombre del compuesto, su fórmula, el me-tal presente en cada uno de ellos y la coloración de la

llama. (Nota: El metal de cada uno de los compuestoses el primer elemento escrito en la fórmula y lo últi-mo dicho en el nombre, después del “de”). Si necesitasayuda, recurre a tu profesor.

Criterios Siempre A veces Nunca

1. Cooperó y aportó con el grupo en el desarrollo experimental (laboratorio).

2. Cooperó y aportó con reflexiones para responder las preguntas teóricas.

3. Si se presentó alguna duda preguntó al profesor(a).

4. Siguió paso a paso lo que indicaba el procedimiento.

5. Anotó todo lo observado y todos los datos solicitados.

6. Pudo relacionar lo observado en el laboratorio con los contenidos que se estánrevisando en la asignatura.

7. Aplicó las normas de seguridad del laboratorio.




Naturaleza dual del electrón: Una partícula y unaonda… ¡al mismo tiempo!Los físicos quedaron fascinados pero intrigados con la teoría de Bohr.Cuestionaban por qué las energías del electrón del hidrógeno erancuantizadas, es decir, ¿por qué el electrón en el átomo de Bohr estálimitado a girar alrededor del núcleo a una distancia fija (órbitas circula-res)? Durante una década, nadie tuvo una explicación lógica para esto,ni siquiera el mismo Bohr, hasta que en 1924, el misterio fue resueltopor Louis de Broglie6, quien postuló que los electrones se pueden com-portar dualmente, o sea, de dos formas a la vez: como partícula (cuerpocon masa) y como onda.

De Broglie, tomando como base la explicación del efecto fotoeléctricopropuesto por Einstein, en que las ondas luminosas (luz) se comporta-ban también como partícula, pensó que quizás las partículas –como

los electrones– también pueden tener propiedades ondulatorias, o sea,comportarse como ondas. De acuerdo con de Broglie, un electrón secomporta como una onda estacionaria, la cual debe tener una longitudde onda tal, que la onda pueda cerrarse en una circunferencia, gene-rando las “órbitas permitidas” que mencionaba Bohr.

Además, la teoría propuesta por de Broglie confirmaba la cuantizacióndentro del átomo al proponer una relación entre la energía del electrón(como onda) con el tamaño de la órbita: la órbita no puede tener cualquiertamaño, pues la onda (electrón) debe calzar dentro de ella (figura 1.11).Luego, el electrón no puede tener cualquier energía.

6 Louis Victor Pierre Raymond Duc de Broglie (1892-1977). De una antigua y noble familia francesa,ostentó el título de príncipe. En su disertación doctoral propuso que la materia y la radiación tienen propie-dades tanto de ondas como de partícula. Este trabajo lo hizo merecedor del Premio Nobel de Física en 1929.

FIGURA 1.11 a) La onda se repiteun número entero de veces (4, en lafigura) y se cierra sobre sí misma. Portanto, su longitud de onda multiplicadapor 4 será igual al tamaño de la circun-ferencia de la órbita. Como la cantidadde repeticiones de la longitud de ondaes un número entero (4), esta órbitasería permitida. b) La onda se repite unnúmero fraccionario de veces (4,5, enla figura). Por tanto, la onda no coincidecon la circunferencia de la órbita. Estaórbita sería no permitida.

Actividad 9: Representando las teorías

1 En grupos de tres estudiantes, conseguir los siguientes materiales: 3 hojas de cuaderno,lápiz, regla, compás, pequeño ovillo de lana, tijera y pegamento.

2 En cada una de las hojas, dibujar un círculo con el compás, de tal manera que los tres ten-gan tamaños visiblemente diferentes y de al menos 5 cm de diámetro.

3 Luego, sobre el contorno de cada uno de los círculos, superponer la lana simulando ondas,hasta conseguir que la onda se cierre sobre sí misma, como muestra la imagen a) de la

figura 1.11. Una vez logrado el objetivo, cortar la lana y pegarla cuidadosamente al papelcon el pegamento.

4 Finalmente, comparen los tres círculos con sus “ondas de lana” y respondan:

a) ¿cómo son las longitudes de onda de la lana en los tres círculos?. b) ¿servía cualquierlongitud de onda para que la onda se cerrara sobre sí misma? c) ¿cómo aplicaron la teoríade de Broglie en esta actividad?

Objetivo: Mejorar la comprensión de teorías abstractas utilizando representaciones concretas.

A c t i vid a

d g r u p

a l

a)

b)

30 Química I medio



FIGURA 1.12 a) Patrón de difracción de rayos X de una lámina de aluminio. b) Difracción electrónicade una lámina de aluminio. La similitud de estos dos patrones muestra que los electrones se puedencomportar como rayos X y mostrar propiedades de onda.

7 Clinton Joseph Davisson (1881-1958). Físico estadounidense. Junto a G.P. Thomson compartieron elPremio Nobel de Física en 1937 por haber demostrado las propiedades de onda de los electrones.

8 Lester Halbert Germer (1896-1972). Físico estadounidense. Descubrió (con Davisson) las propiedadesde onda de los electrones.

9 George Paget Thomson (1892-1975). Físico inglés. Hijo de J.J. Thomson, recibió el Premio Nobel de Físicaen 1937, junto con Clinton Davisson, por haber demostrado las propiedades de onda de los electrones.

a) b)

Finalmente, Louis de Broglie llegó a la conclusión de que las ondas se

comportan como partículas y las partículas presentan propiedades de

onda y estableció una ecuación que relaciona las propiedades de una

con las propiedades de la otra, vale decir, relacionó las propiedades de

una partícula con las propiedades ondulatorias. Aunque dicha ecua-

ción se aplica a distintos sistemas, las propiedades ondulatorias solo seobservan en objetos submicroscópicos.

Poco tiempo después de que de Broglie formulara su ecuación, Clinton

Davisson7 y Lester Germer8, en Estados Unidos, y G.P. Thomson9, en

Inglaterra, demostraron que los electrones poseen propiedades ondula-

torias. Al dirigir un rayo de electrones sobre una delgada lámina de oro,

Thomson detectó una serie de anillos concéntricos en una pantalla,

similar a lo que se observa cuando el experimento se realiza con rayos

X (que son ondas).

La técnica empleada por estos científicos para demostrar que los elec-

trones tienen comportamiento de onda (ondulatorio), es la base del

microscopio electrónico, cuya evolución ha permitido desarrollar mi-

croscopios de alta tecnología que hoy en día nos permiten, por ejem-plo, ver átomos. En la siguiente sección Química y tecnología, ¡te mos-

tramos uno de ellos!

Química en la web

Te invitamos a leer el artículo:“El electrón y su familia.J.J. Thomson, G.P. Thomson yel paso de la física clásica a lacuántica”

http://www.investigacionyciencia.es/investigacion-y-ciencia/numeros/2013/2/el-electrn-y-su-familia-10812


Desafío

Encuentra el nombre y

explica el experimento

Existió un experimento imagi-nario con que los físicos expli-caban el comportamiento dualdel electrón, que fue realizadofinalmente en 1961… ¿pue-des encontrar su nombre yexplicar en qué consistió?

A c t i v i

da d i n

d i v

i d u a l

Desafío

Explica con tus palabras

Junto a un compañero, explicacómo y por qué el experimentode Davisson, Germer y Thom-son demuestra lo propuestopor de Broglie.

A c t i v i

da d e n

p a r e j a




Si nos encontráramos en la época de 1960 o antes, tediríamos que nadie puede ver los átomos. Pero ahora,

con la ayuda de computadores y microscopios, es po-sible generar imágenes de los átomos en dos o tres di-mensiones. Incluso es posible hacer girar a los átomosy observar sus nubes electrónicas. Uno de estos apara-tos, sucesor del microscopio electrónico, es el Micros-copio de Exploración de Túnel (o de barrido por tune-laje), conocido por sus siglas en inglés STM (ScanningTunneling Microscope ), diseñado por Gerd Binnig yHeinrich Rohner (ganadores del Premio Nobel de Físi-ca en 1986 por esta innovación).

El STM utiliza una propiedad mecano-cuántica delelectrón para producir una imagen de los átomos dela superficie de una muestra. Debido a su masa extre-madamente pequeña, un electrón es capaz de mover u“horadar” (hacer un agujero en) una barrera de ener-gía, en lugar de pasar por encima de ella.

El STM está compuesto por una aguja de tungsteno me-tálico con una punta muy fina (terminada en un únicoátomo), fuente de los electrones horadadores. Se man-tiene un voltaje entre la aguja y la superficie de la mues-tra para “motivar” a los electrones a pasar a través del

espacio hacia la mues-tra. Al moverse la agu-

ja sobre la superficiede la muestra, a unoscuantos diámetrosatómicos de distancia,se mide la corrientehoradadora, la cualdisminuye o aumenta,según los “obstácu-los” que encuentrenlos electrones. El valorde esta corriente hora-dadora es informada a

la aguja de tungsteno,la que modifica en cada momento su altura para estarsiempre en posición vertical y a una distancia fija dela superficie de la muestra. La magnitud de los ajustesde la aguja, van describiendo la muestra. Luego, estosdatos se registran, analizan e interpretan mediante uncomputador, para obtener una imagen tridimensional,que puede ser coloreada.

Este microscopio se encuentra dentro de las herra-mientas más poderosas en la investigación químicay biológica.


Microscopio de exploración de túnel (STM)

Imagen de aumento a color de STM de arseniuro de galio.Las nubes electrónicas del galio aparecen en azul y las delarsénico en rojo.

Imagen STM de los caracteres chi-nos para “átomo”, escritos con áto-mos de hierro sobre una superficiede cobre.

Equipo de STM.

Química en la web

Te invitamos a visitar la siguiente dirección, dondepodrás encontrar imágenes sobre el funcionamientodel STM, además de imágenes obtenidas con él y unsimulador http://www.nobelprize.org/educational/physics/microscopes/scanning/index.html

Para pensar

Responde en tu cuaderno:

¿Por qué crees que el STM es una herramienta impor-tante en el desarrollo de la química moderna? ¿Quéposibles usos crees que puede tener el STM?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

32 Química I medio



Principio de incertidumbre A raíz del descubrimiento del comportamiento ondulatorio (comoonda) del electrón, surgió otro problema para la teoría de Bohr: ¿Cómose puede conocer la posición de una onda, si ellas se extienden através del espacio?

Para describir el problema que significa localizar una partícula subató-mica que se comporta como onda, Werner Heisenberg 10 formuló unateoría que en la actualidad se conoce como principio de incertidum-bre de Heisenberg, que dice que: es imposible conocer simultánea-

mente y con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de un

electrón. El principio se basa en una inecuación de la que se puededesprender que, a medida que aumentamos la precisión con que semide la cantidad de movimiento, se pierde precisión en la medición dela posición; y si aumentamos la precisión con que se mide la posición,

perderemos precisión al medir la cantidad de movimiento.

10 Werner Karl Heisenberg (1901-1976). Físico alemán. Uno de los fundadores de la teoría cuántica mo-derna. Recibió el Premio Nobel de Física en 1932.

11 Erwin Schrödinger (1887-1961). Físico austriaco. Formuló la mecánica de ondas que sentó las bases parala teoría cuántica moderna. Recibió el Premio Nobel de Física en 1933.

Ahora que ya conoces el principio deincertidumbre de Heisenberg. Res-ponde en tu cuaderno: ¿qué pasacon la idea de Bohr de que loselectrones giran en órbitas cir-culares?

Ecuación de Schrödinger En 1926, el físico austriaco Erwin Schrödinger11 formuló una ecuaciónmatemática compleja que describe el comportamiento y la energía de laspartículas subatómicaa. La importancia de esta ecuación, radica en queincorpora la naturaleza dual de las partículas, como la del electrón: inclu-ye su comportamiento como partícula y sus propiedades de onda. Ade-más, de esta ecuación se desprende una relación que permite predecirlas zonas donde sería más probable encontrar un electrón alrededor delnúcleo y con ella, se pueden organizar los electrones dentro del átomo.

Con la ecuación de Schrödinger comenzó una nueva era en la física yen la química, ya que dio inicio a un nuevo campo: la mecánica cuán-tica (también conocida como mecánica ondulatoria), que se dedica alestudio de la materia a escala reducida y su comportamiento.

Aclarando conceptos

Cantidad de movimiento: También llamado momento li-neal, se representa con la letrap y se define como el productoentre la masa (m) y la veloci-dad (v ) de un cuerpo.

p = m • v

¿Qué es una inecuación?

Es una desigualdad matemáti-ca. En ella, los términos se re-lacionan con signos de mayor omenor, pudiendo o no incluir laopción de igualdad.


Un ejemplo de la vida

Si estudiamos con detención auna persona en bicicleta, po-dremos analizar por separadoel recorrido que lleva (posición)y la velocidad a la que va. Sinembargo, si intentamos medirlas dos variables a la vez, nos

será imposible obtener valoresexactos para ambas, aunquepodremos conseguir buenasaproximaciones.

Ahora, si el ciclista disminuyerasu tamaño hasta tener la masade un electrón, las aproxima-ciones no serían tan buenas yhablaríamos de incertidumbre.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l Desafío

Aplicado a tu vidaJunto a un compañero, propongan al me-nos una situación en que logran percibir elprincipio de incertidumbre en sus vidas co-tidianas. Pueden guiarse con la sección “Unejemplo de la vida”.

A c t i v i

da d e n p

a r e j aPara pensar




Para pensar

Actividad 10: Analiza lo leído y responde

En grupos de cuatro estudiantes, después de haber leído el texto y analizadola información que en él se entrega desarrollen en sus cuadernos respuestasgrupales para las preguntas a continuación. Recuerden que deben tomar encuenta los aportes de todos los integrantes del grupo.

1 ¿Qué pasaría si el principio de incertidumbre fuera válido para el compor-tamiento de los asteroides?

2 ¿Es posible hacer con los electrones del átomo los mismos estudios quehicieron los científicos para determinar la trayectoria del asteroide 2011AG5? Fundamenta tu respuesta.

3 ¿Se aplica el principio de incertidumbre a objetos de gran tamaño comolos que existen en nuestras experiencias diarias?

Una vez que hayan terminado, elijan a quien representará al grupo para pre-sentar sus respuestas al resto del curso.


p a l

Objetivo: Desarrollar la comprensión de investigaciones científicas recientes, sus re-sultados y relacionarlas con los contenidos en estudio.

La mecánica cuántica es unaparte de la física, que entre otrascosas, estudia las partículas querecién se están descubriendodentro de los átomos. Por suparte, la ciencia química se si-gue desarrollando sin tener encuenta estas nuevas partículas.

Ahora responde: ¿Por qué laquímica puede avanzar sinpreocuparse mayormentede los nuevos descubri-mientos al interior de losátomos?

Lectura científica: ¿Choca o no choca con la Tierra?

Lo que se muestra a continuación, es parte del artículo científico titulado “Cerca, pero no demasiado” de J. Matson,publicado en la edición de mayo de 2013 de la revista española “ Investigación y ciencia”. Te invitamos a leerlo yanalizar lo que en él se expone, para luego, en grupos de cuatro estudiantes, desarrollen la actividad 3.

El 9 de enero de 2013, el asteroide Apofis, de unos 300 metros de diámetro, se aproximó a la Tierra. Aunque pasó auna distancia tranquilizadora (mucho más allá de la órbita de la Luna), el objeto no se había acercado tanto a nuestroplaneta desde 2004, año en que fue descubierto. Poco después de su hallazgo, los astrónomos temieron durante untiempo que Apofis impactase contra la Tierra en un futuro, pero las últimas observaciones han disminuido estas preocu-paciones. Con todo, Apofis se acercará mucho más en 2029, cuando pasará a unos 35.000 kilómetros de la Tierra (unascinco veces el radio de nuestro planeta). Y, al menos por el momento, sigue existiendo una minúscula probabilidad decolisión para 2036.

El caso de Apofis se asemeja al de otros asteroides potencialmente peligrosos. En un principio, la incertidumbre inicialen el cálculo de su órbita revela una probabilidad de que el objeto golpee algún día nuestro planeta, pero observacio-nes posteriores rebajan ese riesgo hasta niveles insignificantes.

Así sucedió con el asteroide 2011 AG5, al que inicialmente se asocióuna pequeña probabilidad de impacto para el año 2040. Sin embargo,nuevos datos publicados en diciembre de 2012 disiparon la amenaza,pues dos meses antes, un astrónomo de la Universidad de Hawái, yotros investigadores determinaron su órbita con una precisión suficien-te como para limitar las posibles trayectorias que el objeto seguirá enel futuro. Sus resultados implican que, en 2040, 2011 AG5 pasará juntoa la Tierra a la tranquilizadora distancia de unos 900.000 kilómetros(cerca de 3 veces la separación entre la Tierra y la Luna). En conclusión,no ese asteroide no chocará en el año 2040 con nuestro planeta.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

34 Química I medio



¿Cuánto aprendí de esta Lección?

A c t i vida d i n d

i v i d u a l

Responde en tu cuaderno las siguientes preguntas:

1 ¿Qué es la emisión electromagnética? Nombra dos ejemplos de la vida cotidiana (2 ptos pregunta; 1 pto cada ejemplo).2 ¿Los electrones giran en cualquier parte dentro del átomo? Expliquen su respuesta (1 pto. pregunta; 2 ptos. explicación).

3 ¿Qué significa que el electrón sea partícula y onda a la vez? ¿y qué implica? (1 pto. pregunta; 1 pto. implicancia)

4 ¿En qué consiste el principio de incertidumbre? y, ¿qué implicancias tuvo para el desarrollo de la teoría atómica?(1 pto. pregunta; 2 ptos. implicancias)

5 ¿De qué se trata la ecuación de Schrödinger? y, ¿cuál es su importancia dentro del desarrollo de la teoría atómica?

(1 pto. pregunta; 2 ptos. importancia)

6 Resume brevemente los postulados del Bohr para el átomo y señala cuáles de ellos aún se consideran verdade-ros y cuáles han sido desechados. En este último caso, explica con detalle la razón por la que han sido rechaza-

dos y cambiados. (0,5 ptos. cada resumen; 0,5 ptos. c/u decir si aún son aceptados; 2 ptos. cada explicación para rechazado)

7 Utilizando el modelo de Bohr y sus postulados, explica con detalle cómo funciona una ampolleta. (4 ptos.)

8 Aplicando la regla de Rydberg, ¿cuántos electrones pueden existir si se llenaran por completo los tres primeros nivelesde energía? (2 ptos.)



Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar, puedes repasar la Lección. Si no estás seguro sobrerepasar o no, para ayudarte a decidir te recomendamos comparar las respuestas de las preguntas 1, 2 y 3 con las

respuestas entregadas para estas mismas preguntas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección.

Al terminar esta Lección, no olvides que:

• La teoría atómica se ha construido con los aportesde muchas personas, con aciertos y errores.

• Hoy sabemos que los electrones tienen naturale-za dual, a veces comportándose como partícula yotras como onda; giran alrededor del núcleo, sinuna trayectoria definida, siendo imposible conocera la vez y con exactitud su posición y su cantidad

de movimiento.• Estas características del electrón fueron incluidas

en una ecuación que busca predecir su comporta-miento.

Prepárate para lo que viene:

La próxima lección te invita a conocer, comprender yaplicar el modelo mecano-cuántico y los conceptospropios de él, como por ejemplo: orbital atómico ynúmeros cuánticos.

Si quieres aprender más sobre los temas trata-dos en esta Lección, te sugerimos realizar lassiguientes actividades:

1 Investiga sobre otros modelos atómicos–diferentes al de Bohr– que hayan sidopropuestos hasta antes de 1926. Luego,analízalos y expone en qué se equivocaron,fundamentando tu respuesta con los des-cubrimientos tratados durante el desarrollode esta lección.

2 Desarrolla un mapa conceptual que rela-cione las ideas claves de esta lección.

Para practicar más…

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l





Antes de empezar, debes recordar: Espectros de emisión, cuantización

de la energía, niveles de energía, naturaleza dual del electrón, principiode incertidumbre, ecuación de Schrödinger.


¿De qué se trata el modelomecano-cuántico del átomo?

Lección 2

I. Resuelve el crucigrama de la página siguiente utilizando las palabras quecompletan las frases a continuación. Considera que los números entreparéntesis representan la ubicación de la palabra que debe escribirse enel crucigrama. (1 pto. cada palabra)

1 El principio de (3) propuesto por W. Heisenberg sostiene que no esposible conocer simultáneamente y con (5) la cantidad de movi-miento y la (12) de partículas subatómicas, como los (13), que semueven alrededor del núcleo.

2 La ecuación de (14) es una ecuación matemática que considera lanaturaleza dual del electrón, vale decir, su comportamiento como (1) y su comportamiento como (15).

3 La naturaleza dual del electrón fue propuesta por Louis (2), para ex-plicar la existencia de órbitas circulares en el modelo de Bohr. De laexplicación dada por este científico, se puede comprobar también quela energía no es continua, sino que está (10). Este principio es la base

de los (7) modernos, con los cuales se ha podido, incluso, ver átomos.4 Los espectros de emisión de un elemento son radiación (6) que li-

bera un elemento al ser energizado o excitado. Según la teoría deBohr, esta liberación de (9) en forma de luz (fotones), se debe aque un electrón cae de una órbita (11) energética a otra (4) ener-gética. Estos espectros de emisión se pueden apreciar como líneasa diferentes longitudes de onda. Cada elemento tiene un espectrode emisión único, por lo que se pueden usar para (8) los elementospresentes en una muestra desconocida.

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FIGURA 1.13. Representación de un áto-mo de neón al que se le están extrayendoelectrones uno por uno.



• Números cuánticos• Número cuántico principal (n)

• Número cuántico

secundario o azimutal (ℓ)• Número cuántico

magnético (mℓ)

• Espín electrónico

• Número cuánticomagnético de espín (ms)


Conozcas y comprendas cómo se comportan los electrones dentrodel átomo, basándote en ideas del modelo atómico actualmenteaceptado (mecano-cuántico), aplicando los parámetros que utili-

zamos en la actualidad para describir el comportamiento y ubica-ción de los electrones dentro del átomo: los números cuánticos.

36 Química I medio



1 2

3

4 5

6

7 8

9

10

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13

14

15

II. Responde las siguientes preguntas (3 ptos. c/u):

1 ¿Cuál es la importancia de la naturaleza dual del electrón en el avance de la teoría atómica? Fundamenta.

2 ¿Cuál fue la importancia del principio de incertidumbre en la teoría atómica? Fundamenta.

3 ¿Cuál es la importancia de la ecuación de Schrödinger en la creación de un nuevo modelo atómico? Funda-

menta.



Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a releer la primera Lección de esta Unidad: “¿Quién dijoque los científicos no se equivocan? Ideas modernas sobre el átomo”. Cuando te sientas preparado para con-tinuar, ¡podemos seguir!





Con los aportes hechos por la naciente mecánica cuántica, que vino arevolucionar el mundo de las ciencias, la teoría atómica también se vioafectada. Es así, como a partir de los descubrimientos revisados en laLección anterior, comenzó a desarrollarse un nuevo modelo atómico,que explicara la materia y su comportamiento. Este modelo se llamómecano-cuántico y se desarrolló alrededor de la década de 1940, y esel modelo atómico actualmente aceptado.

¿Qué hace que el modelo mecano-cuántico haya perdurado tantoen el tiempo?

Modelo mecano-cuántico Antes de explicar el modelo como tal, es necesario aclarar que la ecua-ción de Schrödinger funciona bien para el átomo de hidrógeno, perola ecuación no se resuelve con exactitud para átomos polielectrónicos.

Por suerte, los químicos y físicos han aprendido a superar esta dificultadcon métodos de aproximación. Entonces, aunque el comportamientode los electrones en un átomo polielectrónico no es igual que en el áto-mo de hidrógeno, se supone que la diferencia no es muy grande, porlo que, a partir de lo que se sabe para el hidrógeno, es posible haceruna descripción fiable del comportamiento que tienen los electronesen cualquier átomo de cualquier otro elemento químico. ¿Es útil, a tu juicio, trabajar en base a una aproximación?

Aclarando conceptos

Polielectrónico:

Cualquier átomo que tiene doso más electrones.

Reúnete con tres compañeros más y usando solo lo que saben y construyanuna respuesta grupal para cada una de las preguntas propuestas a contitu-ción. Anoten las respuestas en su cuaderno.

¡Recuerden que una buena respuesta de grupo se logra con los aportes detodos!

1 ¿Cómo es el átomo según el modelo mecano-cuántico? y ¿cómo se dis-tribuyen los electrones en él?

2 ¿Qué es un orbital atómico?

3 ¿Qué son los números cuánticos? ¿y para qué sirven?

Cuando hayan terminado, presenten su respuesta al resto del curso. Recuerda

definir con claridad le objetivo general de la presentación y luego organizarlaconsiderando una introducción, desarrollo y conclusión.



p a l

¿Qué significa fiable?

Creíble, digno de fe.(Adaptado de www.rae.es)

FIGURA 1.14 Representación de un áto-mo según el modelo mecano-cuántico. Elpunto central representa al núcleo y cadauno de los puntos azules corresponde allugar en que estaba un electrón en undeterminado momento, como si fuera lasuperposición de millones de fotografíastomadas en instantes diferentes.

+

38 Química I medio



+

+

+

El modelo atómico mecano-cuántico es un modelo de base matemáticaque trabaja en función de probabilidades. Así, propone que los elec-trones se mueven alrededor del núcleo sin una trayectoria definida, en-volviéndolo y formando una nube difusa, de carga negativa y densidadvariable. Decimos que la nube generada por los electrones es:

i) difusa porque su carga está distribuida en un amplio espacio, y portanto, es débil en todos lados,

ii) negativa, porque los electrones individuales tienen carga negativa, y

iii) de densidad variable, porque aunque los electrones se mueven sintrayectoria fija, ellos pasan más tiempo en ciertas zonas del átomo,lo que hace que sea más probable encontrarlo en algunas zonas queen otras. (Figura 1.14)

El modelo mecano-cuántico guarda una importante diferencia con elmodelo de Bohr, y es que el modelo actual cambia el concepto deórbita por el de orbital atómico, siendo este último, la zona de mayorprobabilidad de encontrar un electrón (Ver figura 1.15).

FIGURA 1.15 a) nube dispersa dondeel electrón del hidrógeno pasa la mayorparte del tiempo; b) El 95% de la nubeelectrónica puede ser encerrada por uncírculo centrado en el núcleo. El círculoexterior, definiría el orbital del electrón endos dimensiones (2D); c) Orbital atómicodel electrón en tres dimensiones (3D), quecorrespondería a una esfera.

a)

b)

c)

Actividad 11: Desarrolla tu creatividad

1 En grupos de tres estudiantes, construye una maqueta que represente almodelo mecano-cuántico. Pueden utilizar el (los) material(es) que prefie-ran (plasticina, cartón, alambre, plástico, material reciclado, papel, etc.).La maqueta que van a construir debe representar los principales concep-tos asociados a este modelo atómico, como por ejemplo la probabilidad,los orbitales atómicos, etc. Si tienen dudas, consulten con su profesor.

2 Una vez que la maqueta esté construida, cada grupo mostrará la suya alresto del curso, explicando brevemente de qué se trata y como represen-taron cada uno de los elementos relevantes del modelo.


p a l

Objetivo: Promover la comprensión de los conceptos que se están trabajando, ademásdel trabajo colaborativo, las habilidades plásticas y la creatividad.

Una analogía cotidiana con el concepto de orbital atómico es lo quesucede cuando se busca a alguien dentro de un liceo… sin importar aquién busquemos, siempre buscaremos primero en el sitio donde lapersona acostumbra a estar, pues esa es su zona más probable dentrodel liceo, lo que no quiere decir que la persona vaya a estar donde no-

sotros creemos que está, pues tiene la capacidad de moverse dentro delestablecimiento. En esta analogía, la persona buscada sería un electrón,el liceo el átomo completo y la zona donde creemos que puede estar,sería el orbital atómico.


Desafío

Aplica los conceptos

Observa con detención la figura1.14 en la página anterior y res-ponde¿cómo se representanen ella los puntos princi-pales del modelo mecano-cuántico mencionados enel texto (que es una aproxi-mación, el movimiento de loselectrones, las probabilidades,y la nube difusa, negativa y dedensidad variable)?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Actividad 12: Trabajando como científico


p a l

Objetivo: Comprobar experimentalmente la existencia de zonas de probabilidad dentro de una distribución.

Dos ciencias muy relacionadas

A lo largo de esta unidad deberías ya haber notado la estrecha relación queexiste entre la física y la química.

La física ha aportado muchísimo al conocimiento que tenemos hasta hoy sobreel átomo, y de hecho, todos los descubrimientos actuales sobre éste, como porejemplo las nuevas partículas subatómicas (quarks, leptones y muchas otras),han quedado a su cargo, dentro de la rama de la mecánica cuántica.

1 En grupos de tres estudiantes, reunir los siguientes materiales para tra-bajar: cuaderno, lápiz, hoja de papel y plasticina u otro material que no

rebote, como greda, miga de pan, etc.2 Una vez reunidos los materiales, comenzar a trabajar. En el centro de la

hoja de papel dibujen un círculo de aproximadamente un centímetro dediámetro. Y luego, con el material que no rebota, hagan 100 pelotitas muypequeñas, mucho más pequeñas que el círculo que dibujaron en la hoja.

3 A continuación, ubiquen el papel –con el círculo dibujado– a 50 cm deustedes, y comiencen a lanzar las pelotitas pequeñas sobre el papel, in-tentando que caigan dentro del círculo.

4 Una vez que terminen de lanzar las 100 pelotitas, analicen como queda-ron distribuidas las pelotitas alrededor del círculo y describan ese ordena-

miento en su cuaderno. Su respuesta debe, como mínimo:a. Incluir un dibujo de la distribución de pelotitas dentro del papel, in-

cluyendo el círculo dibujado.

b. Decir si existen o no zonas con más pelotitas que otras, y de ser así,decir dónde están esas zonas, utilizando el círculo dibujado comoreferencia.

c. Establecer una relación entre los resultados obtenidos en esta activi-dad y el modelo mecano-cuántico y el concepto de orbital atómico.

Química y física

Desafío

Relacionar

¿Puedes explicar cómo el mo-delo mecano-cuántico cumpleel principio de incertidumbrepropuesto por Heisenberg?Escríbelo en tu cuaderno.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

átomo 10–8 cm

núcleo

–10–12 cm

protón(neutron)

quark<10–16 cm

electrón<10–18 cm

–10–13 cm

50 cm

40 Química I medio



Números cuánticosPara describir cómo se distribuyen los electrones en los átomos, la me-cánica cuántica necesita tres números cuánticos. Estos se usan, concre-tamente, para describir el tamaño, forma y orientación en el espacio deun orbital atómico. Respectivamente reciben el nombre de:

i) Número cuántico principal (n).

ii) Número cuántico secundario o azimutal (ℓ).

iii) Número cuántico magnético (mℓ).

En la actualidad, estos números derivan de la solución de la ecuaciónde Schrödinger para el átomo de Hidrógeno, sin embargo, ya antes deque ésta fuera publicada, existían estos conceptos para explicar las pro-piedades que hasta ese momento se conocían de los electrones.

Existe, además, un cuarto número cuántico que fue obtenido a partirde otras investigaciones y que describe el comportamiento de un elec-trón específico. Recibe el nombre de:

iv) Número cuántico magnético de espín (ms).

1 2 3 4

Nivelesenergéticos

Núcleo

n = 1, 2, 3, 4...

FIGURA 1.16 Los niveles energéticos sonregiones espaciales esféricas, concéntricas

alrededor del núcleo. Las zonas más oscurasrepresentan el área donde es más probableencontrar los electrones del nivel energético.Es menos probable hallar los electrones en lasregiones más claras de cada nivel.

Número cuántico principal (n )Propuesto originalmente por Bohr, este número cuántico se representacon la letra n e indica el nivel de energía en el que se encuentra unelectrón. Numéricamente, n puede tomar valores enteros desde 1 ha-

cia arriba, o sea, 1, 2, 3, 4, etc.El número cuántico principal se relaciona también con la distanciapromedio que existe entre el núcleo y un electrón. Cuanto más gran-de sea el valor de n, mayor será la distancia entre el núcleo y el elec-trón, y como este último se encuentra dentro de un orbital atómico,a medida que n crece, los orbitales van siendo cada vez más grandesy con más energía.

Observación:

Es importante notar que el con-cepto de nivel de energía semantiene desde el modelo ató-mico de Bohr, y por tanto, hastan = 4 se puede aplicar la reglapropuesta por Rydberg paradeterminar la cantidad de elec-trones que pueden existir encada nivel de energía mediantela relación (2·n 2), estudiada enla página 25 de este texto. ¿Lorecuerdas?

Si un átomo tiene 2 niveles deenergía, ¿cuántos electronespuede tener?

Para responder la pregunta utili-

zamos la regla de Rydberg.En el nivel 1 (n = 1): 2·12 = 2,y en el nivel 2 (n = 2): 2·22 = 8

Por lo tanto, en total el átomopodrá tener 2 + 8 electrones,es decir, 10.


Para pensar

Responde en tu cuaderno:

¿Qué significará tamañoy forma de un orbital ató-mico? Y ¿cómo eso se rela-ciona con el movimiento de

los electrones?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Número cuántico secundario o azimutal (ℓ) Antes llamado número cuántico azimutal, se representa con la letra ℓ eindica la forma del orbital atómico. Su valor depende del número cuán-tico principal (n), pues ℓ toma todos los números enteros entre 0 y n -1,en palabras, desde cero hasta n menos uno. Por ejemplo:

· Si n = 1, entonces n –1 = 1 – 1 = 0, por lo tanto, tenemos un valorposible para ℓ, desde cero hasta cero, o sea: 0

· Si n = 2, entonces n –1 = 2 – 1 = 1, por lo tanto, tenemos dosvalores posibles para ℓ, desde cero hasta 1, o sea: 0 y 1

· Si n = 3, entonces n –1 = 3 – 1 = 2, por lo tanto, tenemos tresvalores posibles para ℓ, desde cero hasta 2, o sea: 0, 1 y 2.

¿Qué valores tendrá ℓ en el quinto nivel de energía (n = 5)?

Aunque los valores de ℓ se calculan como números, cuando hablemosde ellos –para representar a un orbital en específico– los designaremos

con letras, según la siguiente equivalencia:

Averígualo…

¿De dónde provienen las letras s , p ,d y f utilizadas para representar losvalores de ℓ?

Valor numérico de ℓ 0 1 2 3 4 5 …

Letras que lo representan s p d f g h …

n = 1 ℓ = 0

n = 2 ℓ = 0ℓ = 1

n = 3

ℓ = 0

ℓ = 1

ℓ = 2

TABLA 1.2. Resumen de la correspondencia en letras para cada valor de ℓ.

TABLA 1.1. Resumen de la relación entrelos valores de n y ℓ, hasta n = 3.

FIGURA 1.17 Representación de los or-bitales s , p , d , y f , hechas por la aplicaciónAtom in a Box .

Orbital s (ℓ = 0): Forma esférica

Orbital d (ℓ = 2): Forma de 2 lóbulos o “roseta”

Orbital p (ℓ = 1): Forma lobular o “pétalos”

Orbital f (ℓ = 3): Forma de 3 lóbulos o“multilobular”

En la figura 1.17, te presentamos la forma que corresponde a cada unode los valores de ℓ que más utilizarás. Debes recordar que cada una co-rresponde a la forma geométrica que podría encerrar la mayoria de lasposiciones de un electrón, de la misma forma en que nuestro recorridodiario puede quedar dentro de los límites de una comuna, ciudad, pro-vincia, región, país, etc., que tiene una forma caracteríctica.Desafío


A partir de la información deesta página, te invitamos arealizar tu propia tabla re-sumen, con todos los valoresde ℓ posibles (con su número

y letra), que existen por cadanivel hasta n = 6.

A c t i v ida d i n d

i v i d u a l

42 Química I medio



Química ymatemática

Química y matemática

Número cuántico magnético (mℓ)Se representa por la expresión mℓ, que se lee “eme sub ele” e indi-ca la orientación que tiene en el espacio un orbital atómico. Su valordepende del número cuántico secundario (ℓ), pues mℓ toma todos losnúmeros enteros entre – ℓ, 0 y + ℓ. En palabras, desde el valor de ℓ con

signo negativo hasta el valor de ℓ con signo positivo incluyendo el cero.Por ejemplo:

· Si ℓ = 0 (orbital s ), entonces – ℓ = 0 y +ℓ = 0, por lo tanto, tenemosun único valor posible para mℓ: el cero (0).

· Si ℓ = 1 (orbital p ), entonces – ℓ = –1 y +ℓ = +1, por lo tanto, te-nemos tres valores posibles para mℓ: –1, 0 y 1.

· Si ℓ = 2 (orbital d ), entonces – ℓ = –2 y +ℓ = +2, por lo tanto, te-nemos cinco valores posibles para mℓ: -2, -1, 0, 1 y 2.

En resumen: ℓ = 0 (s) mℓ = 0

ℓ = 1 (p) mℓ = -1, 0, 1

ℓ = 2 (d) mℓ = -2, -1, 0, 1, 2

ℓ = 3 (f) mℓ = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

TABLA 1.3. Resumen de la relación entre los valores de ℓ y mℓ , hasta ℓ = 3.

Observación: No debes olvidar que la existencia de cada valor de ℓ depende del valor de n.

La recta numérica

Los valores que toma el núme-ro cuántico magnético (mℓ ) sepueden pensar dentro de la rec-ta numérica: mℓ tomará todoslos números que existen entreun número (definido por el ℓ) ysu opuesto (mismo valor perocon signo cambiado), incluidoslos extremos.

Por ejemplo, si ℓ = 3, entoncespara obtener los valores de mℓ

anotamos todos los números queexisten entre 3 y –3, en ordencreciente (los negativos primero ylos positivos al final), incluyendolos extremos (–3 y 3).

Entonces, para ℓ = 3

mℓ = –3, –2, –1, 0, 1, 2 y 3,

valores que luego escribiremosseparados solo por comas.

Mundo en 3D

Vivimos en un mundo de tres dimensiones(3D), o sea, que todo lo que en él existetiene largo, alto y profundidad. Para re-presentar estas tres dimensiones en elpapel, hacemos uso de un sistema de co-ordenadas de tres ejes (X, Y, Z), como el

de la imagen.Puedes relacionar este sistema de coorde-nadas con la unión de dos paredes de unapieza cualquiera. Ahí veras que una de lasparedes va hacia el lado (izquierda o dere-cha, eje Y en la imagen), la otra pared marcará la profundidad (hacia atrás o haciadelante, eje X en la imagen) y la unión de ambas marcará la altura, que puedetambién ser prolongada hacia abajo (eje Z en la imagen). El punto donde se unenlos tres ejes se conoce con el nombre de “origen”.

–3–5 –2 20 4 6–4–6 1–1 3 5

X

yo

z


Desafío

Aplica lo aprendido

Pon a prueba cuánto has

aprendido y desarrolla en tucuaderno una tabla resumencon los valores de n, ℓ y mℓ,para cada nivel de energíahasta n = 4 (Puedes apoyar-te en las tablas 1.1. y 1.3.)

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Cada uno de los valores de mℓ que se obtienen a partir del ℓ, corres-ponderá a una posible orientación espacial de la forma que describe ℓ,vale decir, es una posibilidad de ordenar al orbital dentro de un sistemade tres coordenadas (x , y , z ) y ver diferentes formas, tomando siemprelos ejes como referencia. Para encontrar estas diferentes orientaciones

posibles, debemos ubicar al orbital en el centro del sistema (origen) ycomenzar a girarlo en función de los ejes x , y , z . De esta manera, y talcomo predicen las cantidades de mℓ posibles:

· Existe una única forma de orientar un orbital s en el espacio, comoindica la existencia de un único número posible para mℓ, el 0:

Química en la web

Te invitamos a descargar elsiguiente programa y/o la si-guiente aplicación. Ambos re-crean los orbitales atómicos,facilitando su estudio y com-prensión. Aunque están en in-glés, su manejo resulta bastan-te intuitivo:

Programa “Orbital Viewer”:

www.orbitals.com/orb/ov.htmAplicación (app): Atom in a box . FIGURA 1.18 Representación de la única orien-

tación posible de un orbital s en el espacio. En elorigen del sistema de coordenadas se encontraríael núcleo del átomo.

FIGURA 1.19 Representación de las tres posibles orientaciones de un orbital p en el espacio. Los subín-dices x, y, z en los términos p x , p y y p z indican sobre qué eje está orientado el orbital p .

La existencia de una sola orientación posible para el orbital s se puededesprender del hecho de que sin importar cuánto giremos la esfera,siempre veremos la misma forma.

· Existen tres formas de orientar en el espacio un orbital p , como in-dica la existencia de tres números posibles para mℓ: -1, 0, 1. Estasorientaciones son respectivamente:

x

z

y

x

x

x

y

y

z z

z

y

p x p y p z

Desafío

Compruébalo

Junto a un compañero, com-prueba que una esfera tieneuna única forma de orientarseen el espacio y que los lóbulostienen tres. Para ello, consigueuna pelota y sitúala en el origende un sistema 3D (página 43) ycomienza a girarla, ¿cuántasposibilidades tiene paraordenarse dentro del sis-tema de coordenadas?

Para los lóbulos, consigue unobjeto con esa forma o creauno en papel u otro material,sitúa su parte central en el ori-gen del sistema y determinasus posibilidades para ordenar-se dentro del sistema de coor-denadas.

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

44 Química I medio



· Existen cinco formas de orientar en el espacio un orbital d , como indi-can los cinco números posibles para mℓ : –2, –1, 0, 1, 2. Estas orienta-ciones son:

Actividad 13: Analiza y responde

Objetivo: Favorecer la comprensión de los conceptos que se presentan y establecerrelaciones entre algunos de ellos.

Junto a otro compañero, escribe los valores posibles de mℓ desde el primeral tercer nivel de energía y las imágenes que representan las orientacionesespaciales. Luego, intenten descubrir la relación matemática que existe entrela cantidad de orientaciones espaciales posibles y el valor de ℓ .

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

FIGURA 1.20 Representación de las cin-co posibles orientaciones de un orbital d en el espacio.

FIGURA 1.21 Representación de las sieteposibles orientaciones de un orbital f en elespacio. A veces es posible encontrar otrasrepresentaciones (con formas distintas).

Es muy importante comprender que cada orientación espacial, o seacada valor de m ℓ , corresponde a un orbital atómico y para facilitarel trabajo se puede representar cada uno de ellos como una caja (uncuadrado) a la que le corresponde un número de mℓ. Por ejemplo:

mℓ = -2, -1, 0, 1, 2 –2 –1 0 +1 +2

TABLA 1.4. Representación delos orbitales atómicos como cajas(cuadrados) para cinco valores demℓ cuando ℓ = 2. Cada orbital esun valor de mℓ .

· Existen siete formas de orientar en el espacio un orbital f, comoindican los siete números posibles para mℓ : –3, –2, –1, 0, 1, 2, 3.Éstas son:

x

z

y

f 5z 3 –3zr 2

f zx 2 –zy 2

f x 3 –3xy 2

f xyz

f 5xz 2 –3xr 2 f 5yz 2 –yr 2

f y 3 –3yz 2

x

z

y

d z 2

d x 2 –y 2

d zx d yz

d xy


Desafío

Aplicando lo revisado

Responde:

a) ¿Cuántos tipos de orbita-

les (formas) tiene –teórica-mente– el quinto nivel deenergía?

b) ¿Cuántas formas de orien-tarse en el espacio tiene unorbital atómico h (teórico)del sexto nivel de energía?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

n = 3 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

ℓ = 2 (d)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

mℓ = –2, –1, 0, 1, 2

0

–1 0 +1

–2 –1 0 +1 +2

n = 4 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

ℓ = 2 (d)

ℓ = 3 (f)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

mℓ = –2, –1, 0, 1, 2

mℓ = –3, –2,–1, 0, 1, 2, 3

0

–1 0 +1

–2 –1 0 +1 +2

–3 –2 –1 0 +1 +2 +3

TABLA 1.5. Diagrama de orbitales hasta n = 4.

Si combinamos los tres números cuánticos vistos hasta ahora –paralos cuatro primeros niveles de energía (n = 4)– es posible construir undiagrama como el siguiente:

Para pensar

Actividad 14: Comprende y aplica

1 A partir de lo visto anteriormente, determina la cantidad de subcapas y de orbitales que existen en el primer,segundo, tercer y cuarto nivel de energía. En cada caso, señala el nombre de las subcapas y el número de orbi-tales degenerados que cada una de ellas contiene.

2 ¿Qué valores puede tomar mℓ para las siguientes subcapas?

a) 2p b) 4d c) 1s d) 5f

3 Considerando la pregunta anterior (calcular mℓ para 2p, 4d, 1s, 5f ): ¿Por qué en el valor de ℓ no se consideran todos los números posibles para él de acuerdo al valor de n?

4 ¿Que diferencia existe al determinar los posibles valores que le corresponden a mℓ en el tercer nivel de energíacon los que le corresponden a 3p?

Objetivo: Comprender y aplicar los conceptos de nivel, subcapa y orbital atómico.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Como puedes haber notadoen el diagrama de orbitales(Tabla 1.5), las formas de los or-bitales se repiten en cada nuevonivel, sin embargo, como el n cambia, existe una diferencia im-portante entre cada uno de ellos.¿Cuál es la diferencia entreun orbital 1s y uno 3s ?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

IMPORTANTE:

El conjunto de orbitales atómicosque tienen el mismo valor de

n , se conoce comúnmente conel nombre de nivel o capa. Ytodos los orbitales atómicos quetienen los mismos valores de n y ℓ, se conocen como subnivelo subcapa. De esta forma, esposible decir, por ejemplo, queel nivel 3 (n = 3) tiene tres sub-niveles: un subnivel s (con unorbital), un subnivel p (con tresorbitales) y un subnivel d (concinco orbitales). Los orbitales

que pertenecen a un mis-mo subnivel se dice que sonorbitales degenerados, puestodos tienen la misma energía.

46 Química I medio



Número cuántico magnético de espín (m s )El número cuántico magnético de espín (ms ) se asocia a la existencia delespín electrónico, que consiste en la propiedad del electrón de girarsobre sí mismo como si fuera una diminuta esfera.

La historia del descubrimiento del espín electrónico, que daría paso

al cuarto número cuántico, es larga y accidentada. Su existencia fuepuesta en duda muchas veces, a pesar de haber sido comprobada, sinquerer, antes de ser propuesto por los físicos teóricos. Además, variaspersonas tuvieron la idea de que el electrón giraba sobre sí mismo, peroel crédito se lo llevaron aquellos que lo publicaron en una revista cien-tífica, aunque esa publicación tuviera errores que les fueron señaladospor otros científicos.

Todo comienza con el descubrimiento, a fines del siglo XIX, de quelas líneas que parecían ser una sola, en los espectros de emisión de

los átomos de sodio e hidrógeno se podían separar en pares de líneasmuy juntas, mediante la aplicación de un campo magnético externo. En1925, los físicos George Uhlenbeck12 y Samuel Goudsmit 13 propusie-ron y publicaron una explicación para este fenómeno: los electrones secomportan como si fueran una diminuta esfera que gira sobre su propioeje, lo que explicaría el comportamiento magnético del electrón, al seruna carga que gira. A esta propiedad la llamaron espín electrónico.

Cuenta la historia que antes de la publicación de Uhlenbeck y Gouds-mit, la existencia del espín electrónico había sido ya sugerida por RalphKronig 14, quien presentó su teoría a Wolfgang Pauli –un prestigioso fí-

sico que conoceremos más adelante– , quien la desestimó por no estarde acuerdo con ella. De esta forma, Kronig nunca llegó a publicar suidea del espín y su aporte en esa línea no es reconocido.

FIGURA 1.22 El antiguo y el nuevo es-pectro del hidrógeno. a) muestra el es-

pectro de líneas del hidrógeno con líneasindividuales; b) muestra el espectro delhidrógeno cuando se somete a un cam-po magnético. Bajo estas condiciones sepudo observar que algunas de las líneasindividuales son en realidad, un par delíneas muy juntas.

12 George Eugene Uhlenbeck (1900-1988). Físico estadounidense de origen holandés que estableció, junto con Goudsmit, que la estructura detallada delespectro podía interpretarse de forma correcta si a cada electrón se le atribuía un espín y un momento magnético.

13 Samuel Abraham Goudsmit (1902-1978). Físico estadounidense de origen neerlandés. Junto con Uhlenbeck, puso de manifiesto la existencia del espínelectrónico o giro que los electrones del átomo efectúan sobre sí mismos.

14 Ralph de Laer Kronig (1904-1995). Físico alemán-estadounidense. Conocido por el descubrimiento del espín de partícula y su teoría de espectroscopía deabsorción de rayos X.

1

2

3

antiguo nuevo

a) b)


Desafío

¡Encuentra el nombre!

¿Puedes encontrar cómo se lla-ma el efecto con el que comen-zó el estudio del espín electró-nico y que se caracteriza porquelas líneas espectrales que pare-cen una sola, se podían separar

en varios pares de líneas muy juntas mediante la aplicaciónde campos magnéticos?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Actividad 15: Representando las teorías

Objetivo: Mejorar la comprensión de las teorías presentadas aplicándolas en repre-sentaciones concretas.

Junto a un compañero, selecciona dos objetos cualquiera, uno de ellos para re-presentar el núcleo atómico y el otro para que represente a un electrón. Luego,aplicando lo que ya sabes sobre el modelo mecano-cuántico, mueve el objeto querepresenta el electrón alrededor del núcleo e incorpora gradualmente el conceptode espín electrónico. ¿Qué observas? ¿De cuántas formas puede girar el electrón?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a




Química en la web

¡El descubrimiento delespín en primera persona!

En el siguiente link puedes en-contrar una lección dictada porSamuel Goudsmit donde relata eldescubrimiento del espín electró-nico, mostrando a los científicoscomo personas normales, que seequivocan y dudan, incluso de suspropias capacidades:

http://www.lorentz.leidenuniv.nl/history/spin/goudsmit.html(Artículo en inglés, muy ameno y engeneral, de fácil comprensión).


Parte de una carta enviada por L.H. Thomas –fí-sico de la época– a S. Goudsmit, donde quedaen evidencia el aporte de Kronig y la opinión dePauli sobre el espín.

¡El desafío es que tú traduzcas esta carta! Luego,puedes revisar tu trabajo con el solucionario.

Transcripción:

“ I th ink you andUhlenbeck have beenvery lucky to get yourspinning electron pu- blished and talked aboutbefore Pauli heard ofit. It appears that morethan a year ago Kronigbelieved in the spinningelectron and workedout something; the firstperson he showed it towas Pauli. Pauli ridiculed

the whole thing so muchthat the first person be- came the last and noone else heard anythingof it (…)”

b)a)

S

N

N

SFIGURA 1.23 Espines del electrón a) en sentido de lasmanecillas del reloj por acuerdo su valor es +1/2 y b) ensentido contrario a las manecillas del reloj por acuerdo suvalor es –1/2. Los campos magnéticos generados por esosdos movimientos de vibración y rotación son similares alos de dos imanes. Las flechas ascendente (la que sube)y descendente (la que baja) se utilizan para representarla dirección del espín.

Otro asunto curioso del espín electrónico, es que fue demostrada suexistencia antes que ésta fuera propuesta por los físicos teóricos. El ex-

perimento –que se detalla en la sección “¡Es un clásico!” de la página50– fue realizado por Otto Stern15 y Walther Gerlach16, en 1921, y seconsidera una prueba concluyente de que el espín electrónico existe.

La figura 1.23 muestra los dos posibles giros del electrón, uno en el sen-tido de las manecillas del reloj y otro en el sentido contrario.

15 Otto Stern (1888-1969). Físico alemán. Realizó importantes contribuciones al estudio de las propiedadesmagnéticas de los átomos y la teoría cinética de los gases. Recibió el premio Nobel de física en 1943.

16 Walther Gerlach (1889-1979). Físico alemán. Su principal área de investigación fue relacionado conla teoría cuántica.

+1/2 –1/2

Desafío

Analiza y aplica

Se tienen tres electrones. Elprimero de ellos tiene espínelectrónico + ½ , el segun-do – ½ . ¿Cuál será el es-pín electrónico del tercerelectrón?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u

a l

Para pensar

Luego de leer sobre la acciden-tada historia del descubrimientodel espín electrónico, responde

en tu cuaderno:¿Qué puedes aprender apartir de lo que le pasó aKronig, que te pueda serviren tu vida cotidiana?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

48 Química I medio



Para pensar

¿Cómo colabora la tecnologíade la información (internet, te-levisión, redes sociales, etc…)al desarrollo de la ciencia?

Para tomar en cuenta el espín del electrón es necesario agregar uncuarto número cuántico a los tres ya revisados (n, ℓ, mℓ). Este nuevonúmero cuántico se llamó número cuántico magnético de espín y serepresenta por la expresión ms , que se lee “eme sub ese”.

Como el espín electrónico es cuantizado, solo existen dos posibles va-lores para el número cuántico magnético de espín (ms ): +½ o –½. Cadauno de esos valores indica una de las direcciones de giro del electrón yse representa mediante una flecha.

El giro en el sentido de las manecillas del reloj corresponde a ms = + ½ y se representa mediante una flecha hacia arriba ().

El giro en el sentido contrario a las manecillas del reloj corresponde ams = –½ y se representa mediante una flecha hacia abajo ().



Responde la siguiente pregunta:

De lo aprendido hasta aquí, ¿qué ideas tienes sobre la forma en que se desarrolla la ciencia y avanzan los conoci-mientos científicos?

De los conceptos desorganizados que se muestran a continuación, señala cuáles de ellos se refieren a una misma idea:

Objetivo: Desarrollar habilidades de análisis, de síntesis y habilidades comunicativas, promoviendo la comprensión de la natu-raleza del trabajo científico.


A c t i v id

a d i n d i v

i d u a l


i v i d u a l

A

c t i v i

da d i n d

i v i d u a l

Observación:

Como un electrón puede tener cualquiera de los dos espín, se acordó dentro de la co-munidad científica que se consideraría que el primer electrón que ingresa a un orbitalatómico lo hace con el spin ms = +1/2, o sea, el de la flecha hacia arriba.

Desafío De dónde proviene la pa-labra “espín”

El espín electrónico debe sunombre a una palabra dehabla inglesa. ¿Puedes des-cubrir dicha palabra y en-contrar su significado enel inglés?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a

l

Un ejemplo de la vida:

En las batidoras de dos aspas, una de ellas gira en el sentidode las manecillas del reloj y la otra lo hace en sentido contra-rio, tal como sucede con los electrones. Algunos tienen un ms

+1/2 y otros un ms –1/2.


Sentido manecillasdel reloj

Sentido contrariomanecillas del reloj

Giro a la izquierda

Giro a la derechams = + ½

ms = – ½

↓

↑





Analiza el experimento de Stern y Gerlach recién mostrado y responde lassiguientes preguntas:

1 ¿Por qué se considerará ese experimento como la prueba de que el espínelectrónico existe?

2 ¿Cómo se relacionan los resultados del experimento con los valores posi-bles para el número cuántico magnético de espín (ms )?

Objetivo: Desarrollar habilidades de análisis, de síntesis y habilidades comunicativas,

promoviendo la comprensión de la naturaleza del trabajo científico.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

¡Es un clásico!

Demostración de la existencia del espín electrónico

Antes que se propusiera que el electrón se comporta como una pequeña esfera que gira sobre su propio eje (espínelectrónico) en 1924, Otto Stern y Walther Gerlach (en 1921) ya habían realizado el experimento que se conside-raría luego la demostración de la existencia de éste. En aquel experimento, ambos científicos lograron separar unhaz de átomos de plata utilizando un imán. Observa que de los 47 electrones que tiene el átomo de plata, solouno de ellos no está “con pareja”, situación similar a la del átomo de hidrógeno.

Ilustración del experimento de Stern-Geerlach. Los átomos en los que el

número cuántico magnético de espín(ms ) del electrón no apareado es +1/2se desvían en una dirección; aquellosen los que el m

s es –1/2 se desvían

en la otra.

En el experimento, se hizo pasar un haz de átomos de plata a través del campo magnético de un imán. Esto pro-vocó, contra todo lo esperado, que el haz se dividiera en dos. Esta división sugería que el electrón se comportabatambién como un pequeño imán que según su campo magnético se desviaba hacia un lado u otro provocandoque el átomo se desviara. Por tanto, como solo habían dos desviaciones, el experimento sugería que existían solodos valores equivalentes para el campo magnético del electrón.

En su momento, estos resultados no pudieron ser explicados, pero una vez que se estableció que hay solo dosvalores posibles para el espín del electrón, este experimento se pudo explicar fácilmente.

Ranura

Imán

Haz deátomos

Placa colectoradel haz

50 Química I medio





i v i d u a l


1 ¿Cómo es el átomo según el modelo mecano-cuántico? Y ¿cómo se distribuyen los electrones en él? (2 ptos. c/u)

2 ¿Qué es un orbital atómico? (2 ptos.)

3 ¿Qué son los números cuánticos? ¿Para qué sirven? (2 ptos. c/u)

4 ¿Qué representa cada uno de los números cuánticos y qué valores toman? (2 ptos. cada número cuántico con sus valores)

5 ¿Cuántos subniveles y orbitales tiene el quinto nivel de energía (n = 5)? Tu respuesta debe incluir la letra de cada sub-nivel y la cantidad de orbitales de cada uno (valores de mℓ). (2 ptos. cantidad subniveles, 1 pto. cada letra, 1 pto. cada cantidad

de orbitales)

6 ¿ Cuáles son los números cuánticos n y ℓ para: a) 2s ; b) 4d ; c) 5f ;d) 1s ; e) 3p (2 ptos. c/u)

7 Marca con una “X” el número inco-rrecto en cada uno de los conjuntos denúmeros cuánticos de la tabla a la de-recha. Justifica tu respuesta. (1 pto. cadavalor incorrecto; 1 pto. cada justificación)

Al terminar esta Lección, no olvides que:• En la actualidad representamos a los átomos utilizando

el modelo mecano-cuántico, según el cual los electro-nes giran alrededor del núcleo sin trayectoria definida,en zonas de probabilidad llamadas orbitales atómicos.

• Los electrones envuelven el núcleo formando una nubedifusa, de carga negativa y densidad variable.

• Para describir los orbitales atómicos, en cuanto a tama-ño, forma y orientación espacial utilizamos los númeroscuánticos n, ℓ y mℓ , respectivamente.

• Para describir a un electrón especíco utilizamos el ms ,que considera el giro de un electrón sobre su propioeje.

Prepárate para lo que viene:La próxima Lección, te invita a aplicar los números cuán-ticos para organizar los electrones dentro del átomo(configuración electrónica).


1 Desarrolla un mapa conceptual que relacio-ne, al menos, las ideas claves de esta Lec-ción.

2 Desarrolla tu propio diagrama de orbitales,como el de la tabla 1.5, hasta el n que esti-mes conveniente.

3 Te invitamos a volver a responder las pre-guntas del comienzo de la Unidad, dondese relacionaba un concierto de música conun átomo. Compara tus respuestas de antesde revisar estas lecciones con las de ahora.


A c t i vida d i n

d i v

i d u a l

¿Cómo te fue con las actividades? Revisa tus respuestas en el solucionario (pág 214) y calcula tu puntaje.



respuestas que entregaste para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección.

n ℓ m ℓ m s Justificación

5 5 -2 +1/2

0 1 0 –1/2

1 0 0 0

-2 1 –1 +1/2

3 1 2 –1/2





Antes de empezar, debes recordar: modelo mecano-cuántico del áto-mo, número cuántico principal, número cuántico secundario, númerocuántico magnético, número cuántico magnético de espín.


Lección 3

Lee atentamente las frases a continuación y rellena los espacios con palabrasque las completen correctamente. Considera que las palabras que completanlas frases se encuentran ocultas dentro de la sopa de letras que está en lapágina siguiente, ¡búscalas y márcalas! (2 ptos. c/u)

1 El modelo mecano-cuántico del átomo es un modelo matemático que tra-

baja con probabilidades. Postula que los “se muevenalrededor del formando una di-fusa, de densidad electrónica variables y carga .

2 La zona donde existe mayor probabilidad de encontrar un electrón sellama atómico y para describir su tamaño, forma yorientación espacial se usan tres números cuánticos.

3 El número cuántico principal (n ) indica el de energía enque se encuentra un electrón y da una idea de la entreel electrón y el núcleo. Toma valores enteros a partir del .

4 El número cuántico del (ℓ )describe la forma del orbital atómico. Depende de n , pues toma todos losvalores posibles desde hasta n – 1.

5 El número cuántico (mℓ ) describe la orientación es-pacial de un orbital atómico. Depende de ℓ, pues toma todos los valoresposibles entre – ℓ y + ℓ . Cada valor de mℓ es un orbital atómico, y elconjunto de orbitales que se genera a partir de un mismo ℓ recibe elnombre de .

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

FIGURA 1.24. Comparación entre lasnubes electrónicas de los orbitales 3d

(gris) y 4s (rojo) para un átomo de Vana-dio (Z = 23). Como puedes ver, así comose estudió en la lección anterior, el n dauna idea del tamaño del orbital (4s esmás grande que 3d ) y la letra del orbitalse relaciona con la forma (s : esfera; d :multilobular).



• Conguración electrónica

• Principio de exclusión dePauli

• Principio de máximamultiplicidad de Hund

• Principio de mínima energía

• Electrón diferencial

• Números cuánticos

• Formación de iones

Configuración electrónica, elorden dentro del caos

Aprendizajes esperados de la Lección

La presente Lección tiene como propósito que tú:

Conozcas y comprendas como se organizan los electrones dentro delátomo, basándote en los números cuánticos introducidos en la lec-ción anterior y aplicando los principios que rigen esta organización.

300 pm 400 pm

3d 4s

52 Química I medio



W X M O Z O I G P M R G R O X

U G H Q N H R R F O X S A R E

V M Z M P U L B T T U O L E N

N E G A T I V A I B U A U C DA N U C L E O E C T R X G P O

S I M B A U B A G E A S N I S

H E C X R U P Z F A T L A A L

E T N N N A Y S L B K E O T R

Q L G O A T E D E G G O T L D

L W D U R T N K V F J L N F K

E Z R B N T S Q I D S X E S O

V H M U U Z C I N A M X M E WW D N D M N A E D U B I O G J

X G O S J Q X Z L S O S M C X

M A G N E T I C O E L X I C K

6 El número cuántico magné-tico de espín (ms ) describe elgiro de un electrón específico,como si éste fuera una peque-ña que rotasobre su propio eje. Puede to-mar solovalores: + ½ o – ½ , represen-tando, el giro a favor o en con-tra de las manecillas del reloj,respectivamente.

Lección 3: Configuración electrónica, el orden dentro del caos

Reúnete con tres compañeros más y usando solo lo que saben, construyanuna respuesta grupal para cada una de las preguntas siguientes. Anotenlas respuestas en su cuaderno.

¡Recuerden que una buena respuesta de grupo se logra con los aportesde todos!

1 ¿Cuántos electrones puede haber en un orbital atómico?, ¿por qué?

2 ¿En qué orden se llenan los orbitales atómicos?, ¿de qué depende?

3 ¿Cómo se ordenan los electrones dentro de orbitales degenerados (deigual energía)?




p a l



Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a releer la primera Lección de esta Unidad: “¿Quién dijoque los científicos no se equivocan? Ideas modernas sobre el átomo”. Cuando te sientas preparado para con-tinuar, ¡podemos seguir!




Para entender el comportamiento de los electrones dentro de los áto-mos polielectrónicos, necesitamos conocer la configuración electrónica

del átomo , es decir, la manera en que están distribuidos los electrones

en los distintos orbitales atómicos . Al utilizar los cuatro números cuánticos: número cuántico principal(n), número cuántico del momento angular (ℓ ) o secundario, númerocuántico magnético (mℓ ) y número cuántico magnético de espín (ms ),podemos identificar por completo a un electrón ubicado en cualquierorbital de cualquier átomo. En cierto modo, el conjunto de los cuatronúmeros cuánticos nos entregan información sobre el “domicilio” deun electrón, de la misma forma en que el país, región, provincia y co-muna especifican el domicilio de una persona.

La configuración electrónica se rige por tres principios:

i) Principio de exclusión de Pauli.

ii) Principio de máxima multiplicidad de Hund o regla de Hund.

iii) Principio de buena construcción o principio de Aufbau o principiode mínima energía.

¿Te has preguntadoalguna vez cuál esla relación entre las

células y los áto-mos?

La respuesta te la pre-sentamos con la siguien-te imagen:

Tal como puedes apre-ciar en la imagen, los or-ganismos vivos estamosconstituidos también porátomos y somos materia,pues tenemos masa y

ocupamos espacio (te-nemos volumen).

Química y biología

Átomos

ej: hidrógeno ej: oxígeno

ej: agua

MacromoléculaOrganelo

CélulaCélulas

Tejidos

Órgano

Organismo

Población

Biósfera

Comunidad

Ecosistema

Aparato osistema

ej: mitocondría

Molécula

Para pensar

Todo lo que has estudiado has-

ta aquí en este Texto de Químicahace referencia a los electrones,su naturaleza, ubicación y com-portamiento, y te seguirás ente-rando de mucho más en lo quequeda del Texto. ¿Por qué serátan importante para la quí-mica que tú aprendas sobrelos electrones?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Para pensar

Luego de leer atentamente elcuadro “Química y biología” teinvitamos a pensar en el siguienteasunto:

¿Cómo es posible que lascélulas tengan vida, si están

compuestas por átomos queno poseen vida?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

54 Química I medio



Principio de exclusión de PauliEl principio de exclusión de Pauli fue propuesto en 1925 por WolfgangPauli y es útil para determinar las configuraciones electrónicas de los áto-mos polielectrónicos. Este principio establece que no pueden existir, den-

tro de un átomo, dos electrones con los cuatro números cuánticos igua-

les . Vale decir, dentro de un mismo átomo, los cuatro números cuánticosde un electrón deben diferir al menos en uno de ellos con los 4 númeroscuánticos de otro. Entonces, como el ms solo puede tener dos valores (+½ y –½ ), podemos concluir que en un orbital atómico existen solo doselectrones, pues un tercer electrón provocaría la repetición del ms .

Si revisas el diagrama de orbitales de la lección anterior (Tabla 1.5, pág.46), recordarás que representábamos a los orbitales como pequeñas ca-

jas. Entonces, si cada caja representa un orbital atómico y cada orbitalpuede tener un máximo de dos electrones –para respetar el principio

de exclusión de Pauli–, las cajas deberían llenarse con espines contra-rios, vale decir, un electrón con espín +½ (representado como unaflecha hacia arriba, ) y otro con espín –½ (representado como unaflecha hacia abajo, ).

Por ejemplo, para el átomo de helio (He), que tiene dos electrones, ten-dríamos que ellos se disponen dentro del primer nivel, como se mues-tra a continuación:

17 Wolfgang Pauli (1900-1958). Físico austriaco. Uno de los fundadores de la mecánica cuántica; se leotorgó el Premio Nobel de Física en 1945 por su principio de exclusión.


Puedes encontrar la traducción y explica-ción en el solucionario de la Unidad.

In other words:

“Pauli principle states: Elec- tron in infinitely improbableposition cannot be in same

infinitely improbable posi- tion as other electron”.

n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

TABLA 1.6. Representación de los dos electronesdel helio en el orbital 1s .

Así, los números cuánticos de cada uno de los electrones son:

a) Electrón representado por flecha hacia arriba:

n = 1 ; ℓ = 0 ; m ℓ = 0 ; m s = + ½

b) Electrón representado por flecha hacia abajo:

n = 1 ; ℓ = 0 ; m ℓ = 0 ; m s = – ½

Como vemos, los dos electrones difieren en el cuarto número cuántico,

en el número cuántico magnético de espín. Ahora, de existir un tercerelectrón, como en el caso del átomo de litio (Li, Z=3) que tiene treselectrones, el tercer electrón debería entrar en el nivel siguiente, puessi se pusiera en el mismo nivel que los dos primeros (nivel 1, n = 1), sums debería ser + ½ o – ½, coincidiendo con uno de los dos electronesya presentes y no respetaría el principio de exclusión de Pauli.


Aclarando conceptos

¿Qué significa diferir ?

En este texto se está usandoen el sentido de diferenciarse,ser distintos.

Desafío


Copia en tu cuaderno la ta-

bla 1.7. (pág. 56) sin elec-trones. Luego, dentro deella completa los electronesque correspondan para elBerilio (Be, 4 e-), respetan-do el principio de exclusiónde Pauli. Luego, demuestracon palabras o números queefectivamente lo cumpliste.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Entonces, en el átomo de litio, sus tres electrones se distribuyen:

IMPORTANTE: Por convención, para el primer electrón que ingresaa un orbital, ms = + ½ y se representa con una flecha hacia arriba;por tanto, el segundo electrón que ingresa al orbital debe tener ms = –½ y se representa con una flecha hacia abajo.

Paramagnetismo y diamagnetismo

El principio de exclusión es uno de los principios fundamentales de lamecánica cuántica y se comprueba fácilmente: Si los dos electrones delorbital del helio tuvieran el mismo espín, o sea, espines paralelos (o ), sus campos magnéticos se reforzarían mutuamente y esa es-pecie –que es gaseosa a temperatura ambiente– debería ser atraídapor los imanes. Sin embargo, el helio no es atraído por los imanes,sino más bien repelido, por tanto, los espines de los dos electronesdeben anularse entre sí, lo que se consigue cuando los espines estánhacia lados opuestos (apareados o antiparalelos) ( o ).

Aquellas sustancias que contienen espines no apareados, y por tanto

son atraídas por un imán, se conocen como paramagnéticas; mientrasque las sustancias que no contienen espines desapareados (o sea, todossus espines están aparedeados) y son repelidas ligeramente por los ima-nes, se conocen como diamagnéticas.

Por ejemplo, para el helio (2 electrones), vemos que todos los espinesse encuentran apareados, por tanto, la especie será diamagnética:

En cambio, en el caso del oxígeno (8 electrones), quedan dos espinesno apareados en el nivel 2, por lo que este átomo será paramagnético:

¿Los elementos con número impar de electrones serán paramagné-ticos o diamagnéticos?

FIGURA 1.25. El espín a) paralelo y b) antiparalelo de dos electrones. En a) losdos campos magnéticos se refuerzan entresí. En b) los dos campos magnéticos secancelan.

TABLA 1.7. Representación delos tres electrones del litio, cadauno dentro de sus respectivos or-bitales (1s y 2s ).

n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

b)

S

N

N

S

a)

S

N

S

N

Desafío

Aplica los conceptosApoyándote en la tabla 1.7.,responde: El Helio (He, 2 e-) yel Boro (B, 5 e-), ¿son para-magnéticos o diamagnéti-cos? Justifica la respuesta entu cuaderno.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

56 Química I medio



¿Cuántos electrones pueden existir por subcapa y por nivel? A partir de la información que se desprende del principio propuestopor Pauli, que limita a dos la cantidad de electrones por orbital, es po-sible descubrir la cantidad de electrones totales que acepta un subnively finalmente un nivel.

Si completamos el diagrama a continuación con electrones apareadoshasta el tercer nivel (n = 3), podremos descubrir la cantidad de electro-nes por cada subcapa y nivel:

Y ¿cómo sería el diagrama para el cuarto nivel de energía (n = 4)?

¿Se cumple la regla de Rydberg (2n2

) planteada en la actividad 7 dela primera lección de esta unidad (pág. 25)?

Aclarando conceptos

Diagrama de orbitales: For-ma de representar el ordena-miento de los electrones, en lacual se muestra el espín de loselectrones mediante flechasdentro de los orbitales (cajas).

n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

2 e –

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

2 e –

6 e –

n = 3 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

ℓ = 2 (d)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

mℓ = –2, –1, 0, 1, 2

0

–1 0 +1

–2 –1 0 +1 +2

2 e –

6 e –

10 e –

TABLA 1.8. Diagrama de orbitales com-pleto hasta n = 3.


Desafío

Promoviendo lacomprensión

A partir de la información con-tenida en la tabla 1.8, ¿puedesdescubrir lo siguiente?

1) ¿Cuántos electronesacepta una subcapa s ,una p , una d y una f ?

Recuerda que:

Valor de ℓ 0 1 2 3

Letra s p d f

2) ¿Cuántos electrones sepueden acomodar encada uno de los primeroscuatro niveles de energía?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Actividad 20: Analiza, construye y responde

Junto a otro compañero, analicen la relación que existe entre el valor de ℓ yla cantidad de electrones que soporta la subcapa, y establezcan una fórmulamatemática que relacione ambos conceptos.

A c t i v

ida d e n p

a r e j a

Objetivo: Favorecer la comprensión de los conceptos que se presentan y esta-blecer relaciones entre algunos de ellos.

Actividad 19: Aplicando lo aprendido

Objetivo: Aplicar conceptos en estudio.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Considerando el diagrama de orbitales de la tabla 1.8, clasifica como diamag-nético o paramagnético a: a) Sodio (Na, 11 e–); b) Cloro (Cl, 17 e–); c) Berilio(Be, 4 e–); d) Aluminio (Al, 13 e–); Neón (Ne, 10 e–).




Regla de HundEsta regla, también llamada Principio de máxima multiplicidad, fuepropuesta por Friedrich Hund18 alrededor de 1927. Sostiene que enel caso de existir orbitales de igual energía (orbitales degenerados, ob-

tenidos a partir de un mismo ℓ ), la distribución más estable de electro-

nes en el subnivel es la que tiene el mayor número posible de espinesparalelos (iguales) .

En palabras sencillas, los electrones ingresarán de a uno en el mayornúmero posible de orbitales de una subcapa, todos con ms = +½, ysolo una vez que todos los orbitales estén ocupados por un electrón,comenzarán a ingresar los siguientes con espín antiparalelo (ms = –½).

Existe una analogía muy útil para comprender este principio… Se com-paran los orbitales degenerados con los asientos de un microbús y laspersonas que suben al microbus con los electrones: si el microbus viene

vacío al principio, las personas empezarán a ocupar los asientos sen-tándose todas solas, como sucedería con los asientos de la figura 1.26.Luego, una vez que ya no queden filas vacías, las personas comenzarána sentarse en pareja. De la misma forma, los electrones sólo se juntanen pares (espines apareados o antiparalelos) cuando no quedan orbita-les de la misma energía desocupados.

Por ejemplo, la organización de los seis electrones del átomo de carbo-no (C) es la siguiente:

18 Friedrich Hund (1896-1997). Físico alemán. Su trabajo se basó principalmente en la mecánica cuánti-ca. También ayudó a desarrollar la teoría del orbital molecular de los enlaces químicos.

FIGURA 1.26. Asientos de un microbúsque se pueden comparar con los orbitalesatómicos. Cada fila de asientos (con capa-cidad para dos personas), se asocia con

un orbital atómico, que acepta un máximode dos electrones.

n = 1 ℓ = 0 (s ) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s )

ℓ = 1 (p )

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

TABLA 1.9. Diagrama de orbital para un átomo de carbono (Z = 6).

Observa que el sexto electrón ingresa en un orbital diferente al del

quinto electrón, aumentando con ello la cantidad de espines paralelosdentro del átomo, volviéndolo más estable.

Es importante recordar que se conocen como electrones desapareados(antiguamente llamados electrones célibes) a los electrones que no tie-nen su par dentro del orbital atómico. Entonces, para el caso del carbo-no podemos decir que éste tiene presenta dos electrones desapareados.

Desafío


Haciendo uso de un diagra-ma de orbitales y respetandoen todo momento el princi-pio de máxima multiplicidadde Hund (y el de exclusión dePauli), responde qué canti-dad de electrones des-

apareados tiene el:a) Cloro (Cl, 17 e-)

b) Magnesio (Mg, 12 e-)

c) Nitrógeno (N, 7 e-)

d) Silicio (Si, 14 e-)

A

c t i v i

da d i n d i v i d u a l

58 Química I medio




Objetivo: Aplicar la Regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli parael llenado de orbitales atómicos de algunos átomos de elementos conocidos.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

1 Escribe en tu cuaderno, la distribución de los trece electrones de un átomode aluminio (Al) dentro de un diagrama orbitales y responde si es para-

magnético o diamagnético.

2 Realiza la misma actividad anterior, para un átomo de neón (Ne, 10 elec-trones) y otro de silicio (Si, 14 electrones).

TABLA 1.10. Diagrama de orbital para un átomo de oxígeno (Z = 8).

n = 1 ℓ = 0 (s ) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s )

ℓ = 1 (p )

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

Un segundo ejemplo: la organización de los ocho electrones del átomode oxígeno (O).

Observa que el último electrón que ingresa a la organización es el quese encuentra apareado dentro del primer orbital de la subcapa p del

nivel 2 (encerrado con rojo). Los cuatro números cuánticos de dichoelectrón son: n= 2; ℓ = 1 ; mℓ = –1; ms = –½.



Objetivo: Aplicar la Regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli para llenarorbitales atómicos y luego extraer información sobre el electrón diferencial.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

1 Organiza los 16 electrones de un átomo de azufre (S) en un diagrama deorbitales y determina los cuatro números cuánticos del electrón diferencial.

2 Realiza la misma actividad anterior, para un átomo de sodio (Na, 11 elec-trones) y otro de fósforo (P, 15 electrones).

Observación:

El último electrón que ingresaa los orbitales recibe el nom-

bre de electrón diferencial.

IMPORTANTE:

Recuerda que el número deelectrones que tienen los áto-mos lo da el número atómico(Z), especificado dentro de la

tabla periódica, porque losátomos están neutros.




Principio de Aufbau o de mínima energíaEl también llamado Principio de construcción, establece que los orbitales

atómicos se llenan de menor a mayor energía. Para determinar este ordendentro de los átomos polielectrónicos, utilizamos un diagrama de diago-nales o diagrama de Möller, donde se escribe el nivel y la subcapa a la que

pertenece un orbital para luego organizarlos. Tiene la siguiente forma:

¿Qué significa Aufbau?

Es una palabra del alemánque se refiere al concepto de“construir sobre”.

FIGURA 1.27 Diagrama de diagonales o deMöller. El número delante representa el valordel número cuántico principal (n) y la letra re-presenta el valor de ℓ de una subcapa.

Para utilizar el diagrama de Möller y obtener la secuencia de orbitalesatómicos a llenar, haremos lo siguiente: desde la primera esquina in-ferior de los cuadrados del lado derecho (marcados con un línea roja),dibujamos una flecha que sube en diagonal pasando por encima delcuadrado 1s hasta llegar al lado izquierdo, y una vez que la flecha llega

al otro lado, comenzamos con la siguiente esquina que forma la línearoja, y volvemos a subir en diagonal por encima del cuadrado 2s ; luegoseguimos con la tercera esquina, subimos a través de los cuadrados y asísucesivamente hasta alcanzar el cuadrado 8s . De esta manera, obten-dremos que los orbitales atómicos se van llenando en el siguiente orden:

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p , 8s

Si recuerdas la equivalencia entre los valores de ℓ y las letras (s = 0; p = 1;d = 2; f = 3), podrás notas algo interesante: las flechas que trazamosen el diagrama de diagonales van uniendo entre sí a las subcapas cu-

yos valores de n y ℓ suman lo mismo. Por ejemplo, para la séptimaflecha diagonal, la que comienza con 4f y la une con 5d , 6p y 7s ,tendremos que:

Observación:

Existen algunas excepciones alorden que predice el diagramade diagonales.

Subcapa 4f 5d 6p 7s

Valor de n 4 5 6 7

Valor de ℓ 3 2 1 0

Suma n + ℓ 7 7 7 7

Desafío

Trabajando comocientífico

Una persona de ciencia siem-pre busca sus propios méto-dos para hacer las cosas…

Te invitamos a que analices eldiagrama de diagonales (figu-ra 1.27), que encuentres unaforma lógica de recrear esaforma y luego lo uses, paraconseguir el orden de llenadode las subcapas.

Si tu método funciona, ¡com-pártelo con tus compañeros!

A c t i v

id a d i n

d i v

i d u a l

7p

6s 6p 6d

5s 4p 4d 4f

4s 5p 5d 5f

3s 6p 6d

2s 7p

8s

1º2º

3º4º

5º6º

7º8º

8s

7s

6s

5s

4s

3s

2s

1s

7p

6p

5p

4p

3p

2p

6d

5d

4d

3d

5f

4f

60 Química I medio



Configuración electrónicaComo se mencionó al comienzo de la lección, la configuración electró-nica muestra el ordenamiento de los electrones dentro de los diferentesorbitales atómicos. Para esto, utilizaremos la siguiente notación:

Por ejemplo, un orbital s del primer nivel que se encuentre completoquedará escrito como: 1s 2. El 1 señala el nivel (n), la s muestra la formadel orbital (o sea, el ℓ escrito con su equivalencia en letras) y el 2 escritocomo superíndice señala la cantidad de electrones en ese orbital.

Tomemos ahora como ejemplo el átomo de nitrógeno (N, Z=7), quecontiene siete electrones. Para ello, se muestra a continuación undiagrama de orbital, para ese átomo:

n ℓ cantidad de electrones en la subcapa

La configuración electrónica de este elemento será la sucesión detodos los “n ℓ cantidad de electrones en la subcapa” que se aprecian en eldiagrama de orbital, vale decir: 1s 2 2s 2 2p 3 , que se lee: “uno ese dos,dos ese dos, dos pe tres”.

La configuración electrónica obtenida cumple con el orden de llenadode los orbitales según la figura 1.27 en la página 60.

Es importante reiterar que los números escritos como superíndice no seleen como si fueran exponentes, por tanto, al ver 1s 2 no debemos leer“uno ese al cuadrado”, sino “uno ese dos”.

n = 1 ℓ = 0 (s ) mℓ = 0

0

1s 2

n = 2 ℓ = 0 (s )

ℓ = 1 (p )

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

2s 2

2p 3

TABLA 1.11. Diagrama de orbital del átomo de nitrógeno (Z = 7).

¿Qué significa superíndice?Letra o número que se coloca enla parte superior derecha de unsímbolo o palabra.



Aclarando conceptos

Protocolo: Plan escrito ydetallado de un experimentocientífico.

Hipótesis: Explicación tenta-tiva para un conjunto de ob-servaciones.



Objetivo: Escribir la configuración electrónica de un elemento a partir de sudiagrama de orbitales.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Realiza el diagrama de orbitales para los átomos de los siguientes elementosy luego, a partir de ellos, escribe sus respectivas configuraciones electrónicas:Cloro (Cl, 17 e-), Boro (B, 5 e-), Sodio (11 e-), Fósforo (P, 15 e-) y Aluminio (Al, 13 e-).




Configuración electrónica completaPara desarrollar la configuración electrónica de cualquier átomo o iones primordial conocer la cantidad de electrones de la especie. Luego,se completan los orbitales hasta donde alcancen los electrones. Parafacilitar esta tarea resulta muy útil agregar, a la secuencia de subni-

veles obtenida con el diagrama de diagonales, un superíndice con lacantidad máxima de electrones que acepta cada una de ellas. Recor-dando los diagramas de orbitales (tabla 1.8, página 57), las cantidadesmáximas de electrones por subnivel son:

Subnivel s : 2 electrones Subnivel d : 10 electronesSubnivel p : 6 electrones Subnivel f : 14 electrones

Así, la secuencia obtenida con el diagrama de Möller (Figura 1.27,pág. 60) se puede expresar como sigue:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6

7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 8s 2

Por ejemplo, en la secuencia, hasta 4 p 6 existen 36 electrones:

1s 2 2s 2 3s 2 4s 22p 6 3p 6 4p 6

= 36+ + + + + + +

3d 10

Entonces, al escribir la secuencia completa hasta 4 p 6 configuramoscualquier especie con 36 electrones, como un átomo de kriptón(Z=36), un catión de rubidio 1+ (Rb1+, Z=37) o un anión de bromo

1– (Br1–, Z = 35).¿El número atómico de un átomo es igual o diferente del númeroatómico de un ion generado a partir de él? ¿Por qué?

¿Qué significa primordial?

Primitivo, primero. Se dice delprincipio fundamental de cual-quier cosa.

(Cita textual de www.rae.es)

Recordando...

Para saber cuántos electronesse deben organizar en la con-figuración electrónica debesrecordar que:

• Z = Número atómico = pro-tones (p+) en el núcleo. Seescribe a la izquierda y abajodel símbolo del elemento: z X

• En un un átomo (sin carga):p+ = e– ó Z = e–

• En un ion (“átomo con carga”):p+ ≠ e–, y e– = Z – carga.

Recordar además que el ca-tión es positivo y el anión esnegativo.

Ahora, si la especie que queremos configurar no calza exactamentecon la suma de los superíndices –que es el caso más común–, enton-ces escribimos la secuencia hasta un subnivel antes de pasarnos, paraluego incluir el subnivel que continuaba con un superíndice igual a lacantidad de electrones que faltaba por organizar.



A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Realiza la configuración electrónica de las siguientes especies: neón (Ne, Z=10),anión cloruro (Cl1–, Z=17), catión calcio (Ca2+, Z=20).

62 Química I medio



¿Qué significa verbigracia?

”Ejemplo” o “por ejemplo”. Sepuede abreviar como v.gr.

(Adaptada de www.rae.es)

Verbigracia:Un átomo de vanadio (V, Z = 23) tiene 23 electrones, por tanto,escribimos la secuencia completa hasta antes de pasarnos (4s 2) y lue-go, en el subnivel que seguía (3d ) escribimos solo los 3 electronesfaltantes en lugar del máximo posible (10), tal como se resume a con-

tinuación:

Así, la configuración electrónica completa de un átomo de vanadio es:1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3d 3

Un ejemplo más:Para la configuración electrónica de un átomo de antimonio (Sb, Z = 51),escribimos completa la secuencia hasta 4d 10, donde la suma va en 48

electrones. Después, los tres electrones restantes deben ser escritoscomo superíndice del subnivel que sigue (5 p ). Finalmente, podemosdecir que la configuración electrónica completa del antimonio es:

1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3d 10 4 p 6 5s 2 4d 10 5 p 3.


Objetivo: Organizar los electrones dentro de un átomo mediante su configuración electrónica.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

En los recuadros, realiza la configuración electrónica completa de:

26Fe

(Hierro)18 Ar (Argón)

15 P (Fósforo)

31 Ga (Galio)

12 Mg (Magnesio)

21 Sc (Escandio)

48 Cd (Cadmio)


Para saber más

Eran todos conocidos…Muchos de los científicos mencionados hasta aquí se conocían entre ellos e inte-ractuaban con frecuencia. Muestra irrefutable de que la ciencia es una construcciónconjunta. Otra prueba de ello, fue inmortalizada en una fotografía: la conferenciacientífica Solvay de 1927, donde se puede ver a las máximas figuras de la físicareunidas en esa oportunidad para hablar de “electrones y fotones”.

Te invitamos a buscar los nombres de los asistentes y a decir de cuantosde ellos has escuchado hablar hasta ahora. Asistentes a la 5ta Conferencia Solvay, 1927.

1s 2 2s 2 3s 2 4s 22p 6 3p 6

= 20+ = 23+ + + + +

3d 3




Configuración electrónica abreviadaComo puedes haber notado en las actividades anteriores, algunos ele-mentos tienen la cantidad de electrones precisa para no dejar niveles deenergía (n) incompletos. Los elementos que hacen esto se denominangases nobles (antiguamente llamados tambien “inertes”) y se ubican en

la última columna (último grupo) de la tabla periódica de los elementos.Por su característica de tener niveles de energía completos, los gasesnobles se utilizan para abreviar la configuración electrónica de todoslos elementos, salvo el hidrógeno (H). Para ello, se pone el símbolo deun gas noble entre paréntesis cuadrados en reemplazo de los subnive-les completos y luego se escriben solo las subcapas faltantes. Los gasesnobles son: Helio (He), Z=2; Neón (Ne), Z=10; Argón (Ar), Z= 18;Kriptón (Kr), Z= 36; Xenón (Xe), Z= 54; Radón (Rn), Z = 86.

A continuación se muestra, resumidamente, las secciones que sonabreviadas por cada uno de estos gases:


Objetivo: Abreviar la configuración electrónica de algunos elementos.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a

l

En los recuadros, realiza la configuración electrónica abreviada de:

21 Sc (escandio)

35 Br (bromo)

31 Ga (galio)

Averígualo…¿Por qué a los gases no-bles se les dice “nobles”?y ¿por qué es incorrectodecirles “gases inertes”? Escribe el resultado de tu in-vestigación en tu cuaderno.

Así por ejemplo, para la configuración electrónica abreviada del vana-dio (Z=23), buscamos el gas noble anterior a él, que corresponderíaal Argón –que abrevia 18 electrones– y solo escribimos las subcapasnecesarias para organizar los cinco electrones faltantes. Luego, la con-

figuración abreviada del vanadio sería: [Ar] 4s 2

3d3

.Otro ejemplo: Para abreviar la configuración electrónica del antimo-nio (Sb, Z= 51), utilizamos el gas noble de 36 electrones, o sea, elkriptón. Notar que no es posible utilizar el xenón (54 electrones),pues este gas tiene más electrones que la especie que se quiereconfigurar. Entonces, utilizando el kriptón para abreviar los primeros36 electrones, escribimos sólo la configuración de los 15 electronesque faltan, resultando: [Kr] 5s 2 4d 10 5 p 3.

[He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn]

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10...

64 Química I medio



Números cuánticos del electrón diferencialSe conoce con el nombre de electrón diferencial al último electrón de

la configuración electrónica de una especie. Conocer los cuatro núme-ros cuánticos de ese electrón entrega valiosa información relacionadacon la identidad (de qué átomo o ion se trata) y comportamiento quí-

mico de la especie. Para determinar los números cuánticos del electróndiferencial es necesario, tener la configuración electrónica completa oabreviada de la especie.

Después:


Desafío

Promoviendocomprensión

¿Cómo y por qué es posi-

ble saber con qué átomose está trabajando consolo saber los númeroscuánticos de su electróndiferencial?

Para probar tu respuesta,intenta descubrir a qué ele-mento pertenece un átomocuyo electrón diferencial tienepor números cuánticos: n = 3,ℓ = 1, mℓ = –1, ms = –½ .

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l Para saber Se tiene que

n Mirar el número de adelante de la última subcapa escrita en configu-ración electrónica.

ℓ Mirar la letra de la última subcapa de la configuración electrónica yluego cambiarla por el número que corresponda (ver tabla 1.2, pág. 42).

m ℓ

1) Usar el número de ℓ y dibujar tantas cajas como valores posiblestenga mℓ .

2) Completar las cajas con la cantidad de electrones que indica elsuperíndice de la última subcapa de la configuración electrónica,respetando siempre la Regla de Hund y principio de exclusión dePauli.

3) El valor de mℓ para el electrón diferencial será el número de la cajaen que quedó el último electrón.

m s

Mirar el sentido de la última flecha luego del llenado de las cajas: Flechahacia arriba, ms = + ½; flecha hacia abajo, ms = – ½.

Finalmente, los cuatro números cuánticos del electrón diferencial seinforman dentro de un paréntesis separados por coma: (n, ℓ , mℓ , ms).

Desafío

¿Puedes adelantarte a los ejemplos?

Junto a un compañero, analiza la información entregada en la tabla de más arribae intenten descubrir cómo aplicarla sin mirar los ejemplos que se muestran

en la página siguiente.Una vez que estén decididos a probar su teoría, respondan:

Cuáles son los cuatro números cuánticos del electrón diferencial de unátomo de:

a) Carbono (C, Z=6)

b) Flúor (F, Z=9)

c) Magnesio (Mg, Z=12)

A c t i v i

da d e n p

a r e j a





Objetivo: Obtener información útil sobre el electrón diferencial.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

A partir de la configuración electrónica abreviada, escribe en los espacios loscuatro números cuánticos del electrón diferencial para los siguientes elementos:

ElementoConfiguración electrónica

abreviadaNos cuánticos e– diferencial

5 B (boro) ( , , , )

53 I (yodo) ( , , , )

27 Co (cobalto) ( , , , )

16 S (azufre) ( , , , )

39 Y (Itrio) ( , , , )

19 K (Potasio) ( , , , )

IMPORTANTE:

Se conoce con el nombre deelectrones de valencia a loselectrones externos de un áto-mo que se utilizan en los enla-ces químicos.

En el caso de los elementos degrupos A de la tabla periódica,los electrones de valencia co-rresponden a los electrones queexisten en el último nivel dadopor la configuración electrónica.Así, por ejemplo, el arsénico (As, Z = 33) de configuraciónelectrónica [Ar] 4s 2 3d 104p 3,

tiene 5 electrones de valen-cia, pues el último nivel de laconfiguración es 4, y en dichonivel existen los 2 electrones dela subcapa s y los 3 electronesde la subcapa p .

Ejemplo 1: Átomo de Vanadio (V, Z= 23)

Configuración electrónica abreviada (antes realizada): [Ar] 4s 2 3d 3

Última subcapa de la configuración: 3d 3

cantidad de e– en la subcapa

n ℓ

(d =2)ℓ = 2, implica que mℓ puede tener 5 valores (-2,-1,0,1,2), o sea, 5 orbi-tales (cajas). Al llenarlas con los 3 electrones de la subcapa se obtiene:

–2 –1 0 1 2

Luego, para el último electrón, mℓ = 0 y ms = + ½. Así, los númeroscuánticos del electrón diferencial del vanadio son: (3, 2, 0, +½).

Ejemplo 2: Átomo de antimonio (Sb, Z=51)

Configuración electrónica abreviada (antes realizada): [Kr] 5s

2

4d

10

5p

3

Última subcapa de la configuración: 5p 3

cantidad de e– en la subcapa

n ℓ (p =1)

ℓ =1, implica que mℓ puede tener 3 valores (-1,0,1), o sea, 3 orbitales(cajas). Al llenarlas con los 3 electrones de la subcapa se obtiene:

–1 0 1

Luego, para el último electrón, mℓ =1 y ms = + ½. Así, los números

cuánticos del electrón diferencial del antimonio son: (5, 1, 1, + ½).

Desafío

¿De qué elemento son?

Apoyándote en la respuesta deldesafío de la pág. 65 superior,y la tabla periódica (pág. 240),descubre de qué elementoson los átomos cuyo elec-trón diferencial tiene los

siguientes números cuánti-cos (n, ℓ, m ℓ , m s ):

a) (2, 1, 0, – ½)

b) (3, 0, 0, + ½)

c) (4, 2, -1, – ½)

d) (5, 1, 0, – ½)

e) (6, 2, –1, + ½)

A c t i v id

a d e n p

a r e j a

66 Química I medio



Excepciones al principio de mínima energíaEl ordenamiento de los orbitales que determina el principio de mínimaenergía y que se puede obtener mediante el diagrama de diagonales,no se cumple del todo en algunos casos. Las excepciones más típicasson los casos que se dan en el cobre y en el cromo. En detalle:

a) Caso del cobre, Cu (Z = 29)

La configuración abreviada para un átomo de este metal aplicando elprincipio de Aufbau sería [Ar] 4s 2 3d 9 y su diagrama de orbital se veríade la siguiente forma:

Química en la web

Te invitamos a revisar el si-guiente link, donde podrás en-contrar un listado de los Pre-mio Nobel que se relacionancon la estructura atómica:http://www.gobiernodeca-narias.org/educacion/3/usrn/

lentiscal/1-cdquimica-tic/His-toriaCiencia/PremiosNobel-de%20FyQ%20yEst ruc tu -ra%20AtomicaB.pdf

[Ar]

4s 2 3d 9


Sin embargo, la configuración electrónica para el cobre no es como se

acaba de presentar, pues uno de los electrones alojados en el orbital 4s ,se pasa al orbital 3d con el fin de completar esa subcapa:

Por lo tanto, la configuración del cobre es: [Ar] 4s 1 3d 10

Se supone que este fenómeno sucede porque la existencia de niveles ysubniveles llenos aporta mayor estabilidad a los átomos, siendo la esta-bilidad un estado siempre deseable.

[Ar]

4s 1

3d 10

[Ar]

4s 2 3d 9

Aclarando conceptos

Estabilidad

Es a un estado de baja energía y por tanto poca reactividad (poco expuesto a los

cambios), y que las especies químicas aspiran a conseguir.Si quisiéramos llevarlo a nuestra vida, podríamos decir que las sustancias quí-micas buscan ser estables de la misma manera en que los humanosbuscamos alcanzar la felicidad… Ese estado tranquilo donde nada nos afec-te demasiado y todo sea perfecto.

Desafío

Analiza y aplica

Revisa detenidamente el casodel Cobre (Cu, Z=29), y aplí-calo –si es que corresponde–,al configurar los siguienteselementos:

a) Roentgenio (Rg, Z=111)B) Cloro (Cl, Z=17)

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l




b) Caso del cromo, Cr (Z = 24)

La configuración abreviada para un átomo de este elemento aplicandoel principio de Aufbau sería [Ar] 4s 2 3d 4 y su diagrama de orbital se veríade la siguiente forma:

Sin embargo, la configuración electrónica para el cromo no es como seacaba de presentar, pues uno de los electrones alojados en el orbital 4s ,se pasa al orbital 3d con el fin de semicompletar esa subcapa (llenarlasolo con electrones de espín paralelo):

Por lo tanto, la configuración del cromo es [Ar] 4s 1 3d 5

Se supone que este fenómeno sucede porque la existencia de subca-pas semillenas o semicompletadas (electrones con espines paralelos)aportan mayor estabilidad al átomo, siendo la estabilidad un estado

siempre deseable.

[Ar]4s 2 3d 4

[Ar]

4s 1 3d 5

Aunque existen más casos de “préstamo” de electrones entre orbitalesdiferentes a s y d , los casos mostrados (cobre y cromo) son los más co-munes. Este fenómeno se repite también con sus compañeros de grupo(columnas en la tabla periódica), por lo que resulta útil generalizar esasexcepciones:

Configuración original Configuración final

n s 2 (n – 1) d 9 n s 1 (n – 1) d 10

n s 2 (n – 1) d 4 n s 1 (n – 1) d 5

Donde n representa el nivel del orbital s , y (n –1) representa el nivel anterior a n,al que pertenece el orbital d .

La generalización anterior, quiere decir que cada vez que encuen-tres una configuración electrónica que termina en la “combinación”ns 2 (n-1) d 9 o ns 2 (n-1) d 4, deberás recordar que es una excepción alprincipio de buena construcción y deberás pasar un electrón desde elorbital s a un orbital d .

Desafío

¡Encuentra a los demás!

Junto a dos compañeros más,¿pueden encontrar al me-nos tres ejemplos más deelementos cuya configura-ción electrónica sea tam-bién una excepción al prin-cipio de mínima energía?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

[Ar]

4s 2 3d 4

Desafío

Analiza y aplica

Revisa detenidamente el casodel Cromo (Cr, Z=24), y aplí-calo –si es que corresponde–,al configurar los siguientes

elementos:a) Silicio (Si, Z= 14)

b) Molibdeno (Mo, Z=42)

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

68 Química I medio



Ganar o perder electrones… he ahí el dilema Anteriormente mencionamos que ganar estabilidad es un fenómeno

deseado y de hecho, todas las reacciones que se estudian en químicasuceden porque favorecen la estabilidad de las sustancias presentes…¿Qué pasará con aquellas reacciones que no favorecen la estabili-

dad de ninguno de los reactivos?

Esta misma búsqueda de estabilidad es lo que provoca la formación deiones a partir de átomos neutros.

Si consideramos que tener niveles de energía absolutamente llenos deelectrones es lo más estable, entonces los gases nobles son la “meta deestabilidad” para los demás elementos. ¿Cuál gas noble? El que estémás cerca de cada elemento. Así, para los elementos con un númerode electrones cercano al de un gas noble se tiene:


Por ejemplo:

El sodio (Na, Z=11), de configuración es [Ne]3s 1, tiene un electrón másque el gas noble anterior (Ne), por tanto, para ganar estabilidad tenderáa perder ese electrón que “le sobra” y se transformará en un catión decarga 1+. En resumen:

Na: [Ne] 3s 1 se transforma en Na+ : [Ne].

Como el catión sodio (Na+) tiene la misma configuración que el gasnoble neón, podemos asegurar que ha alcanzado su la estabilidad.

Gas noble(2, 10, 18, 36, 54,

86, e –)

Debe ganar e – Debe perder e –

Átomo conmás e –

Átomo conmenos e –

Y se volveráAnión (–)

Y se volveráCatión (+)

Desafío

Aplica lo aprendido

Luego de analizar el ejemplodel Sodio y del Estroncio (pá-gina siguiente), responde:

¿Qué iones tenderán aformar los siguientes ele-mentos?

a) Berilio (Be, Z=4)

b) Escandio (Sc, Z=21)

c) Rubidio (Rb, Z=37)

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Un segundo ejemplo:

El estroncio (Sr, Z=38) tiene una configuración [Kr] 5s 2, y de ella po-demos notar que al elemento “le sobran” dos electrones para tener laconfiguración electrónica del kriptón (Kr, gas noble). Por tanto, tenderáa perderlos formando cationes de carga 2+. En resumen:

Sr: [Kr] 5s 2 se transforma en Sr2+ : [Kr]

¿Qué sucederá con el aluminio (Al, Z=13)?

¿Qué significa aristocracia?

Clase noble de una nación a laque se accede por nacimiento.

(Adaptada de www.rae.es)

¿Qué significa burguesía?

Grupo social constituido porpersonas de clase media adi-neradas.(Adaptada de www.rae.es)

Para otros elementos, no es viable la formación de cationes, pero sí laformación de aniones.

Por ejemplo:

Para el Cloro (Cl, Z=17), de configuración electrónica [Ne] 3s2 3p5, per-der 7 electrones es una situación poco probable, pero estando tan cerca

de los 18 electrones del gas noble siguiente (Argón, Ar), sí es capaz deganar 1 electrón. Así, se estabiliza formando aniones de carga 1– .

En resumen:

Cl: [Ne] 3s 2 3 p 5 se transforma en Cl – : [Ne] 3s 2 3 p 6 = [Ar]

Una situación similar a la anterior sucede con el oxígeno (O, Z = 8). Elgas noble anterior a él tiene 6 electrones menos, mientras que el siguientesolo tiene dos electrones más, por tanto el oxígeno tenderá a ganar losdos electrones que le faltan para tener la configuración electrónica del

neón (Ne, Z=10), transformándose en un anión de carga 2– .En resumen:

O: [He] 2s 2 2 p 4 se transforma en O2– : [He] 2s 2 2 p 6 = [Ne]

¿Qué sucederá con el arsénico (As, Z=33)?

¿Existirán elementos que no formen ni cationes ni aniones?

Observación:

Debes tener presente las canti-dad de electrones de cada unode los gases nobles. A modo derecordatorio:

Helio (He), Z = 2

Neón (Ne), Z = 10

Argón (Ar), Z = 18

Argón (Ar), Z = 18

Kriptón (Kr), Z = 36

Xenón (Xe), Z = 54

Radón (Rn), Z = 86

Observación:

Debes notar que para un elemento es diferente “ser gas noble” que “tener configu-ración de gas noble”. Los elementos que alcanzan la configuración electrónica de gasnoble, no tienen núcleo de gas noble, por tanto es sólo una situación de estabilidadtransitoria (puede cambiar).

La relación entre los gases nobles y los elementos que alcanzan una configuración de

gas noble, es similar a la diferencia que existía en algún periodo de la historia entrela aristocracia y la burguesía. ¿Cómo crees que es esta analogía?Desafío

Aplica lo aprendido

Luego de analizar los ejem-plos del Cloro y el Oxígeno,responde:

¿Qué iones tenderán aformar los siguientes ele-mentos?

a) Bromo (Br, Z=35)

b) Fósforo (P, Z=15)c) Telurio (Te, Z=52)

A c t i v i

da d i n d i v

i d

u a l

70 Química I medio



Actividad 28: Analiza y aplica

En grupos de tres estudiantes, analicen los ejemplos que fueron desarrolla-dos sobre la formación de iones y compartan sus impresiones. Luego, con losaportes de todos los integrantes del grupo, propongan una hipótesis sobre lascaracterísticas que tiene que tener un elemento para formar aniones y paraformar cationes y cómo se relaciona esto con los electrones en las subcapas.


p a l

Objetivo: Desarrollar habilidades de análisis y de síntesis, promoviendo la comprensiónde los conceptos. Fomentar además el desarrollo de las habilidades comunicativa y detrabajo en grupo.


Guía de ejercicios: Configuración electrónica

I. Para los siguientes elementos, completa en tu cuaderno los datos señalados (con números) másabajo:

a) Litio, Li (Z = 3)

b) Carbono, C (Z = 6)

c) Flúor, F (Z = 9)

d) Magnesio, Mg (Z = 12)

e) Azufre, S (Z = 16)

f) Potasio, K (Z = 19)

g) Titanio, Ti (Z = 22)

h) Cobalto, Co (Z = 27)

i) Zinc, Zn (Z = 30)

j) Selenio, Se (Z = 34)

k) Itrio, Y (Z = 39)

l) Circonio, Zr (Z = 40)

m) Molibdeno, Mo (Z = 42)

n) Yodo, I (Z = 53)

Objetivo: Realizar la configuración electrónica de algunos elementos y extraer de ella información relevante. Obtenerinformación relevante sobre un átomo a partir de los números cuánticos de su electrón diferencial.


i v i d u a l

1 Configuración electrónica completa

2 Configuración electrónica abreviada

3 ¿Paramagnético o diamagnético?

4 ¿Formará iones (sí o no)? de ser así es un, ¿Catión o un anión?¿Cuál? .

5 Números cuánticos del electrón diferencial (n, ℓ, mℓ, ms ).

II. Se tienen cuatro átomos de diferentes elementos. Si el electrón diferencial de cada uno deellos tiene los siguientes números cuánticos: (2, 1, –1, + ½), (4, 0, 0, + ½), (3, 1, 0, –½),(4, 1, –1, –½), para cada uno de los átomos indica:

a) Número atómico (Z)

b) Número de electrones desapareados

o) Neodimio, Nd (Z = 60)

p) Europio, Eu (Z = 63)

q) Tungsteno, W (Z = 74)

r) Oro, Au (Z = 79)

s) Plomo, Pb (Z = 82)

t) Actinio, Ac (Z = 89)

c) Ion que tiende a formar

d) Cantidad de electrones de valencia

Desafío

¿Qué iones forman?

Hay elementos que pueden

formar iones de diferente car-ga. Junto a dos compañeros,predice cuáles son los ionesmás probables que formarán elNitrógeno (N, Z = 7) y el Hierro(Fe, Z=26). Para cada uno, fun-damenten su respuesta.

A c t i vi

d a d g

r u p

a l






i v i d u a l


1 ¿Cuántos electrones puede haber en un orbital atómico?, ¿por qué? (1 pto. cantidad; 2 ptos. explicación)

2 ¿En qué orden se llenan los orbitales atómicos?, ¿de qué depende? (2 ptos. orden; 1 pto. de qué depende)

3 ¿Cómo se ordenan los electrones dentro de orbitales degenerados (de igual energía)? (2 ptos.)

4 ¿Qué es la configuración electrónica?, ¿y para qué sirve? (1 pto. qué es; 1 pto. utilidad)

5 ¿Cómo se explica la formación de iones? ¿Es posible predecir si un átomo formará un catión o un anión? En casoque así sea, ¿cómo se hace? (5 ptos.)

6 De los siguientes elementos: flúor (F, Z = 9), escandio (Sc, Z = 21), plata (Ag, Z = 47), níquel (Ni, Z = 28) y zinc (Zn,Z =30), ¿cuál debería ser una excepción al principio de mínima energía? Fundamenta tu elección. (1 pto. elemento; 2

ptos. justificación)

7 Para el titanio (Ti, Z = 22), realiza un diagrama de orbitales, detalla su configuración electrónica completa y abre-viada y responde cuántos orbitales llenos, semillenos y vacíos existen en él. (2 ptos. c/u = 8 en total)

8 El electrón diferencial de un átomo tiene los siguientes números cuánticos: (5, 2, 2, + ½ ). A partir de esta informa-ción, realiza un diagrama de orbitales para dicho átomo, detalla su configuración electrónica completa y abreviaday responde cuántos orbitales llenos, semillenos y vacíos existen en él. (2 ptos. c/u = 8 en total)

Observación: entendemos por orbitales llenos los que poseen solo electrones apareados, semillenos los que poseen elec-trones desapareados y vacíos son aquellos que no contienen electrones y que se encuentran antes del electrón diferencial.




respuestas que entregaste para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección.


• La organización de los electrones dentro del un átomo o ionse puede comprender a través de la configuración electróni-ca, la cual respeta tres principios: el de exclusión de Pauli, elde máxima multiplicidad de Hund y el de mínima energía.

• No obstante lo anterior, existen algunos elementos que nocumplen el principio de mínima energía.

• La conguración electrónica entrega información valiosa so-bre el elemento, y por tanto es de gran utilidad conocer losnúmeros cuánticos del último electrón (electrón diferencial).

• La conguración electrónica nos permite predecir la forma-ción de iones a partir de átomos.


La próxima Unidad, te invita a comprender el orden de los ele-mentos en la tabla periódica, poniendo especial atención en eldesarrollo histórico de ésta y su relación con la configuraciónelectrónica de los elementos.


1 Desarrolla un mapa conceptual que rela-cione, al menos, las ideas claves de estaLección.

2 Desarrolla la configuración electrónica com-pleta y abreviada de al menos 35 elementosde la tabla periódica, a tu elección, buscandoluego la configuración real en alguna fuen-te confiable de información y comparándolacon tu trabajo. Determina también, para cadauno de ellos, los cuatro números cuánticosdel electrón diferencial.



i v i d u a l

72 Química I medio



Evaluación final de la unidad


i v i d u a l

I. Selección múltiple: Encierra en un círculo la alternativa correcta. (1 ptos. c/u = 10 ptos)

1 La diferencia básica entre “órbita” y “orbital” se puedeexplicar a través de:

A. El principio de Aufbau.

B. La naturaleza dual del electrón.

C. El principio de incertidumbre.

D. La ecuación de Schrödinger.

E. Ninguna de las anteriores.

2 Según la Regla de Rydberg, el tercer nivel de energía

puede aceptar máximo:A. 4 electrones.

B. 8 electrones.

C. 10 electrones.

D. 18 electrones.

E. 32 electrones.

3 La naturaleza dual del electrón fue propuesta por:

A. Niels Bohr

B. James Maxwell

C. Louis de Broglie

D. Erwin Schrödinger

E. Werner Heisenberg

4 En el modelo mecanocuántico NO ES CIERTO que:

A. La nube electrónica es difusa.

B. El núcleo contiene protones y neutrones.

C. La densidad electrónica es variable.

D. La nube electrónica tiene carga negativa.

E. Los electrones tienen trayectoria fija.

5 Electrón de n = 3, ℓ = 1, mℓ = –1, ms = – ½ tiene:

A. 12 electrones.

B. 14 electrones.

C. 25 electrones.

D. 16 electrones.

E. 24 electrones.

6 La configuración electrónica del cobre (Z = 29) es:

A. [Ar] 4s 2 3d 9

B. [Xe] 6s 1 4f 8

C. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 9 4p 1

D. [Ar] 4s 1 3d 10


7 Los números cuánticos del electrón diferencial del áto-mo de O (Z = 8) son, respectivamente:

A. 3, 1, –1, +1/2B. 2, 1, –1, -1/2

C. 3, 1, –1, -1/2

D. 2, 1, 0, –1/2

E. 3,0, –1, +1/2

8 El número cuántico magnético de espín señala:

A. La órbita en la que circula el electrón.

B. Cómo se traslada el electrón alrededor del núcleo.

C. El sentido de rotación del electrón.

D. La lejanía que tiene el electrón respecto al núcleo.


9 Al transformarse en ion estable, un átomo de calcio(20Ca) y un átomo de azufre (16S), respectivamente:

A. gana y pierde 1 electrón.

B. gana y pierde 2 electrones.

C. gana y pierde 3 electrones.

D. pierde y gana 1 electrón.

E. pierde y gana 2 electrones.

10 Si los números cuánticos del electrón diferencial de unátomo de bario son (6, 0,0,–1/2), podemos decir que:

A. El bario tiene completa la subcapa 5f.

B. Su electrón diferencial se encuentra en un orbital p.

C. El bario tiene vacío el nivel 3.

D. Los electrones del bario solo ocupan orbitales s.

E. El bario es diamagnético.

Tiempo disponible para resolver evaluación: 90 minutos

74 Química I medio



II. Desarrollo:

Determina y escribe en tu cuaderno los siguientesdatos para cada uno de los elementos que se indi-can más abajo:

1. Configuración electrónica completa

2. Configuración electrónica abreviada3. ¿Paramagnético o diamagnético?

4. ¿Catión o anión o no se puede predecir?

5. Números cuánticos del electrón diferencial (n, ℓ, mℓ, ms)

a) Cloro, Cl (Z = 17)

b) Telurio, Te (Z = 52)

c) Estroncio, Sr (Z = 38)

d) Zinc, Zn (Z = 30)

e) Silicio, Si (Z = 14)

f) Sodio, Na (Z = 11)(4 ptos. c/u [0,5 ptos. cada dato] = 24 ptos.)

(Puedes buscar los gases nobles en la tabla periódica)

III. Desarrollo:

Responde en tu cuaderno, una de las siguientespreguntas , explicando tu respuesta y entregandoun ejemplo a partir de lo realizado en el ítem ante-rior (4 ptos. [3 ptos. explicación y 1 pto. ejemplo]

a) ¿En qué consiste el principio de mínima energía y cómose aplica al realizar la configuración electrónica para unátomo cualquiera?

b) ¿En qué consiste el principio de exclusión de Pauli ycómo se aplica al realizar la configuración electrónicapara un átomo cualquiera?

c) ¿En qué consiste el principio de máxima multiplicidadde Hund y cómo se aplica al realizar la configuraciónelectrónica para un átomo cualquiera?

Revisa tus respuestas en el solucionario, calcula tu puntaje e interpreta tu resultado:

• Bajo 37 puntos: No has logrado los propósitos de la Unidad. :(

• Entre 37 y 50 puntos: Has logrado medianamente los propósitos de la unidad. :/

• Sobre 50 puntos: Has logrado los propósitos de la unidad. :D¿Qué emoticón obtuviste?

Unidad 1: Evaluación final de la unidad

IV. Desarrollo:

A continuación se entrega información sobre los cuatro números cuánticos del electrón diferencial dealgunos átomos:

a) (3, 0, 0, –½)

b) (2, 1, 0, + ½)

c) (3, 1, 1, –½)d) (4, 2, 2, + ½)

A partir de esa información realiza un diagrama de orbitales para cada una de las especies e indica:

1. Configuración electrónica abreviada

2. Cantidad de orbitales completos (solo electrones apareados)

3. Cantidad de orbitales semicompletos (con electrones desapareados)

4. Cantidad de orbitales vacíos (orbitales sin electrones) hasta el electrón diferencial

(6 ptos. c/u [2 ptos. diagrama de orbitales y 1 pto. cada respuesta]= 24 ptos.):




La Corporación Nacional del Cobre de Chile (CODELCO) es el primer productormundial de cobre y posee, además, cerca del diez por ciento de las reservas mundialesdel llamado “metal rojo”. Este elemento tiene múltiples usos y aplicaciones tanto en laindustria como en nuestras vidas. Por ejemplo, se utiliza para la fabricación de cableseléctricos, de ollas y pailas, de objetos ornamentales, de joyas, de cañerías, monedase incluso se incluyen hilos de este metal en la fabricación de modernas telas.

LOS ELEMENTOS YLA TABLA PERIÓDICA¿Podemos predecir el comportamiento y laspropiedades de un elemento?2

U N I D AD

76




A c t

i vida d g r u

p a

l

Los usos que tiene el cobre se explican por sus múltiples propiedades, entonces:

a) ¿Qué propiedad del cobre es la que se aprovecha en los cables eléctricos y enlas ollas?

b) ¿Qué propiedad del cobre es la que permite hacer cañerías e hilos con él?

c) ¿Por qué se utiliza el cobre en joyería?

d) ¿Las propiedades del cobre serán exclusivas de él o existen otros elementos

que las comparten?e) ¿Será posible predecir el comportamiento de un elemento? En caso que creas

que sí, ¿qué datos necesitarías para ello?

Una vez que hayas pensado tus respuestas para las preguntas anteriores, forma ungrupo con tres compañeros más y compartan sus respuestas. A continuación, ela-boren una respuesta grupal breve que luego será comentada al resto del curso.


Lección 1: Los elementos y esa costumbre de ordenar.

Lección 2: Propiedades periódicas de los elementos.

Cada una de las Lecciones tiene detallado en su comienzo los aprendizajes que esperamosque tú consigas. Esta Unidad tiene como propósito que tú:

· Comprendas y expliques la relación que existe entre la estructura electrónica de los áto-mos y su ordenamiento en la tabla periódica.

· Reconozcas las propiedades físicas y químicas de los elementos, así como las llamadaspropiedades periódicas.

· Conocer la evolución histórica de la tabla periódica de los elementos, reconociendo lascaracterísticas macroscópicas y microscópicas asociadas a este ordenamiento.

· Organices e interpretes datos referidos a propiedades periódicas formulando explicacio-nes y conclusiones respecto a ellas.



Antes de empezar, debes recordar: elemento químico, configuraciónelectrónica, electrones de valencia y números cuánticos.


Los elementos yesa costumbre de ordenar

Lección 1

1 Para los elementos químicos que se indican más abajo, determinay escribe en tu cuaderno, los siguientes datos:Configuración electrónica abreviada (1 pto. c/u)

Número de electrones de valencia (1 pto. c/u)

Números cuánticos del electrón diferencial: (n, ℓ, mℓ , ms ) (2 ptos. cada serie)

a) Nitrógeno, N (Z = 7)b) Fósforo, P (Z = 15)

c) Escandio, Sc (Z = 21)d) Hierro, Fe (Z = 26)e) Galio, Ga (Z = 31)

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l

FIGURA 2.1.Tabla periódica de los ele-mentos.


• Sistema periódico

• Tabla periódica

• Grupos

• Periodos

• Periodicidad

• Electrones de valencia

• Metales

• No metales

• Metaloides

• Metales alcalinos

• Metales alcalino-térreos

• Elementos representativos

• Elementos de transición

• Elementos de transición

interna• Calcógenos

• Halógenos

• Gases nobles

2 Utilizando la tabla periódica de la página 240 como apoyo, deter-mina la configuración electrónica abreviada y el nombre de losátomos cuyo electrón diferencial tiene los siguientes númeroscuánticos (n , ℓ, m ℓ , m s ): (2 pto. config., 1 pto. nombre)

a) (3, 1, 0, –½ )b) (3, 2, 2, –½ )c) (2, 0, 0, +½ )

d) (4, 2, –1, +½ )

f) Tecnecio, Tc (Z = 43)g) Plata, Ag (Z = 47)

h) Cesio, Cs (Z = 55)i) Holmio, Ho (Z = 67)

j) Francio, Fr (Z = 87)

Aprendizajes esperados de la LecciónLa presente Lección tiene como propósito que tú: conozcas y apli-ques las clasificaciones de los elementos químicos, relacionandoademás, la configuración electrónica de estos con su ubicación den-tro de la tabla periódica actual. Todo lo anterior, reconociendo queel sistema periódico actual es producto de la evolución de numero-sos intentos por organizar los elementos químicos.

Metales

Metaloides

No metales

Gases nobles

a

9

7

b

5

s

7

20

Ca

38

Sr

56

Ba

88

Ra

21

Sc

39

Y

57

La

89

Ac

22

Ti

40

Zr

72

Hf

104

Rf

23

V

41

Nb

73

Ta

105

Db

24

Cr

42

Mo

74

W

106

Sg

25

Mn

43

Tc

75

Re

107

Bh

26

Fe

44

Ru

76

Os

108

Hs

27

Co

45

Rh

77

Ir

109

Mt

28

Ni

46

Pd

78

Pt

29

Cu

47

Ag

79

Au

30

Zn

48

Cd

80

Hg

31

Ga

49

In

81

Tl

32

Ge

50

Sn

82

Pb

33

As

51

Sb

83

Bi

34

Se

52

Te

84

Po

35

Br

53

I

85

At

36

Kr

54

Xe

86

Rn

13

Al14

Si15

P16

S17

Cl18

Ar

5

B6

C7

N8

O9

F10

Ne

2

He

4

Be

12

Mg

58

Ce

90

Th

59

Pr

91

Pa

60

Nd

92

U

61

Pm

93

Np

62

Sm

94

Pu

63

Eu

95

Am

64

Gd

96

Cm

65

Tb

97

Bk

66

Dy

98

Cf

67

Ho

99

Es

68

Er

100

Fm

69

Tm

101

Md

70

Yb

102

No

71

Lu

103

Lr

110

Ds112 113 114 115 116 117 118

oIA

2

2AoIIA

3

3BoIIIB

4

4BoIVB

5

5BoVB

6

6BoVIB

7

7BoVIIB

9

8BoVIIIB

11

1BoIB

108 12

2BoIIB

13

3AoIIIA

14

4AoIVA

15

5AoVA

16

6AoVIA

17

AoVIIA7

18

8AoVIIIA

111

Rg C n Uut Fl Uup Lv Uus Uuo

e) (3, 1, –1, –½ )f) (3, 1, –1, +½ )g) (4, 0, 0, –½ )

¿Cómo te fue con las actividades? Revisa tus respuestas en el solucionario

(pág. 219) y calcula tu puntaje. Bien (sobre 56 ptos.) Regular (entre

56 y 42 ptos.) o Mal (bajo 42 ptos.)

Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a volver a leer la terceraLección de la Unidad 1 de este texto: “Configuración electrónica, el orden dentrodel caos”. Cuando te sientas preparado para continuar, ¡podemos seguir adelante!

h) (4, 1, –1, –½ )i) (6, 1, 0, +½ )

j) (7, 3, 3, +½ )

78 Química I medio



Lección 1: Los elementos y esa costumbre de ordenar

Más de la mitad de los elementos que hoy se conocen se descubrieronentre 1800 y 1900, y entonces los químicos notaron que muchos ele-mentos se parecían en sus propiedades físicas y comportamiento quí-mico. Estas similitudes, y la necesidad de organizar la creciente infor-mación sobre los elementos, motivó a los químicos a desarrollar la tablaperiódica, una tabla en la que se agrupan los elementos que tienen

propiedades físicas y químicas semejantes.

En la tabla periódica moderna, los 118 elementos que hoy existen seordenan por número atómico (Z) creciente y se organizan en 7 filas(periodos) y 18 columnas (grupos o familias).

Reúnete con tres compañeros más y usando solo lo que saben, construyanuna respuesta grupal para cada una de las preguntas siguientes. Anotenlas respuestas en su cuaderno.


1 ¿De cuántos grupos y periodos está formada la tabla periódica actual?

2 ¿Cómo podemos saber dónde se ubica un elemento dentro del siste-ma periódico a partir de su configuración electrónica?

3 ¿Cómo se pueden clasificar los elementos químicos?




p a l

Averígualo…

...Y anota en tu cuaderno. Siun elemento no es natural,¿cómo se puede obtener?

Averígualo…

De los 118 elementos que hoy aparecen en la tabla periódica, ¿cuántos de ellos sonnaturales, o sea, se pueden encontrar en la naturaleza?


¿De qué está formado nuest

cuerpo?La respuesta la puedes ver en el guiente gráfico, que muestra la composición del cuerpo humano en fución de la masa de los elementos.

Del gráfico: por cada 1 Kg de nuestcuerpo, hay 650 g de oxígeno, 180de carbono y así sucesivamente.

Oxígeno65%

Todos los dem1,2%

Fósforos 1,2%

Calcio 1,6%

Nitrógeno 3%

Hidrógeno10%

Carbono18%

El ordenamiento moderno está directamente ligado con la configura-ción electrónica, sin embargo, los intentos de crear una tabla periódicacomenzaron mucho antes de que se descubrieran los protones y elec-trones. ¿En qué se habrán basado estos primeros intentos?

l

l i

l

1

l

H

3

Li

11

Na

19

K

37

Rb

55

Cs

87

Fr

20

Ca

38

Sr

56

Ba

88

Ra

21

Sc

39

Y

57

La

89

Ac

22

T i

40

Z r

72

Hf

104

Rf

23

V

41

Nb

73

Ta

105

Db

24

C r

42

Mo

74

W

106

Sg

25

Mn

43

Tc

75

Re

107

Bh

26

Fe

44

Ru

76

Os

108

Hs

27

Co

45

Rh

77

Ir

109

Mt

28

Ni

46

Pd

78

Pt

29

Cu

47

Ag

79

Au

30

Zn

48

Cd

80

Hg

31

Ga

49

In

81

Tl

32

Ge

50

Sn

82

Pb

33

As

51

Sb

83

Bi

34

Se

52

Te

84

Po

35

Br

53

I

85

At

36

Kr

54

Xe

86

Rn

13

Al14

Si15

P16

S17

Cl18

Ar

5

B6

C7

N8

O9

F10

Ne

2

He

4

Be

12

Mg

110

Ds112 113 114 115 116 117 118

1

1A o IA

2

2A o IIA

3

3B o IIIB

4

4B o IVB

5

5B o VB

6

6B o VIB

7

7B o VIIB

9

8B o VIIIB

11

1B o IB

108 12

2B o IIB

13

3A o IIIA

14

4A o IVA

15

5A o VA

16

6A o VIA

17

A o VIIA7

18

8A o VIIIA

111

Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo

1

2

3

4

5

6

7

Grupos o familias

P e r í o d o s

Para pensar

Analiza el gráfico y responde entu cuaderno:

1. ¿Te sorprende la informa-ción del gráfico? ¿Cuálcreías que era el elementomayoritario en nuestro cuer-po? ¿Por qué?

2. ¿A qué se deberán los altos

porcentajes de Oxígeno (O)e Hidrógeno (H) en nuestrocuerpo?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

UNIDAD 2: Los elementos y la tabla periódica



Desarrollo de la tabla periódicaEn el siglo XIX, cuando los químicos solo tenían una vaga idea respec-to de los átomos y las moléculas, se desarrollaron numerosos intentos-para organizar los elementos hasta ese entonces conocidos.

Estos intentos son los antecesores de nuestra tabla periódica y en ge-neral se desarrollaron, utilizando el conocimiento que hasta ese en-tonces se tenía sobre las masas atómicas –muchas de ellas ya deter-minadas con exactitud en esa época–. Así, dos de las propuestas másdestacadas para ordenar los elementos –pero no las únicas– antes delsistema que utilizamos en la actualidad fueron dos:

i) La ley de las octavas de Newlands.

En 1864, John Newlands1 observó que cuando los elementos se or-denaban según sus masas atómicas, algunas propiedades se repe-

tían cada ocho elementos igual que en las octavas musicales, por loque a la agrupación de los elementos, le llamó Ley de las Octavas.Por ejemplo, el litio (Li) tenía propiedades similares a las del sodio(Na), que se encontraba a ocho espacios de distancia.

Esta ley de las octavas no funcionaba para elementos con masa ató-mica superior a la del calcio (Ca), por lo cual el trabajo de Newlandsfue rechazado por la comunidad científica.

ii) La tabla periódica propuesta por Mendeleev y Meyer.

En 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev2 y el químico alemánLothar Meyer3, cada uno por su lado, propusieron una nueva for-ma de ordenar los elementos que se basaba en la repetición perió-dica y regular de sus propiedades.

Aunque ambos químicos partieron de una base similar, el trabajo de Mendeleev superó al de Meyer y con mayor razón al deNewlands, al dejar espacios vacíos dentro de su tabla periódica losque debían ser ocupados por elementos que en esa época aún nose habían descubierto, como por ejemplo el Galio, a quien llamó

Eka–aluminio , queriendo decir que ese elemento aún desconocidoera el primero debajo del aluminio.

1 John Alexander Reina Newlands (1838-1898). Químico inglés. El trabajo de Newlands constituyó unpaso más en el camino correcto para la clasificación de los elementos. Por desgracia, debido a las limitacionesde su trabajo, este científico fue blanco de muchas críticas.

2 Dmitri Ivanovich Mendeleev (1836-1907). Químico ruso. Su trabajo acerca de la clasificación periódicade los elementos es considerado por muchos como el logro más importante en la química del siglo XIX.

3 Julius Lothar Meyer (1830-1895). Químico alemán. Además de su contribución a la tabla periódica,Meyer también descubrió la afinidad química de la hemoglobina por el oxígeno.

¿Qué significa periódico(a)?

Que se repite con frecuencia a es-

pacios o tiempos determinados.(Adaptado de www.rae.es)

Química en la web

Te invitamos a descargar elartículo científico: “El pasado

y el futuro de la tabla periódi-ca” de E. Scerri, alojado en:http://www.journals.unam.mx/ index.php/req/ar t ic le /download/25837/24332

FIGURA 2.2.Tabla periódica original pro-puesta por Mendeleev.

80 Química I medio



¿Qué significa periodicidad?

Cualidad de periódico(a).

(www.rae.es)

Basado en el estudio de las propiedades de los elementos que estabanrelacionados con el Eka–aluminio , Mendeleev predijo datos como lamasa atómica, punto de fusión y densidad de esa especie. Cuandofinalmente se descubrió el galio en 1875 y fue evidente la impresio-nante precisión de las predicciones de Mendeleev, su tabla periódica

se volvió muy aceptada.

Originalmente, la tabla de Mendeleev incluyó los 66 elementos cono-cidos hasta la fecha, y ya para 1900 se habían incorporado cerca de30 elementos más, ocupando algunos de los espacios que se habíandejado vacíos.

No obstante, a pesar del gran éxito de la tabla de Mendeleev, el he-cho de que la masa atómica no creciera siempre a lo largo del orde-namiento periódico indicaba que la base de la periodicidad no estabaen la masa atómica, sino en otra propiedad. Por ejemplo, el argón (Ar)

se encontraba antes del potasio (K) a pesar que este último tenía unamasa menor.

¿Sobre qué propiedad de los átomos se basa la periodicidad?

TABLA 2.1. Los valores mostrados para el Eka–aluminio corresponden a las pre-dicciones hechas por Mendeleev. A la derecha se encuentran los valores exactosdeterminados una vez que el galio fue descubierto.

Actividad 1: Trabajo de investigación

En grupos de cinco estudiantes, investiga en profundidad sobre cuatro dife-rentes intentos por organizar los elementos químicos, previos a la tabla perió-dica actual y escribe un reporte detallado sobre cada uno de ellos:

1 Las triadas de Döbereiner.

2 El tornillo de Chancourtois.

3 Las octavas de Newlands.

4 La tabla periódica de Mendeleev.

Para el buen desarrollo de esta actividad, deben acordar previamente con suprofesor los criterios de evaluación.


p a l

Objetivo: Comprender en profundidad los primeros intentos por organizar loselementos químicos conocidos.

Eka–aluminio Galio (Ga)

Masa atómica 68 u.m.a. 69,9 u.m.a.

Punto de fusión Bajo 29,78°C

Densidad 5,9 g/cm3 5,94 g/cm3

Aclarando conceptos

Aclarando conceptos

u.m.a.: unidad de masa atómica.

Es una unidad para medir lamasa de un átomo y corres-ponde a 1/12 de la masa de

un átomo de carbono-12. Tie-ne además una equivalenciaen gramos:

1 u.m.a. = 1,661 • 10–24 g

Punto de fusión: Tempera-tura a la que sucede la fusiónde una sustancia (cambio deestado sólido a líquido).

Observación:

En algunas fuentes de infor-mación y/o texto, el apellido deMendeleev se puede encontrarescrito como Mendeleiev o va-riantes similares.





Tabla periódica modernaEn 1913, el joven físico inglés Henry Moseley4, descubrió una forma dedeterminar el número atómico de un elemento y con ello, pudo expli-car el problema detectado en la tabla de Mendeleev relacionado conla ubicación del Argón (Ar) y el Potasio (K): El Argón (Ar) efectivamente

iba antes del Potasio (K) por tener un número atómico de 18, mientrasque el del potasio era de 19.

Este descubrimiento dio paso a un nuevo ordenamiento periódico ba-sado en el número atómico y no más en la masa atómica. Con esto, seexplicaban y corregían las “irregularidades” que existían en el ordena-miento de Mendeleev, naciendo así la forma moderna que tenemos deorganizar los elementos.

4 Henry Gwyn–Jeffreys Moseley (1887-1915). Físico inglés. Descubrió la relación entre el espectro derayos X y el número atómico. Lugarteniente de los Ingenieros Reales, murió en combate a las edad de 28 añosdurante la campaña británica de Gallipoli, Turquía.

FIGURA 2.3.Tabla cronológica del des-cubrimiento de los elementos químicos,que los muestra organizados por núme-ro atómico creciente. A los elementos113, 115, 117 y 118 aún no se les asig-na nombre, por lo que se conocen condenominaciones y símbolos que derivandirectamente de su número atómico.

Recordando...

Número atómico (Z):

Representa la cantidad de pro-

tones que existen en el núcleode un átomo.

1

H

3

Li

11

Na

19

K

37

Rb

55

Cs

87F r

20

Ca

38

Sr

56

Ba

88Ra

21

Sc

39

Y

57

La

89Ac

22

Ti

40

Zr

72

Hf

104Rf

23

V

41

Nb

73

Ta

105Db

24

Cr

42

Mo

74

W

106Sg

25

Mn

43

Tc

75

Re

107Bh

26

Fe

44

Ru

76

Os

108Hs

27

Co

45

Rh

77

Ir

109Mt

28

Ni

46

Pd

78

Pt

29

Cu

47

Ag

79

Au

30

Zn

48

Cd

80

Hg

31

Ga

49

In

81

Tl

32

Ge

50

Sn

82

Pb

33

As

51

Sb

83

Bi

34

Se

52

Te

84

Po

35

B r

53

I

85

At

36

Kr

54

Xe

86

Rn

13

Al14

Si15

P16

S17

Cl18

A r

5

B6

C7

N8

O9

F10

Ne

2

He

4

Be

12

Mg

58

Ce

90

Th

59

Pr

91

Pa

60

Nd

92

U

61

Pm

93

Np

62

Sm

94

Pu

63

Eu

95

Am

64

Gd

96

Cm

65

Tb

97

Bk

66

Dy

98

Cf

67

Ho

99

Es

68

Er

100

Fm

69

Tm

101

Md

70

Yb

102

No

71

Lu

103

Lr

110Ds

111Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo

112 113 114 116115 117 118

Edad Media-1700

T iempos antiguos

1843-1886

1735-1843

1923-1961

1894-1918

1965-

Para pensar Si creías que los elementos eran un asunto moderno, piensa de nuevo, pues “tiempos antiguos” en la figura 2.3, se refiere a laprehistoria, unos 6000 años atrás. Ahora, analiza la tabla de la figura 2.3 y en tu cuaderno:

1. Plantea y explica al menos una relación que notes entre una época histórica determinada y los elementos (cantidad o tipo)que en ella se descubrieron.

2. Responde, ¿por qué crees que los elementos después el Uranio (Z=92) se descubrieron todos después de 1920?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u

a l

82 Química I medio



FIGURA 2.4.Tabla periódica moderna que muestra la numeración de grupos y periodos. Las dos filas queaparecen debajo de la tabla principal se escriben convencionalmente aparte para evitar que la tabla seademasiado grande. En realidad, el cerio (Ce) debería ir a continuación del lantano (La) y el torio (Th) allado del actinio (Ac). La fila superior por el cerio se conoce como “Serie de los lantánidos” y la inferiorcomo “Serie de los actínidos”.

Por lo general, una tabla periódica moderna indica el número atómico junto al símbolo del elemento. Y como en los átomos (neutros) Z = e- ,podemos usar ese dato para determinar la configuración electrónica deun elemento. ¿Cuál es la importancia de esto? Que finalmente, es laconfiguración electrónica la que explica la repetición de propiedades

físicas y químicas, y nos informa, además, sobre el lugar que ocupa unelemento en el sistema periódico.

La tabla periódica se organiza y numera de la siguiente manera:

Averígualo…A temperatura ambiente, ¿cuán-tos elementos son líquidos ycuántos gaseosos? Escribe el lis-tado en tu cuaderno.


1

H

3

Li

11

Na

19

K

37

Rb

55

Cs

87

F r

20

Ca

38

Sr

56

Ba

88

Ra

21

Sc

39

Y

57

La

89

Ac

22

Ti

40

Z r

72

Hf

104

Rf

23

V

41

Nb

73

Ta

105

Db

24

C r

42

Mo

74

W

106

Sg

25

Mn

43

Tc

75

Re

107

Bh

26

Fe

44

Ru

76

Os

108

Hs

27

Co

45

Rh

77

Ir

109

Mt

28

Ni

46

Pd

78

Pt

29

Cu

47

Ag

79

Au

30

Zn

48

Cd

80

Hg

31

Ga

49

In

81

Tl

32

Ge

50

Sn

82

Pb

33

As

51

Sb

83

Bi

34

Se

52

Te

84

Po

35

Br

53

I

85

At

36

Kr

54

Xe

86

Rn

13

Al14

Si15

P16

S17

Cl18

Ar

5

B6

C7

N8

O9

F10

Ne

2

He

4

Be

12

Mg

58

Ce

90

Th

59

Pr

91

Pa

60

Nd

92

U

61

Pm

93

Np

62

Sm

94

Pu

63

Eu

95

Am

64

Gd

96

Cm

65

Tb

97

Bk

66

Dy

98

Cf

67

Ho

99

Es

68

E r

100

Fm

69

Tm

101

Md

70

Yb

102

No

71

Lu

103

Lr

110

Ds112 113 114 115 116 117 118

1

1A o IA

2

2A o IIA

3

3B o IIIB

4

4B o IVB

5

5B o VB

6

6B o VIB

7

7B o VIIB

9

8B o VIIIB

11

1B o IB

108 12

2B o IIB

13

3A o IIIA

14

4A o IVA

15

5A o VA

16

6A o VIA

17

A o VIIA7

18

8A o VIIIA

111

Rg

1

2

3

4

5

6

7 Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo

Para saber más

El último elemento descu-bierto

Desde Mendeleev, la tabla pe-riódica siempre había tenidoespacios vacíos, para elementosque deberían existir, pero queaún no se habían sintetizado(fabricado). Esto se mantuvo asíhasta el 2010, cuando científi-cos rusos anunciaron que ha-bían conseguido sintetizar unospocos (seis) átomos del elemen-to 117, el último que faltaba.Con esto, la tabla periódica estácompleta por primera vez, hasta

que el descubrimiento de otroelemento obligue a incorporaruna nueva fila en ella (periodo).

Cabe mencionar que la forma antigua de numerar los grupos sigue sien-do muy utilizada, pues entrega información sobre la organización de loselectrones.

Tablaperíodica

7 Periodos(Filas)

Se numeran del 1 al 7 en ordendescendente

Forma moderna:Se numeran todas las culumnas deizquierda a derecha (del 1 al 18)

Forma antigua:

Grupos tienen número y letra, existiendo 8Grupos A y 8 Grupos B (1 de ellos triple)

18 Grupos o familias(Columnas)

Este bloque

debe ir entrelas barras se-ñaladas en latabla periódica

Lantánidos

Actínidos




La tabla periódica moderna, que ordena a los elementos químicos se-gún su número atómico (Z), esconde también una estrecha relaciónentre los elementos que pertenecen a un mismo grupo. ¿Cuál será?

Observa las siguientes configuraciones electrónicas abreviadas:

Hidrógeno, H (Z=1) : 1s 1

Litio, Li (Z=3) : [He] 2s 1

Sodio, Na (Z=11) : [Ne] 3s 1

Potasio, K (Z=19) : [Ar] 4s 1

FIGURA 2.5. Anillo de oro blanco concirconio (Zr).

Recordando...

Los gases nobles son:

Helio (He), Z = 2

Neón (Ne), Z = 10

Argón (Ar), Z = 18

Kriptón (Kr), Z = 36

Xenón (Xe), Z = 54

Radón (Rn), Z = 86

Ununoctium (Uuo), Z = 118

Rubidio, Rb (Z=37) : [Kr] 5s 1Cesio, Cs (Z=55) : [Xe] 6s 1

Francio, Fr (Z=87) : [Rn] 7s 1

Si buscas en la tabla periódica en la página 240, verás que los elementosrecién configurados pertenecen a un mismo grupo: IA (o 1A). Sin em-bargo, están en diferentes periodos, por ejemplo:

Elemento PeriodoHidrógeno (H) 1

Litio (Li) 2

Sodio (Na) 3

Potasio (K) 4

Entonces, ¿de qué parte de la configuración electrónica dependeráel grupo y el periodo en que se ubica un elemento?

¿Dónde lo ubico?Una vez que tenemos la configuración electrónica (completa o abre-

viada) de un elemento químico, podemos determinar su localizacióndentro de la tabla periódica de forma muy sencilla. Considerando quela completación de orbitales atómicos se representa:

n ℓ cantidad de electrones en la subcapa

tenemos que:

1) Para determinar el periodo del elemento, basta encontrar el valor de n másalto escrito a lo largo de la configuración.

Por ejemplo:La configuración electrónica completa del circonio, Zr (Z = 40) es:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 104p 6 5s 2 4d 2

n más grande escrito a lo largode toda la configuración

Periodo

Podemos llegar a la misma conclusión (Zr es del periodo 5) con laconfiguración electrónica abreviada del elemento:[Kr] 5s 2 4d 2.

Desafío

Aplica y analiza

Para cada uno de los elemen-tos mencionados en el primercuadro celeste de esta página,determina el tipo de ion quetienden a formar. Ahora, te-niendo en cuenta tu respuestay que todos esos elementospertenecen al grupo IA, res-

ponde:¿Cómo puedes relacionaresos datos con la inten-ción de la tabla periódicade agrupar a los elemen-tos de comportamientosimilar?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

84 Química I medio



Un segundo ejemplo:

La configuración electrónica completa del arsénico, As (Z = 33) es:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 104p 3

n más grande escrito a lo largo

de toda la configuración Periodo

Usando la configuración electrónica abreviada [Ar]4s 23d 104p 3 llega-mos a la misma conclusión: el arsénico pertenece al cuarto periodo.

2) Para determinar el número de grupo de un elemento, en la numeraciónantigua de los grupos (que tiene directa relación con la configuración elec-trónica), debemos contar la cantidad de electrones que existen en los nivelesde energía incompletos, vale decir, aquellos que se encuentran en las capasque han quedado incompletas a lo largo de la configuración electrónica.

Es importante notar que CASI siempre, el número de electrones en nivelesincompletos coincide con los electrones que quedan fuera del gas noble enla configuración electrónica abreviada.

Por ejemplo:

En el caso del Circonio, Zr (Z = 40):

[Kr] 5s 2 2d 2

Electrones en niveles incompletos(fuera del gas noble)

Por tanto, el circonio pertenece a un grupo IV (o 4).

Un segundo ejemplo:

En el caso del arsénico, As (Z = 33):

[Ar] 4s 2 3d 10 4p 3

Electrones en niveles incompletos (fueradel gas noble, sin contar 3d 10 pues está

completa la subcapa)

= 5Grupo

+

Por tanto, el arsénico pertenece a un grupo V (o 5).

Ahora, para saber la letra que acompaña al número de cada grupo,debemos tener presente que si la última subcapa escrita en la configu-ración electrónica es:

• s o p , el grupo llevará la letra A.

• d , el grupo llevará la letra B.

Observación:

Cuando se habla de niveles in-completos se incluyen siemprelos orbitales s de la última capacomenzada. Y nunca se consi-deran los orbitales d que con-tienen ya los 10 electrones (d 10)ni los orbitales f que contienenya los 14 electrones (f 14), puesesas subcapas se encuentrancompletas.

Observación:

La configuración electrónica detodos los gases nobles terminanen ns 2 np 6, donde n representaal último nivel de energía, queen ese caso se encuentra com-pleta. A pesar de que no existenelectrones en niveles de energíaincompletos, se dice que los ga-ses nobles pertencen al grupoVIIIA (8A o a veces también

llamado cero). Esto se puedecomprobar haciendo la confi-guración electrónica completade ellos.¿Puedes comprobarlo portu cuenta usando al Kriptón(Kr, Z=36) como ejemplo?Una vez que hayas terminado, puedescomprobar tu respuesta en el solucio-nario de la Unidad.


Desafío

Aplica lo aprendido

Luego de analizar el ejemplodel Arsénico y Circonio (páginaanterior), responde:

¿A qué periodo pertenece:

a) el Magnesio (Mg, Z=12)?

b) el Escandio (Sc, Z=21)?

c) el Cadmio (Cd, Z=48)?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Entonces, para nuestros dos ejemplos:

a) El circonio, Zr (Z = 40) de configuración [Kr] 5s 2 4d 2 pertenecerá aun grupo B, en particular al grupo IV B (o 4B).

b) El arsénico (Z = 33) de configuración [Ar] 4s 2 3d 10 4p 3 pertenecerá

a un grupo A, específicamente al grupo V A (o 5A).Si combinamos la información sobre la ubicación del circonio (Zr) y elarsénico (As), antes obtenidas, diremos que el circonio (Zr) se encuentraen el grupo IV B (o 4B) y en el periodo 5, mientras que el arsénico seencuentra en el grupo VA (o 5A) y en el periodo 4.

Esto lo podemos comprobar con la tabla periódica. Para ello, buscamosel grupo y el periodo respectivo y en el lugar en que la fila y la columnacoincidan, debe estar el elemento buscado.

FIGURA 2.6. Sección de la tabla periódica de los elementos donde se marca la ubicación del arsénico (As)y del circonio (Zr) con círculos rojos. En naranjo se marcó el grupo VIIIB (grupo triple), tema tratadoen el cuadro de “observación” al comienzo de la página.

Observación:

El grupo VIIIB (8B) es un grupotriple, vale decir, ocupa tres co-lumnas. En la primera de ellas seescriben los elementos que tie-

nen 8 electrones en sus nivelesincompletos. En la segunda vanaquellos que tienen 9 electro-nes en sus niveles incompletosy en la tercera columna aquellosque tienen 10.

Actividad 2: Aplicando lo aprendido... Ubícalo

Objetivo: Ubicar un elemento químico en la tabla periódica a partir de su configu-ración electrónica abreviada y/o de los números cuánticos de su electrón diferencial.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

A partir de los datos que se entregan para los elementos (número atómico o

números cuánticos del electrón diferencial (n, ℓ, mℓ , ms )), desarrolla la con-figuración electrónica abreviada de ellos y señala su ubicación dentro de latabla periódica.

a) Calcio (Z = 20) f) Bromo (Z = 35) k) Flúor (2,1,0,–½)b) Aluminio (Z = 13) g) Antimonio (Z = 51) l) Itrio (4,2,–2,+½)c) Carbono (Z = 6) h) Plata (Z = 47) m) Sodio (3,0,0,+½)d) Azufre (Z = 16) i) Zinc (Z = 30) n) Indio (5,1,–1,+½)e) Hierro (Z = 26) j) Rodio (Z = 45) ñ) Renio (5,2,2,+½)

Importante:

También es posible ubicar unelemento en la tabla periódicaa partir de (n, ℓ, mℓ, ms) de suelectrón diferencial. Por ejemplo,si el electrón diferencial de un áto-mo es (3, 2, 0,–½), entendemos

que su configuración termina en4s23d8. Así, es claro que el periododel elemento es 4 y que se ubicaen un grupo B. Luego, como loselectrones en niveles incompletossuman 10 (2+8), el elemento seencuentra en la tercera columnadel grupo VIIIB (ver Figura 2.6).

¿De qué elemento se trata?

1

H

3

Li

11

Na

19

K

37

Rb

55

Cs

87

F r

20

Ca

38

Sr

56

Ba

88

Ra

21

Sc

39

Y

57

La

89

Ac

22

Ti

40

Zr

72

Hf

104

Rf

23

V

41

Nb

73

Ta

105

Db

24

C r

42

Mo

74

W

106

Sg

25

Mn

43

Tc

75

Re

107

Bh

26

Fe

44

Ru

76

Os

108

Hs

27

Co

45

Rh

77

I r

109

Mt

28

Ni

46

Pd

78

Pt

29

Cu

47

Ag

79

Au

30

Zn

48

Cd

80

Hg

31

Ga

49

In

81

Tl

32

Ge

50

Sn

82

Pb

33

As

51

Sb

83

Bi

34

Se

52

Te

84

Po

35

Br

53

I

85

At

36

Kr

54

Xe

86

Rn

13

Al14

Si15

P16

S17

Cl18

Ar

5

B6

C7

N8

O9

F10

Ne

2

He

4

Be

12

Mg

110

Ds

112 113 114 115 116 117 118

1

1

2

3

4

5

6

7

1A o IA

22A o IIA

33B o IIIB

44B o IVB

55B o VB

66B o VIB

77B o VIIB

Grupo VIIIB (triple)

En niveles incompletos:

98B o VIIIB

111B o IB

108 122B o IIB

133A o IIIA

144A o IVA

155A o VA

166A o VIA

17A o VIIA7

188A o VIIIA

111


8 e– 9 e– 10 e–

86 Química I medio



FIGURA 2.7. Ta-bla periódica mo-derna que muestralos finales de confi-guración electróni-ca que compartentodos los miembros

de un mismo grupo(columnas).

FIGURA 2.8. Bloques de la tabla periódi-ca según los últimos orbitales que se estánllenando en la configuración electrónicade los elementos.


Si configuramos todos los elementos de la tabla periódica, notaremosque dentro de un grupo se encuentran solo elementos con igual configu-ración electrónica externa, es decir, finales de configuración que solo va-rían en el valor de n (periodos). De este modo, los elementos de un grupode la tabla periódica comparten la ubicación de sus últimos electrones:

Clasificación de los elementosLos elementos químicos que se organizan en la tabla periódica se pue-den clasificar según dos criterios:

i) Estructura electrónica.ii) Propiedades estructurales y eléctricas.

Clasificación según estructura electrónica Al analizar la figura 2.7, podemos notar que dentro de la tabla periódicaexisten bloques:

1

1

2

3

4

5

6

7

1A o IA

22A o IIA

33B o IIIB

44B o IVB

55B o VB

66B o VIB

77B o VIIB

98B o VIIIB

111B o IB

108 122B o IIB

133A o IIIA

144A o IVA

155A o VA

166A o VIA

17A o VIIA7

188A o VIIIA

s p

g a s e s

n o b l e

s

d

f

1

1

2

3

4

5

6

7

1A o IA

s1 s2

d1

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14

d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

p1 p2 p3 p4 p5 p6

22A o IIA

33B o IIIB

44B o IVB

55B o VB

66B o VIB

77B o VIIB

98B o VIIIB

111B o IB

108 122B o IIB

133A o IIIA

144A o IVA

155A o VA

166A o VIA

17A o VIIA7

188A o VIIIA

Desafío

Compruébalo

Realiza la configuración elec-

trónica de todos los elementosdel grupo VIA (ver en pág 240)y compáralas. ¿Es cierto loque se expone en la figura2.7?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Para pensar

¿Por qué el helio, He (Z = 2) de

configuración electrónica 1s 2

,se ubica en el grupo VIIIA (8A)dónde todos los demás elemen-tos tienen sus últimos electronesen orbitales p ?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




A partir de la división en bloques mostrada en la figura 2.8., los elemen-tos se clasifican en:

· Elementos representativos: Son aquellos que pertenecen a los blo-ques s y p , sin contar al grupo VIIIA (gases nobles). Como las configu-raciones electrónicas de los elementos se encuentran terminadas ens y en p , los elementos representativos son aquellos que pertenecena grupos A.

· Gases nobles: Son aquellos que tienen todos sus niveles electró-nicos completos. Su configuración electrónica termina en ns 2 np 6 yconforman el grupo VIII A (8A), también llamado grupo cero (0).

· Elementos de transición: Son aquellos que pertenecen al bloqued . Como su configuración electrónica termina en orbitales d, los ele-mentos de transición son aquellos que pertenecen a grupos B.

· Elementos de transición interna: Son aquellos que pertenecen albloque f , vale decir, los elementos que pertenecen a las series delantánidos y actínidos. A la serie de los lantánidos antiguamente se lellamaba “tierras raras”.

Clasificación según propiedades estructurales y eléctricasLas propiedades estructurales y eléctricas de los elementos se derivande su comportamiento frente a los electrones. De esta forma, tenemoscuatro clasificaciones posibles para los elementos:

· Metales: Son elementos con tendencia a ceder electrones. Dentrode sus propiedades están: ser buenos conductores del calor y la elec-tricidad, tener brillo, ser dúctiles, ser maleables y tener, en general,altos puntos de fusión. Corresponde a la gran mayoría de los ele-mentos conocidos.

En este punto es importante mencionar que además de todas aquellassustancias que nosotros vemos como sólidos brillantes a las que llama-mos naturalmente “metales” (por ejemplo: el cobre de los cables eléc-tricos, el aluminio de las latas de bebida, el hierro de los clavos, etc.), sesuman otras sustancias que por ser muy reactivas casi no se encuentranaisladas y no se pueden utilizar para hacer objetos de uso cotidiano (porejemplo, el sodio).

· No metales: Son elementos con tendencia a ganar electrones. Den-tro de sus propiedades está: ser malos conductores del calor y laelectricidad (o sea, propiedades de aislante), no tener brillo, y tenerbajos puntos de fusión y ebullición. Existen once elementos no me-tálicos dentro de la tabla periódica.

Aclarando conceptos

Dúctil: Que puede formar hi-los o alambres.

Maleable: Que puede formarláminas.

Averígualo…

¿De dónde proviene la denomi-nación de “tierras raras” parareferirse a la serie de los lantá-nidos? Escribe tus resultados en

tu cuaderno.

Desafío

Desafío

¡El hidrógeno conflictivo!

La ubicación del hidrógeno den-tro de la tabla periódica ha divi-dido a la comunidad científica.¿Puedes encontrar por qué yqué propuestas existen parasolucionar el problema?

Aplica lo aprendido

Luego de haber estudiado estaprimera clasificación de los ele-

mentos, ve a la página 240 yescoge tres ejemplos para cadauna de las clasificaciones se-gún estructura electrónica.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

88 Química I medio



Metales

Metaloides

No metales

1

Gases nobles

H

3

Li

11

Na

19

K

37

Rb

55

Cs

87

Fr

20

Ca

38

Sr

56

Ba

88

Ra

21

Sc

39

Y

57

La

89

Ac

22

T i

40

Z r

72

Hf

104

Rf

23

V

41

Nb

73

Ta

105

Db

24

C r

42

Mo

74

W

106

Sg

25

Mn

43

Tc

75

Re

107

Bh

26

Fe

44

Ru

76

Os

108

Hs

27

Co

45

Rh

77

Ir

109

Mt

28

Ni

46

Pd

78

Pt

29

Cu

47

Ag

79

Au

30

Zn

48

Cd

80

Hg

31

Ga

49

In

81

Tl

32

Ge

50

Sn

82

Pb

33

As

51

Sb

83

Bi

34

Se

52

Te

84

Po

35

Br

53

I

85

At

36

Kr

54

Xe

86

Rn

13

Al14

Si15

P16

S17

Cl18

Ar

5

B6

C7

N8

O9

F10

Ne

2

He

4

Be

12

Mg

58

Ce

90

Th

59

Pr

91

Pa

60

Nd

92

U

61

Pm

93

Np

62

Sm

94

Pu

63

Eu

95

Am

64

Gd

96

Cm

65

Tb

97

Bk

66

Dy

98

Cf

67

Ho

99

Es

68

E r

100

Fm

69

Tm

101

Md

70

Yb

102

No

71

Lu

103

Lr

110

Ds112 113 114 115 116 117 118

1

1A o IA

2

2A o IIA

33B o IIIB

44B o IVB

55B o VB

66B o VIB

77B o VIIB

98B o VIIIB

111B o IB

108 122B o IIB

13

3A o IIIA

14

4A o IVA

15

5A o VA

16

6A o VIA

17

A o VIIA7

18

8A o VIIIA

111


1

2

3

4

5

6

7


· Metaloides: También llamados anfóteros, son elementos que pre-sentan tendencias intermedias entre los metales y los no metales. Delos elementos conocidos, solo ocho son metaloides.

· Gases nobles: Son gases monoatómicos poco reactivos (helio,neón, argón, kriptón, xenón y radón). Se les ha denominado erró-

neamente como gases raros o gases inertes. El primer nombre (“ra-ros”) no es apropiado pues el argón (Ar) no es raro en la naturaleza,es el tercer gas más abundante de la atmósfera. La segunda deno-minación (“inertes”), tampoco es apropiada, ya que se han descu-bierto compuestos de xenón (Xe). El nombre actual (gases nobles)se acepta porque sugiere una reactividad baja pero importante.

FIGURA 2.9. Clasificación de loselementos químicos de la tablaperiódica según sus propiedades

estructurales y eléctricas.

Desafío

¿Por qué “Silicon Valley”?

A cierta área de California enEstados Unidos se le denomina“Silicon Valley” y en ella encon-tramos sedes de importantesempresas tecnológicas, comopor ejemplo: Apple, Nokia, In-tel, Google, Yahoo! e inclusoSamsung se encuentra constru-yendo la suya.

Junto a dos compañeros más,¿pueden descubrir la re-lación que existe entre elnombre “Silicon Valley” yel tipo de empresas queahí se encuentra?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

Actividad 3: Mini-investigación


p a l

Objetivo: Conocer más sobre algunos metales, no metales, metaloides y gases nobles.

Más abajo se proponen tres elementos por cada una de las clasificacionesrecién revisadas en el texto. En grupos de cuatro estudiantes escojan uno decada tipo e investiguen al respecto.

Para el buen desarrollo de esta actividad, deben acordar previamente con suprofesor los temas a tratar en la investigación y los criterios de evaluación.

Metales No metales Metaloides Gases nobles

Calcio (Ca) Carbono (C) Germanio (Ge) Helio (He)

Hierro (Fe) Azufre (S) Arsénico (As) Argón (Ar)

Cobre (Cu) Cloro (Cl) Polonio (Po) Kriptón (Kr)

Desafío

Aplica lo aprendidoLuego de haber estudiado lasegunda clasificación de los

elementos y la figura 2.9, vuel-ve a la figura 2.3 (pág. 83) yescoge tres ejemplos para cadauna de las clasificaciones se-gún propiedades estructuralesy eléctricas.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Para pensar

Aplicando lo aprendido yla figura 2.9, señala, paracada clasificación, al menosun ejemplo (elemento) queesté presente en tu vidacotidiana y anótalo en tucuaderno.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Algunos grupos importantes dentro de la tabla periódica

Para saber más

Metales alcalinos (1A o IA o 1)

No considera al hidrógeno. Todos los metales deeste grupo tienen una alta tendencia a perder elúnico electrón de valencia que tienen, formandoasí cationes de carga +1. Estos metales son tanreactivos que nunca se encuentran libres en la na-turaleza. Reaccionan violentamente con agua paraproducir H2 y una base fuerte (hidróxido).

Elementos del grupo IA, de izquierda a derecha: litio (Li), sodio(Na), potasio (K), rubidio (Rb) y cesio (Cs). El francio (Fr) no semuestra y es radiactivo.

Metales alcalinotérreos (2A o IIA o 2)

Estos metales son algo menos reactivos que losalcalinos. Tienden a formar cationes de carga +2 ysu tendencia a ceder sus electrones aumenta haciaabajo en el grupo.

Aunque su reactividad frente al agua y a los ácidosvaría, el calcio y el estroncio son químicamente pa-recidos, y en casos de contaminación radiactiva,los cationes Sr2+ pueden reemplazar a los Ca2+ enlos huesos.

Elementos del grupo IIA, de izquierda a derecha: berilio (Be),magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio(Ra). Este último es altamente radiactivo.

Anfígenos o calcógenos (6A o VIA o 16)

Los tres primeros elementos de este grupo son nometales (oxígeno, azufre y selenio) y los dos últimosson metaloides (telurio y polonio). Tienden a formaraniones de carga -2, salvo el polonio. Los elementosde este grupo, en especial el oxígeno, forman unagran cantidad de compuestos con los no metales.

Elementos del grupo VIA. De izquierda a derecha: azufre (S8),selenio (Se8) y telurio (Te). El polonio, que no se muestra, esradiactivo.

Halógenos (7A o VII A o 17)

Todos los elementos de este grupo se encuentranen la naturaleza formando moléculas diatómicas,vale decir, de a dos átomos. Debido a su gran reac-tividad, nunca se encuentran en estado elementalen la naturaleza. Tienen una alta tendencia a cap-tar electrones y formar aniones de carga -1.

Elementos del grupoVIIA. De izquierda aderecha: cloro (Cl2),bromo (Br2) y yodo(I2). El astato (At), que

no se muestra, es ra-diactivo.

Para pensar

Para los químicos, la agrupación de los elementos por familia (o grupo) en la tabla periódicaes de gran utilidad. ¿A qué crees que se debe esto? Justifica tu respuesta.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

90 Química I medio



¡Es un clásico!

El descubrimiento de los gases nobles

A finales de 1800, John William Strutt, tercer ba-rón de Rayleigh, profesor de física en el laborato-

rio Cavendish en Cambridge (Inglaterra), determi-nó con exactitud las masas atómicas de un grannúmero de elementos, pero obtuvo un resultadoextraño con el nitrógeno. Este científico intentóaislar el nitrógeno gaseoso (N2) por dos métodos:1) descomponiendo el amoniaco (NH3) y 2) aislarel N2 a partir del aire, del cual es el componentemayoritario. El problema fue que el nitrógeno obtenido a partir del aire eramás denso que el nitrógeno obtenido por descomposición de NH3, situaciónanómala, pues al ser el mismo elemento, su densidad debía ser la misma.

El trabajo de Rayleigh llamó la atención de sir William Ramsay, profesor de

química del University College de Londres, quien (en 1898) hizo reaccionartodo el nitrógeno obtenido desde el aire con magnesio, descubriendo queexistía otro gas junto al N2 que no reaccionaba.

Con la ayuda de sir William Crookes (el creador del tubo de descargas), Ram-say y lord Rayleigh encontraron que el espectro de emisión del gas que nohabía reaccionado antes no era igual al de ningún elemento conocido. O sea,¡el gas era un elemento nuevo! Determinaron que su masa atómica era de39,95 u.m.a. y le llamaron argón, que en griego significa “el perezoso”. Poreste descubrimiento Ramsay y Rayleigh ganaron el Nobel en 1904, cada unoen su especialidad (química y física, respectivamente).

Una vez descubierto el argón, se descubrieron otros gases nobles. A partir de lasmasas atómicas del helio y del argón, de su falta de reactividad química y de suconocimiento de la tabla periódica, Ramsay estaba seguro de que habían otrosgases como ellos y que debían ser del mismo grupo. Así, Ramsay y un estudiante,Morris Travers, se dedicaron a encontrar los gases desconocidos.

Utilizaron un congelador para producir, aire líquido. Luego, por medio de unadestilación fraccionada, permitieron que el aire se calentara de a poco y fueronseparando los diferentes gases. De esta forma, analizaron e identificaron treselementos nuevos: neón, kriptón y xenón en solo tres meses. ¡Tres elemen-tos en tres meses es un récord que jamás se ha podido romper!

Desafío

Letreros luminosos congases nobles

Los anuncios luminosos de mu-chas tiendas están fabricadosen base a gases nobles. Dehecho, las señales luminosasrojas, como la de la imagen su-perior contienen neón (Ne) ensu interior.

¿Puedes descubrir qué ga-ses contienen los letreros

luminosos que son de otroscolores y cómo funcionan?


i v i d u a l


Puedes encontrar la traducción y expli-cación en el solucionario de la Unidad.

A chemical joke :Argon walks into a bar. Thebartender says “get out ofhere”.

Argon doesn`t react.

Para pensar

Lo que acabas de leer es un ejemplo de la importancia de la observación en lasciencias. Responde:

a) ¿Qué crees que hubiera sucedido si Ramsay y Rayleigh no hubiesen seguidoinvestigando este resultado anómalo del experimento de Strutt?

b) ¿Qué se desprende del último párrafo sobre los demás gases nobles?

c) ¿Qué hecho probaba que el Argón era un elemento nuevo? ¿por qué?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Para saber más

Metales de acuñar

Este nombre es otra denomina-ción para los metales del grupoIB (1B), vale decir: Cobre (Cu),Plata (Ag) y Oro (Au).

La poca reactividad de estosmetales (que permite encon-trarlos en estado puro porejemplo formando “pepitas”) ylo raros que son (escasos), hanhecho que tengan gran valoren joyería y en la fabricación demonedas (acuñación).

Te invitamos a revisar la pági-na web del Banco Central deChile (www.bcentral.cl) paradescubrir de qué están hechaslas monedas que circulan ac-tualmente en todo el territorio

nacional.


El silicio... el metaloide que hace posible el mundo digital

El mundo digital, que incluyetodo lo último en tecnologías, sefundamenta en el circuito inte-grado (en la imagen), que es uncuadrado diminuto de silicio (Si)que alberga millones de transis-tores. Se trata, probablemente,del artefacto más complejo ja-más creado por los humanos.

Aunque es plano en apariencia,un circuito integrado tiene una

estructura en tres dimensiones (con largo, ancho y espesor), que es construi-

da lentamente depositando sobre una superficie de silicio, finas láminas demateriales que a veces conducen la electricidad y otras veces no, o sea, me-taloides. Estas películas, ensambladas siguiendo patrones elaborados de an-temano con mucho cuidado, formarán los transistores que funcionan comointerruptores encargados de controlar el flujo de electricidad a través delcircuito o “chip”. La apertura y cierre de estos interruptores permite manejarel código binario (código de unos y ceros) que utilizan los computadores.

Aunque el silicio haya transformado el mundo digital, se siguen buscandonuevas sustancias para construir circuitos integrados más pequeños, rápidos yeconómicos. El número uno de esta lista, lo ocupa el grafeno, que no contienemetaloides, sino un no metal, pues se trata de finas láminas de átomos de

carbono (C) dispuestos en celdas hexagonales de un solo átomo de espesor.Fuentes: Revista investigación y ciencia. N° 273, Junio 1999.

Revista investigación y ciencia. N° 407, agosto 2010.

Química en la web

Te invitamos a revisar los siguientes artículos relacionados con la química detrás del mundo digital:

Fabricación de un circuito integrado:

http://www.investigacionyciencia.es/investigacion-y-ciencia/numeros/1999/6/fabricacin-de-un-circuito-integrado-7528

Cómo obtener grafeno:

http://www.investigacionyciencia.es/investigacion-y-ciencia/numeros/2010/8/formas-de-obtener-grafeno-8284

Para pensar

Luego de haber leído atentamente sobre el silicio, responde: ¿Usas en tuvida algún dispositivo que contenga silicio? ¿Cuál(es)? ¿Sabías delos usos de este metaloide?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

92 Química I medio




Guía de ejercicios:Ubicación de un elemento en la tabla periódica y clasificación

ACTIVIDAD: En tu cuaderno, completa los datos que se exponen a continuación para cada uno de loselementos que se indican más abajo, ya sea acompañados de su número atómico o de los números cuán-ticos de su electrón diferencial (n, ℓ, mℓ , ms). Además, en la tabla periódica vacía que se encuentra al final de laactividad, escribe el símbolo de los elementos donde corresponda:

1 Configuración electrónica abreviada

2 Periodo al que pertenece el elemento

3 Grupo al que pertenece el elemento

4 Clasificación del elemento según:

i) Estructura electrónicaii) Propiedades estructurales y electrónicas

a) Estroncio, Sr (Z = 38)

b) Fósforo, P (Z = 15)

c) Galio, Ga (Z = 31)

d) Aluminio, Al (Z = 13)

e) Radón, Rn (Z = 86)

f) Yodo, I (Z = 53)

g) Titanio, Ti (Z = 22)

Objetivo: Realizar la configuración electrónica abreviada de algunos elementos y a partir de ella determinar la ubica-

ción de un elemento dentro de la tabla periódica, para proceder luego a su clasificación. A c t i vida d i n d

i v i d u a l

h) Cobalto, Co (Z = 27)

i) Hafnio, Hf (Z = 72)

j) Terbio, Tb (Z = 65)

k) Rutherfordio, Rf (Z = 104)

l) Níquel, Ni (Z = 28)

m) Cadmio, Cd (Z = 48)

n) Astato, At (Z = 85)

o) Cesio, Cs (Z = 55)

p) Boro, B (Z = 5)

q) Selenio, Se (Z = 34)

r) Estaño, Sn (Z = 50)

s) Oro, Au (Z = 79)

t) Helio, He (1,0,0,–½)

u) Oxígeno, O (2,1,–1,–½)

1

1A o IA

2

2A o IIA

3

3B o IIIB

4

4B o IVB

5

5B o VB

6

6B o VIB

7

7B o VIIB

9

8B o VIIIB

11

1B o IB

108 12

2B o IIB

13

3A o IIIA

14

4A o IVA

15

5A o VA

16

6A o VIA

17

A o VIIA7

18

8A o VIIIA

1

2

3

4

5

6

7

v) Rubidio, Rb (5,0,0,+½)

w) Talio, Tl (6,1,–1,+½)

x) Osmio, Os (6,2,–2,–½)

y) Litio, Li (3,0,0,+½)

z) Hierro, Fe (3,2,–2,–½)

aa) Iridio, Ir (5, 2, –1, –½)

bb)Bohrio, Bh (7,2,2,+½)




En esta actividad se espera que compruebes experimentalmente la reactividad dealgunos metales.

En grupos de cinco estudiantes, reúnan los siguientes materiales y reactivos para trabajar:

Materiales • 5 matraces Erlenmeyer de 250 mL,

1 de ellos con un tapón de goma.• 1 cápsula de petri• 2 pipetas graduadas de 10 mL.• propipeta (si es que se tiene).• 1 pinza.

Reactivos• 2 trozos de cada uno de los siguientes

metales: cobre (Cu), zinc (Zn), hierro(Fe), plata (Ag) y sodio (Na).

• Agua destilada.• Disolución de fenolftaleína.• Ácido nítrico (HNO3) concentrado.• Ácido clorhídrico (HCl) concentrado.

ACTIVIDAD:

Una vez reunidos todos los materiales y reactivos, obser-ven las muestras metálicas recibidas, y anoten ensu cuaderno lo que ven.

A continuación, comenzaremos la práctica experimental:

1. Reactividad del sodio (Na) en agua

a. En la cápsula de petri, agregar 50 mL de agua desti-

lada y 3 gotas de disolución de fenolftaleína. A con-tinuación, agregar con pinza un trozo de sodio me-tálico (Na). Anotalo que observas.

b. Luego, agregar ala cápsula de petriácido clorhídrico(HCl) hasta ver uncambio. Anota loque observas.

c. Al mismo matraz anterior, agrega un nuevo trozo desodio metálico. Registra tus observaciones.

2. Reactividad de algunos metales con ácidos

En cada uno de los cuatro matraces aún vacíos, escribirel nombre de un metal a analizar (Cu, Ag, Zn, Fe).

2.1. Con ácido clorhídrico (HCl) concentrado:

a. A cada uno de loscuatro matraces agre-

gar 10 mL de HCl con-centrado.

b. Luego, con muchocuidado, agregar acada uno de ellos, untrozo del metal quecorresponda según elnombre escrito en el

Al laboratorio: Comparación de reactividad de algunos metales

A c t i vi

d a d g r u p

Antes de comenzar, es necesario querecuerdes y respetes siempre las si-guientes medidas de seguridad:



• No aspirar los vapores de los ácidos ni los vaporesque resulten de las reacciones.

• NO TOCAR NI OLER LOS ÁCIDOS NI EL SODIO

• Observar las reacciones por el lado de los matraces,

nunca por su boca.

• Realizar la actividad práctica con suficiente ven-tilación.

• No hacer nada que no sea indicado por tu profesor.

• En caso de accidente, avisar inmediatamente a tuprofesor.

94 Química I medio



De acuerdo con los resultados obtenidos en este laboratorio, y con el aporte de todos los integrantes delgrupo, respondan en su cuaderno, las siguientes preguntas:

1 ¿Qué características físicas y químicas pudiste observar en todos los metales utilizados? ¿Eran esperables? ¿Por qué?

2 ¿Cómo explicarían el fenómeno observado al agregar sodio a un poco de agua con gotas de fenolftaleína?

3 ¿Qué gas quedó en evidencia cuando se acercó el fósforo al matraz que contenía zinc (Zn) con HCl?

4 ¿Por qué se tendrá que tapar el matraz donde se hizo reaccionar al cobre (Cu) con HNO3?

5 ¿Por qué dicho matraz no puede ser lavado por ustedes junto a los demás?

6 Para una de las actividades anteriores, propongan un problema de investigación asociado, una hipótesis a comprobar,y según sus resultados digan si ésta era verdadera o falsa.

COEVALUACIÓN:

Una vez que hayan terminado la actividad, completen de forma grupal la siguiente evaluación, escribiendo una X en lacasilla que consideren que representa mejor el trabajo de cada uno en el laboratorio. Cada miembro del grupo completarála tabla en su propio libro reflejando las opiniones de todo el equipo.


matraz. Cuando hayan agregado el zinc, llamen a suprofesor para que acerque un fósforo a la boca delmatraz. Anota cómo reaccionó cada metal, incluyendolo que sucedió al acercar el fósforo al hacer reaccionarel Zn.

c. Una vez anotadas las observaciones, lavar los ma-

traces con agua corriente, o sea: se deja correr la lla-ve del agua potable y después se bota el contenidodel matraz cerca del desagüe con el agua corriendo.Luego, sin tocar el interior de los matraces, sele agrega agua y se enjuaga agitando circularmente.No es necesario secar los matraces.

2.2. Con ácido nítrico (HNO3) concentrado:

a. A cada uno de los cuatro matraces agregar 10 mLde ácido nítrico (HNO3) concentrado.

b. Acercar el tapón degoma al matraz quecontendrá el cobre.

c. Luego, con muchocuidado, agregar den-tro de cada matraz,

un trozo del metalque corresponda se-gún el nombre escrito,y apenas agreguen el cobre, deben tapar esematraz con el tapón. Anota cómo reaccionó cadametal.

d. Una vez anotadas las observaciones, lavar todos losmatraces, menos el utilizado para el cobre, quedeberá permanecer tapado. Recuerda que el lavadoes con agua corriente y que nunca debes tocar elcontenido del matraz ni su interior.



2. Cooperó y aportó con reflexiones para responder las preguntas teóricas.3. Si se presentó alguna duda preguntó al profesor.









En grupo de cuatro estudiantes, desarrollen respuestas grupales para las preguntas a continuación. Recuerdentomar en cuenta los aportes de todos los integrantes.

1 ¿En qué estado y con qué pureza se tiene que usar el cobre para apreciar sus propiedades antimicrobianas?¿En qué apoyan su respuesta?

2 Si estuvieran a cargo de poner superficies de cobre en todos los hospitales de Chile para reducir las infeccionesintrahospitalarias, pero sólo pudieran intervenir una superficie, ¿Cuál de ellas cambiarían? ¿Por qué?

3 ¿Qué piensan de la lectura? ¿Piensan que puede ser importante para Chile que se empiece a usar masivamenteel cobre en los hospitales? Justifiquen su respuesta.

Una vez que hayan terminado, elijan a quien representará al grupo para presentar sus respuestas al resto del curso.


p a l

Objetivo: Desarrollar la comprensión de resultados de investigaciones científicas recientes que se entregan a través de palabras y gráficos.

Lectura científica: Las propiedades bactericidas del cobre

Lo que se muestra a continuación, es una adaptaciónde un artículo científico titulado “Aplicación de lacapacidad bactericida del cobre en la práctica médi-

ca” publicado en la edición de octubre de 2012 enla “Revista Médica de Chile”. Te invitamos a leerlo yanalizar lo que en él se expone, para luego, en gruposde cuatro estudiantes, desarrollar la actividad 4.

Comúnmente pensamos en el cobre como cable eléc-trico, sin embargo, estudios recientes han comproba-do lo que se sabía de forma empírica hace siglos: laspropiedades antimicrobianas del metal rojo. Civiliza-ciones como los griegos, romanos, egipcios, aztecas ymayas, utilizaban el cobre en la fabricación de vasijaspara preservar agua y alimentos, como también para

artículos médicos.A pesar de contar con experiencias empíricas, sola-mente en los últimos años se han realizado investi-gaciones científicas que han permitido documentarlas propiedades antimicrobianas del cobre y fomentarsu uso en la práctica médica. Uno de estos usos esla aplicación del cobre o aleaciones de cobre, en lassuperficies de las salas de hospital, lo que ha demos-trado ser eficiente en reducir la cantidad de bacteriasdel ambiente, disminuyendo con ello la transmisiónde infecciones al interior de los hospitales.

En el hospital del Cobre de Calama, un grupo de cien-tíficos chilenos intervino en las Salas UCI, reempla-

zando seis superficies de alto contacto por superficiesde cobre metálico (99,9%) o aleaciones (con 70% omás de Cu). Luego, en esas salas UCI realizaron cul-

tivos de bacterias aeróbicas (que necesitan oxígeno)durante treinta semanas y se observó una importantebaja en la cantidad de bacterias existentes (recuento)en todos los objetos de cobre, tal como se muestra enel gráfico a continuación:

Las propiedades antimicrobianas del cobre fueron uti-lizadas también para evitar infecciones en los 33 mi-neros que estuvieron atrapados a más de 700 metrosbajo tierra durante más de dos meses, luego del de-rrumbe en la Mina San José en la Región de Atacama

ocurrido en agosto del 2010. En esa ocasión, mientrasse trabajaba en el rescate, se hizo llegar a los mineroscalcetines y ropa fabricada con fibra de cobre.

Porcentaje de reducción del recuento bacteriano total promediopor cada superficie de contacto en salas UCI con cobre, durante30 semanas en el Hospital de Calama.

% d

e r e d u c c i ó n

0

20

Barandas cama Manillas cama Silla Mesa paciente Lápiz monitor Port asuero

40

60

80

100

91% 82% 92% 83% 49% 88%

96 Química I medio






i v i d u a l


1 ¿De cuántos grupos y periodos está formada la tabla periódica actual? (2 ptos.)

2 ¿Cómo podemos saber dónde se ubica un elemento dentro del sistema periódico a partir de su configuraciónelectrónica? (4 ptos.)

3 ¿Cómo se clasifican los elementos químicos? (4 ptos.)

4 ¿Cuál es la importancia de la tabla periódica y para qué sirve? (2 ptos.)

5 ¿Qué son los metales, los no metales, los metaloides y los gases nobles? y ¿cuáles son sus principales características?(2 ptos. cada tipo)

6 ¿Cómo se puede conocer la ubicación de un elemento a partir de los números cuánticos de su electrón diferencial?Fundamenta tu respuesta. (2 ptos.)

7 ¿Qué significa que un elemento sea representativo, de transición y de transición interna? (1 pto. c/u)

8 Considerando tus conocimientos sobre la tabla periódica y el cómo se ubica un elemento dentro de ella, ¿qué relaciónexiste entre los elementos que pertenecen a un mismo grupo? Y ¿cómo es el comportamiento químico de los elementosque pertenecen a un mismo grupo? (2 ptos.)


• La tabla periódica permite organizar mucha de la infor-mación que tenemos sobre los elementos químicos.

• La ubicación de un elemento dentro de la tabla periódi-ca actual, se puede obtener a partir de la configuraciónelectrónica de dicha especie.

• Los elementos se pueden clasicar según su: a) Estruc -tura electrónica (en representativos, de transición, detransición.interna y gases nobles), b) Propiedades es-

tructurales y eléctricas (en metales, no metales, metaloi-des y gases nobles).

• Cada clasicación implica ciertas características de loselementos y comportamientos químicos determinados.


La próxima Lección te invita a conocer las propiedadesque varían dentro de la tabla periódica siguiendo un pa-trón regular en todos los grupos y periodos, las llamadaspropiedades periódicas.



2 Desarrolla la configuración electrónica de almenos 20 elementos a tu elección que nohayas clasificado aún, y a partir de ella, espe-cifica el grupo y el período al que pertenececada uno de ellos.

3 Y a partir de la información anterior, predi-ce las propiedades estructurales y eléctri-cas de cada uno de ellos.


A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l



Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar, puedes repasar la Lección. Si no estás seguro sobrerepasar o no, para ayudarte a decidir te recomendamos comparar las respuestas de las preguntas 1, 2 y 3 con lasrespuestas que entregaste para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección (pág. 79).




Antes de empezar, debes recordar: configuración electrónica abrevia-da, tabla periódica, grupos y periodos.


Propiedades periódicasde los elementos

Lección 2

En tu cuaderno, desarrolla la configuración electrónica abreviada delos elementos químicos que se indican, a partir de su número atómicoo (n, ℓ, mℓ , ms) de su electrón diferencial. Luego, determina el grupo yperiodo del elemento y ubícalo en la tabla periódica vacía :

a) Flúor, F (Z = 9)b) Tecnecio, Te (5,2,2,+½)c) Cromo, Cr (Z = 24)d) Cloro, Cl (Z = 17)

e) Calcio, Ca (4,0,0,–½)f) Telurio, Te (Z = 52)g) Cobre, Cu (Z = 29)

A c t i v i

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FIGURA 2.10. Fases lunares que se re-piten cada cierto tiempo, o sea, que sonperiódicas.


• Tabla periódica

• Grupos

• Periodos

• Propiedades periódicas

• Efecto pantalla

• Carga nuclear efectiva

• Radio atómico• Radio iónico

• Potencial de ionización(Energía de ionización)

• Electroanidad

• Electronegatividad

Aprendizajes esperados de la LecciónLa presente lección tiene como propósito que tú:

Conozcas y comprendas las propiedades periódicas de los ele-mentos, para luego aplicarlas y poder así explicar y/o predecir loscomportamientos químicos de los diferentes elementos químicos.

h) Mercurio, Hg (5,2,2,–½)i) Cadmio, Cd (Z = 48)

j) Rubidio, Rb (Z = 37)k) Selenio, Se (Z = 34)

l) Plata, Ag (Z = 47)m) Actinio, Ac (6,2,–2,+½)n) Lantano, La (Z = 57)o) Carbono, C (2,1,0,+½)

¿Cómo te fue con las actividades? Revisa tus respuestas en el soluciona-

rio (pág. 222) y calcula tu puntaje. Bien (sobre 48 ptos.) Regular

(entre 48 y 36 ptos.) o Mal (bajo 36 ptos.)

Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a volver a leer la Lec-ción anterior de esta unidad: “Los elementos y esa costumbre de ordenar...”.Cuando te sientas listo para seguir, ¡podemos continuar!

1

1A o IA

2

2A o IIA

3

3B o IIIB

4

4B o IVB

5

5B o VB

6

6B o VIB

7

7B o VIIB

9

8B o VIIIB

11

1B o IB

108 12

2B o IIB

13

3A o IIIA

14

4A o IVA

15

5A o VA

16

6A o VIA

17

A o VIIA7

18

8A o VIIIA

1

2

3

4

5

6

7

(1 pto. cada configuración, grupo, periodo y ubicación = 4 ptos. cada elemento)

98 Química I medio



Lección 2: Propiedades periódicas de los elementos

Cuando comienza el año escolar tanto estudiantes como profesores(as)recibimos un horario que organiza nuestras clases semanales, y con ello,nuestros días van adquiriendo cierto carácter. Por ejemplo, puede quetengamos un día lunes “muy pesado” y que los días que siguen seancada vez más “livianos” hasta llegar a un viernes muy “relajado”, perocuando vuelva a ser lunes el día será nuevamente “muy pesado” y serepetirá el mismo patrón de la semana anterior durante todo el periodode clases. Esta variación, de “muy pesado” (lunes) a “muy relajado”(viernes) se repetirá cada una semana, por tanto será un proceso perió-dico, es decir, que sigue un patrón de variación regular.

Tal como nuestras semanas durante el año tienen un patrón de varia-ción regular, dentro de la tabla periódica existen propiedades de loselementos que varían en grupos y periodos siempre de la misma forma,o sea, tienen tendencia a crecer o decrecer a lo largo de un periodo y/ode un grupo, repitiéndose esa tendencia en todos los grupos y periodossin importar cual sea. Este tipo de propiedades reciben el nombre dePropiedades periódicas de los elementos.

Las principales propiedades periódicas de los elementos son:

i) Carga nuclear efectiva (Zef )ii) Radio atómico (R.A.)

iii) Radio iónico (R.I.)

iv) Electroafinidad (E.A.) o afinidad electrónica (A.E.)

v) Potencial de ionización (P.I.) o energía de ionización (E.I.)

vi) Electronegatividad (E.N.)

Reúnete con tres compañeros más y usando solo lo que saben, construyanuna respuesta grupal para cada una de las preguntas siguientes. Anoten

las respuestas en su cuaderno.¡Recuerden que una buena respuesta de grupo se logra con los aportesde todos!

1 ¿Qué son las propiedades periódicas de los elementos?

2 ¿Qué es el efecto pantalla y la carga nuclear efectiva?

3 ¿Qué es la electronegatividad y cómo varía en grupos y periodos?




p a l

¿Qué significa decrecer?

Es lo opuesto a crecer, o sea, dis-minuir.

Observación:

Muchos de los comportamien-tos de los elementos se puedenpredecir a partir de la forma enque varían las propiedades pe-riódicas dentro de los grupos ylos periodos.

Averígualo…

Existen otras propiedades perió-dicas, como la electropositividad.¿En qué consiste? Anota larespuesta en tu cuaderno.




Carga nuclear efectiva (Zef )Corresponde a la “carga real” con que el núcleo es capaz de atraer aun electrón. Aunque la carga nuclear efectiva depende de la cantidadde protones que contiene el núcleo (Z), no es lo único, pues los elec-trones se distribuyen en ciertas zonas del átomo, quedando algunos de

ellos más cerca del núcleo y otros más alejados de él. Por esto, existiránelectrones (como los del orbital 1s ) que están expuestos directamentea toda la fuerza de atracción del núcleo (dada por sus protones) y quepor ello son capaces de disminuir la fuerza con el que éste es capazde atraer a los electrones que están más alejados. A esta acción de“bloqueo” de la fuerza atractiva del núcleo por parte de los electronesinternos se le denomina efecto pantalla o apantallamiento.

Entonces, la carga nuclear efectiva (Zef ) está dada por la resta ente lacarga total del núcleo (Z) y el efecto pantalla (S):

Zef = Z – S

La carga nuclear efectiva (Zef ) no presenta variaciones importantes den-tro de los grupos, pues a medida que bajamos por ellos aumenta elnúmero atómico de los elementos (Z) a la vez que suben los nivelesde energía completos y con ello el efecto pantalla (S). Sin embargo, suvariación dentro de los periodos es significativa e importante.

Si recuerdas, los elementos que pertenecen a un mismo periodo dentrode la tabla periódica tienen a sus electrones finales en el mismo nivelde energía, lo que provocará que la cantidad de electrones internos (losmás importantes en el efecto pantalla) sean los mismos. Sin embargo,a medida que avanzamos hacia la derecha en los periodos, el númeroatómico (Z) crece, por tanto en el núcleo crece el número de protonesy , por consiguiente, la carga nuclear efectiva (Zef ). Un ejemplo concre-to, utilizando la representación del modelo atómico de Bohr para unátomo de litio (Li) y otro de flúor (F):

Observación:

Los recubrimientos de papely/o género que se acostum-bra a poner en la lámparaspara evitar recibir completa laluz de la ampolleta, se llaman“pantalla”.Así como la pantalla de unalámpara disminuye la cantidadde luz que recibimos desde laampolleta, los electrones inter-nos de un átomo (cercanos al

núcleo) disminuyen la fuerzaque los electrones externosreciben desde el núcleo. Estefenómeno lo conocemos como“efecto pantalla” (en inglés,screening effect ).

FIGURA 2.11.Representación de un átomo de litio (Li, Z = 3) y de un átomo de flúor (F, Z = 9)

Litio (Z = 3) Flúor (Z = 9)

+3 +9

Desafío

Dilo con tus palabras

Aplicando todo lo que hastaahora sabes sobre “carga real”y “efecto pantalla”, define contus palabras el concepto de“carga nuclear efectiva” (Zef)

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Tanto el litio (Li) (1s 22s 1) como el flúor (F) (1s 22s 22p 5) pertenecen al se-gundo periodo de la tabla periódica, aunque el litio está en el extremoizquierdo (grupo IA) y el flúor en el extremo derecho (grupo VIIA).

Como los electrones que tienen el mayor efecto pantalla son aque-llos que están en niveles internos, ambas especies tienen casi el mismo

apantallamiento, producto de los dos electrones en el primer nivel. Sinembargo, las fuerzas de sus núcleos no son iguales, y de hecho, el nú-cleo del flúor tiene seis protones más que el del litio, lo que producemayor carga nuclear en este último, notándose que:

Este fenómeno se repite en todos los otros periodos, por tanto decimosque la carga nuclear efectiva (Zef ) aumenta de izquierda a derechaen todos los periodos de la tabla periódica.


Imagina la siguiente situación:

1. Vas un día a pasear a tu pe-rrito a una plaza con árbolesy notas que los árboles di-ficultan tu control sobre él,pues si pasa por detrás deellos, no lo ves.

2. Al día siguiente, vas a la mis-ma plaza con tu perro y dosde tus amigos, cada uno consu perro. Y notas que aun-que son más perritos quecuidar, esta vez es más fácilcontrolarlos, pues son máspersonas para vigilar y losobstáculos son los mismos(mismos árboles).

Lo mismo pasa en el átomo:

• Perritos = electrones que semueven libremente en ciertoespacio

• Plaza = orbital atómico

• Tú y tus amigos = protones

• Árboles = efecto pantalla,pues bloquean su control so-bre sus mascotas (e-).

Así, analizando la analogía po-

demos decir que Zef es en losátomos lo que el “control” espara los humanos.

FIGURA 2.12. Representación esquemática de la tabla periódica donde se muestra el crecimiento dela carga nuclear efectiva (Zef) a lo largo de los periodos.

Zef litio < Zef flúor

Aumenta

Carga nuclear efectiva (Zef)



Objetivo: Aplicar el sentido de variación de la carga nuclear efectiva.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Utilizando la tabla periódica que se encuentra en la página 240 de este texto,

responde:

a) Si comparamos el fósforo (P), el aluminio (Al), el sodio (Na) y el azufre (S),¿Cuál de ellos tiene la mayor y la menor carga nuclear efectiva (Z ef)?

b) Si comparamos el bario (Ba), el osmio (Os), el plomo (Pb) y el polonio (Po),¿Cuál de ellos tiene la mayor y la menor carga nuclear efectiva (Z ef)?




Radio atómico (R.A.)Entrega una idea del tamaño del átomo y se define como:

i) la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos metáli-cos adyacentes, para los átomos de metales que se unen formandouna red tridimensional (figura 2.13 a), o

ii) la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos de unamolécula diatómica, para los elementos como el flúor (F2), el cloro(Cl2), el oxígeno (O2) y el nitrógeno (N2) que existen como molécu-las diatómicas sencillas (figura 2.13 b).

El radio atómico crece hacia abajo en los grupos, pues a medida que

bajamos por ellos, aumenta el número de niveles de energía

existentes en los átomos, lo que implica un aumento de tamaño.

En los periodos, la variación del radio atómico está directamente rela-cionada con la variación de la carga nuclear efectiva (Zef ), pues a mayor

Zef el núcleo atraerá con más fuerza a los electrones externos y portanto el átomo será más pequeño. (Recordar que los elementos de un

mismo periodo tienen igual cantidad de niveles de energía). Así, el ra-dio atómico crece de derecha a izquierda en los periodos. La rela-ción antes comentada la podemos ver en un ejemplo cotidiano: el ra-dio de acción que tiene una mascota que es controlada mucho o poco;donde la mascota representa a los electrones y el control a la Zef . Así,una mascota que se controla mucho debe estar cerca de su amo (altaZef, los átomos son más pequeños), mientras que una que controlan

poco puede caminar más lejos (baja Zef , los átomos son más grandes).

FIGURA 2.14. Re-presentación esque-mática de la tablaperiódica donde semuestra el crecimien-to del radio atómico(R.A.) a lo largo degrupos y periodos.

FIGURA 2.13. a) Radio atómico para es-pecies que forman redes tridimensionales,como los metales. b) Radio atómico paraelementos que forman moléculas diató-micas.

Aumenta

Radio atómico (R.A.)

a)

b)

¿Qué significa adyacente?

Vecino, que se encuentra al lado.

Para saber más

Volumen atómico

Por lo general, pensamos enel tamaño del átomo como elvolumen que contiene cerca de90% de la densidad electrónicatotal alrededor del núcleo. Unabuena estimación del volumenatómico –espacio que ocupa unátomo– se consigue aplicandola fórmula del volumen de unaesfera:4 π R 33

, donde R es el radio

atómico.

Desafío

Aplica lo aprendidoA partir de lo que ya sabes sobre el radio atómico responde:

a) Dentro de un grupo, ¿cuál el elemento más grande?

b) Dentro de un periodo. ¿cuál el elemento más grande?

c) Mirando la tabla periódica (pág. 240), responde qué átomo es el más pequeñoentre estos tres: Selenio (Se), Calcio (Ca) y Hierro (Fe).

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




FIGURA 2.15. Valores referenciales para los radios atómicos de elementos representativos y gasesnobles (en picómetros, pm).

Actividad 6: Construcción de gráficos

En parejas, graficar dos veces los datos de radios atómicos que se presentanen la figura 2.15. Para ello, en ambos casos, el eje de las X (horizontal) debecorresponder al número atómico y el de las Y (vertical) debe ser el radio ató-mico (en picómetros). Recomendamos leer previamente “Química y matemá-tica” de esta página.

Una vez que tengan listos los dos gráficos, en uno de ellos unan con una líneatodos los elementos que pertenecen a un mismo periodo, y en el otro, unancon una línea todos aquellos elementos que pertenecen a un mismo grupo.¿Qué observan?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Objetivo: Organizar datos dados y construir gráficos de los que se pueda ex-trae información relevante.

265

248

227

186

152

37 31

H He

222

215

197

160

112

171

166

135

143

85

175

140

123

118

77

155

141

120

110

70

164

143

117

103

73

142

133

114

99

72

140

131

112

98

70

Li Be

Cs

Rb

K

Ba

Sr

Ca

Tl

In

Ga

Pb

Sn

Ge

Bi

Sb

As

Po

Te

Se

At

I

Br

Rn

Xe

Kr

Na Mg Al Si P S Cl Ar

B C N O F Ne


Gráficos

La relación entre la química y la

matemática es estrecha. Ejem-plo de ello es el uso de gráficosen química para resumir infor-mación y para buscar relacioneso patrones de variación.

Para construir e interpretar grá-ficos debes entender que enellos:

• Se relacionan dos cosas (va-riables), una de ellas ubicadaen el eje horizontal (X) y laotra en el vertical (eje Y).

• Cada punto dentro del grá-co relaciona un valor de X conotro de Y

• Los números en X crecen ha-cia la derecha, mientras queen Y aumentan hacia arriba.

Por ejemplo, en el gráfico, elpunto marcado relaciona elvalor “2” del eje X con el valor“3” del eje Y.

4

3

2

1

1 2 3 4

x

y


La figura 2.15 a continuación, muestra valores referenciales (no exac-tos) para los radios atómicos (en picómetros (pm), 1x10-12 metros) de loselementos representativos y gases nobles:




FIGURA 2.16. Valores referenciales paralos radios de algunos iones comunes (enpicómetros, pm), organizados según suposición en la tabla periódica.

Actividad 7: Construcción de gráficos comparativos

En parejas, para los elementos de los grupos IA, IIA, VIA y VII A, graficar dentro de un sistema los radios atómicosde los elementos (aparecidos en la figura 2.15.) y los radios iónicos de los cationes o aniones que estos forman(figura 2.16.). Una vez encontrados todos los puntos, unir aquellos que representan a los átomos (neutros) entresí y a aquellos que representan a los iones entre sí. Cada grupo debe ser representado en un sistema separado delos otros grupos, teniendo en cuenta que en los gráficos el eje de las X (horizontal) debe corresponder al númeroatómico y el de las Y (vertical) debe ser el radio atómico o iónico (en picómetros). ¿Qué observan en los gráficos?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Objetivo: Organizar datos dados y construir gráficos de los que se pueda extrae información relevante.

Radio iónico (R.I.)Corresponde al radio de un catión o de un anión, vale decir, el radio deun elemento que ha perdido o ganado electrones respectivamente, ¿sehará más chico o más grande?

Como al convertirse en ion un átomo solo modifica la cantidad de

electrones en sus niveles más externos, la carga nuclear efectiva per-manece constante y la variación de tamaño se explica por un aumentoo reducción de la repulsión entre electrones. Entonces, como se ve enla figura 2.16:

· Si un átomo gana uno o más electrones para convertirse en anión, larepulsión entre los electrones sube y por tanto también el tamaño.

Así, el radio de un anión es mayor que el radio del átomo que looriginó:

Rátomo< Ranión

· Un átomo pierde uno o más electrones para convertirse en catión,la repulsión entre los electrones que quedan baja, por tanto, el radiodel catión es más pequeño que el radio del átomo que lo originó:

Rcatión< Rátomo

Importante:

Si comparamos especies isoelec-trónicas (con la misma cantidadde electrones), entonces se cum-plirá que: Rcatión< Rátomo < Ranión

I–

220

Se2–

198 195

211

O2–

133140Na+

171

165

148

133

98

Li+

78

Be2+

34

Mg2+

78 Ti3+

106

143

127

83 68

V5+Cr3+

64 91

Mn2+Ni2+

78

Co2+

7296

59 82

Zn2+

83

Al3+

62

57

Ga3+

Ag+

6782

113

Fe3+

137

Fe2+

Cd2+

103

In3+

92

Sn4+

74

Sb5+

62

Hg2+

112

Tl3+

105

Pb4+

84

K+

Sr2+Rb+

Ba2+Cs+

Ca2+

Sc3+

Cu2+ Cu+

Au+

N3–

Te2–

Br–

181184

S2– Cl–

F –

Desafío

¿Cómo lo explicarías?

En especies isoelectrónicas sucedeque los cationes son más pequeñosque el átomo y éste más pequeñoque los aniones.¿Cómo podríasexplicar este fenómeno apartir de lo que ya conoces?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l





Electroafinidad (E.A.) o Afinidad Electrónica (A.E.)Esta propiedad mide la capacidad de un átomo para aceptar un electrón,para formar aniones. Formalmente se define como la energía liberada

por un átomo, en estado gaseoso (aislado) y fundamental (no excitado), al

captar un electrón, e informalmente lo podemos pensar como “qué tanto

le gustan los electrones a un átomo”. Usando esta idea, ¿cuáles serán loselementos con mayor electroafinidad en la tabla periódica?

FIGURA 2.17. Gráficoque muestra la variaciónde la afinidad electrónicade ciertos elementos, enfunción de los númerosatómicos (Z).

Para pensar

En el gráfico de la figura

2.17 se pueden ver pun-tos a la altura del cero paranúmeros atómicos (Z) co-rrespondientes al helio (Z = 2),berilio (Z = 4), nitrógeno (N = 7),neón (Z = 10), magnesio (Z = 12),argón (Z = 18) y calcio (Z = 20).

¿Cómo podrías explicaresos valores de electroafi-nidad para los elementosmencionados?

Aumenta

Electroafinidad (E.A.)o

Afinidad electrónica (A.E.)

40 5010 20 30 60

Número atómico (Z)

0

400

300

200

100

A fi

n i d a d e l e c t r ó n i c a ( k J / m o l )

Li

C

Na

F

Si

Cl

K

Ge

Br

Rb

Sn

I

Cs

FIGURA 2.18. Representación esquemá-tica de la tabla periódica donde se muestrael crecimiento de la afinidad electrónica alo largo de grupos y periodos. Notar queel crecimiento en los periodos no incluyea los gases nobles.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Importante:

Para determinar la variación delas propiedades periódicas delos elementos, primero se debeidentificar su ubicación dentro

de la tabla periódica (si estánen un mismo grupo o período)de acuerdo a su configuraciónelectrónica.

Como ves en el gráfico de la figura 2.17, en los periodos los elementosmás electroafines son los halógenos (grupo VIIA) y en los grupos, salvoalgunas excepciones, son los elementos más pequeños (bajos Z). La va-riación en periodos se explica por el aumento de la carga nuclear efectiva(Zef ) sin que aumente el número de niveles, lo que provoca una mayoratracción núcleo-electrón, favoreciendo la ganancia de electrones. Por suparte, en los grupos la variación se explica porque al aumentar el númeroatómico (Z) aumenta el número de niveles de energía y con ello dismi-nuye la atracción del núcleo por los electrones externos. Así, y a pesar deciertas irregularidades, decimos que en general la electroafinidad crecehacia la derecha en los periodos y hacia arriba en los grupos (figura 2.18).

En resumen:

Desafío

Entonces, mirando la tabla perió-dica, ¿entre el fósforo (P), el cloro(Cl) y el sodio (Na), cuál tendrá lamayor electroafinidad?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Energía de ionización (E.I.) o potencial de ionización (P.I.)La definimos como la energía mínima necesaria para sacar un electrón

de un átomo en estado gaseoso y fundamental . ¿Por qué gaseoso ? paraasegurarnos que el átomo está aislado y no es influenciado por sus áto-mos vecinos; y fundamental para asegurar que el electrón está en su

estado basal. Es importante notar que al determinar una energía deionización, el átomo se convertirá en catión (pierde un electrón).

Informalmente, la E.I. la podemos entender como una medida de “quétan difícil es quitarle un electrón a un átomo”. De esta forma, es posiblepredecir que a mayor atracción núcleo-electrón (mayor Zef ) más difícilserá quitar un electrón al átomo. Por lo tanto, el potencial de ioni-zación crece hacia la derecha en los periodos, mientras que en losgrupos depende de los niveles de energía: a menor cantidad de niveles,los electrones sienten con más fuerza la atracción del núcleo, y será másdifícil sacarlos.

Es importante notar que la variación del P.I. se explica por los mismosfenómenos que la variación de la electroafinidad.

Así, el potencial de ionización crece en los grupos desde abajo haciaarriba, como muestra la figura 2.19. En resumen:

En átomos polielectrónicos (con más de un electrón) pueden existir su-cesivas E.I. En esos casos, la energía necesaria para extraer:

• El electrón más externo será la Primera Energía de ionización (I1)• Un segundo electrón será la Segunda Energía de ionización (I2), y asísucesivamente.

En esos casos, como la carga nuclear efectiva permanece constante –pero se reparte entre menos electrones– y la repulsión entre los electro-nes restantes baja –por haber menos cargas–, será cada vez más difícilextraer electrones. Por lo tanto, tenemos que:

I1 < I2 < I3 < ....

FIGURA 2.19. Representación esquemática de la tabla periódica donde se muestra el creci-miento del potencial de ionización o energía de ioniziación a lo largo de grupos y periodos.

Aumenta

Potencial de ionización (P.I.)o

Energía de ionización (E.I.)


Supongamos que has comenza-do a ahorrar dinero para com-prar la entrada a un evento y

un amigo te pide dinero en tresoportunidades: cuando acabasde empezar a ahorrar, cuandoestás a punto de conseguir tumeta, y cuando lograste juntarmás dinero del necesario para laentrada. Lo más probable es quela decisión de prestarle o no eldinero se haga más difícil mien-tras más cerca estés de conseguirtu meta, pero es muy simple unavez que la superaste.Lo mismo sucede con los átomosy sus electrones: cuesta más sa-carlos (energía de ionización)cuando el elemento es un gasnoble o está cerca de convertirseen uno (por ejemplo: halógenos,grupo VIIA), pero es muy sen-cillo cuando el elemento tieneunos pocos electrones de más(por ejemplo: metales alcalinos,grupo IA).

Desafío


Junto a un compañero, respon-de las siguientes preguntas a

partir de la configuración elec-trónica de los elementos:

a) Entre el silicio (Si, Z=14) yel cloro (Cl, Z=17), ¿Cualtiene mayor P.I.?

b) Y al comparar sodio (Na,Z=11) con rubidio (Rb,Z=37) ¿Cuál tiene ma-yor P.I.?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a




FIGURA 2.20. Gráfico que muestra la variación de la primera energía de ionización en función de losnúmeros atómicos (Z).

Actividad 8: Análisis de gráficos

En parejas, observen y analicen el gráfico de la figura 2.20 y a continuaciónrespondan, en su cuaderno, las siguientes preguntas:

a) ¿El gráfico es consistente con lo que muestra la figura 2.19 sobre el creci-miento de la energía de ionización? Expliquen brevemente su respuesta.

b) ¿Cómo es la primera energía de ionización de metales alcalinos (grupo IA)comparados con los demás elementos del mismo periodo?¿Cómo explica-rían ese comportamiento?

c) ¿Cómo pueden explicar la posición que ocupan los gases nobles en elgráfico?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Objetivo: Interpretar gráficos y extraer de ellos información relevante.

¿Qué significa consistente?

En este caso, la palabra es utili-zada en el sentido de concordan-cia, o sea, dos cosas que dicen lomismo.



(Fuente:http://chemteacher.cheme-ddl.org/services/chemteacher/ indexphp?option=com_content&view=arti-

cle&id=87)

Puedes encontrar la traducción en el solucionario de la Unidad.

“Periodic trends encompassmany of the fundamentalsthat are essential to unders- tand the underlying reasonsas to why atoms react theyway they do”.

Electron affinity

A t o m i c r a d i u s

Atomic radius

Ionization energy

E l e c t r o n a f fi n i t y

I o

n i z a t i o n e n e r g y

N o n m e t

a l l i c c h a

r a c t e r

M e t a l l i c c h a

r a c t e r


Objetivo: Aplicar el sentido de variación de la energía de ionización.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Busca en la tabla períodica de la pág. 240, los siguientes elementos químicos yordena de menor a mayor energía de ionización los siguientes elementos:

a) Calcio (Ca), arsénico (As), kriptón (Kr) y zinc (Zn).

b) Astato (At), flúor (F), yodo (I), bromo (Br) y cloro (Cl).

El gráfico de la figura 2.20 a continuación, muestra la variación de laprimera energía de ionización con el número atómico:

500Li

2 500

2 000

1 500

1 000

0

P r i m e r a e n e r g í a d e i o n i z a c i ó n ( k J / m o l )

9010 20 30 40 50 60 70 80

He

Ne

Na

Ar

K

Kr

Rb

Xe

Cs

Rn

H

Número atómico ( Z )Número atómico (Z)




FIGURA 2.21. Gráfico que muestra la variación de la electronegatividad (E.N.) de ciertos elementos, enfunción de los números atómicos (Z).

5 Linus Carl Pauling (1901-1994). Químico estadounidense. Considerado por muchos como el químicomás influyente del siglo XX, realizó investigaciones en una amplia gama de temas, desde la fisicoquímicahasta la biología molecular. Pauling recibió el Premio Nobel de Química en 1954 por su trabajo sobre lanaturaleza del enlace químico y su trabajo sobre la estructura de las proteínas. Además, en 1962 recibióel Premio Nobel de la Paz.

Desafío

Carácter metálico

A partir de las propiedades pe-riódicas acá revisadas se puededesprender información sobreel carácter metálico de los ele-mentos, o sea, sobre su tenden-cia a ceder electrones.

Junto a dos compañeros másy usando solo la informaciónque poseen sobre propiedadesperiódicas, ¿pueden prede-cir cómo varía el caráctermetálico de los elementos

en los grupos y en los pe-riodos? Expliquen su res-puesta.

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

1

4

3

2

0

l

i

i

i

5040302010

Li

F

H

Na

Cl

K

Mn Zn

Br

Rb

Ru

I

Electronegatividad (E.N.)Es quizás la propiedad periódica más importante de todas, pues de elladepende el tipo de unión que existirá entre dos o más átomos para laformación de moléculas, o sea, el tipo de enlace químico.

Definimos la electronegatividad como la capacidad de un átomo paraatraer hacia sí los electrones en un enlace químico, e informalmentela podemos pensar como “la fuerza que tiene un átomo de cierto ele-mento para ‘tirarle’ los electrones a otro”, como si fuera una competen-cia del popular juego de “tirar la cuerda”.

Es importante mencionar, además, que la electronegatividad es un con-cepto relativo, pues sólo se puede medir respecto de la de otro, porcuanto no tienen unidad. La contribución de Linus Pauling 5 fue muyvaliosa, ya que desarrolló un método para calcular la electronegatividadrelativa de la mayoría de los elementos.

La electronegatividad es el resultado de una combinación de factores:

Considerando todo lo anterior, ¿dónde crees que se ubican los ele-mentos con mayor electronegatividad en la tabla periódica?

En el gráfico de la figura 2.21 se puede ver la variación de la electrone-gatividad en función del número atómico.

Desafío

¿Quién se queda con elelectrón?

A partir de las definiciones de

electronegatividad dadas has-ta ahora, ¿puedes descubrirquién atraería más fuerte aun electrón si combinamosun elemento del grupo VII Acon un elemento del grupoIA?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Desafío

Trabajando con gráficos

Analiza el gráfico que se pre-senta en la figura 2.21 y lue-go ordena, de menor a mayorelectronegatividad los 12 ele-mentos cuyo símbolo apareceescrito.

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Número atómico

E l e c t r o n e g a t i v i d a d

Alta fuerza paraatraer a los

propios electrones(alta Zef)

Alto “gustopor los

electrones”(alta E.A.)

Que sea difícilquitarle loselectrones(alto P.I.)

Alta fuerza para atraerlos electrones de otro

átomo (Alta E.N.)





A continuación se muestran los valores de electronegatividad de la ma-yoría de los elementos:

FIGURA 2.23. Representación esquemática de la tabla periódica donde se muestra el crecimiento dela electronegatividad a lo largo de grupos y periodos. Notar que el crecimiento en los periodos incluyesolo un par de gases nobles.

FIGURA 2.22. Valores de electronegati-vidad relativa (E.N.) para los elementos.No aparecen en la tabla ni el el helio ni elneón ni el argón, pues no tienen E.N.

Para pensar

En la figura 2.22, los primerostres gases nobles no aparecenporque no tienen electronega-tividad. ¿Cómo podrías explicareste fenómeno?

A pesar de algunas contadas irregularidades, podemos decir que engeneral, la electronegatividad crece en los periodos de izquierdaa derecha (hasta los halógenos) y en los grupos hacia arriba, por

tratarse de una propiedad que combina la carga nuclear efectiva, el po-tencial de ionización y la electroafinidad, cuya variación fue explicadaanteriormente.


Objetivo: Aplicar los sentidos de variación de las propiedades periódicas de los elementos.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

En la tabla periódica de la página 240, ubica los elementos que se mencionany responde las preguntas en los recuadros:

Si comparamos el potasio (K), el cobre (Cu), el arsénico (As), el bromo(Br) y el hierro (Fe), ¿cuál de los cinco tiene:

MAYOR car-ga nuclearefectiva?

MENORelectrone-gatividad?

MAYORenergía deionización?

MAYORelectro-

afinidad?

MENORradio ató-

mico?

Química en la web

Te invitamos a poner a pruebatus conocimientos sobre laspropiedades de los elementosque se pueden deducir a partirde su ubicación en la tabla pe-riódica en esta página interacti-va: http://www.educaplus.org/play-332-Propiedades-de-los-elementos.html

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Importante:

Con frecuencia, el crecimien-to de la electronegatividad seresume con una flecha en dia-gonal que empieza en el fran-cio (Fr, en el extremo inferiorizquierdo) y termina en el flúor(F, en el extremo superior dere-cho), que es el elemento más

electronegativo de todos, conun valor de electronegatividadrelativa de 4,0. De esa forma,es posible notar que todos loselementos que rodean al flúorson también muy electronega-tivos (como el oxígeno (O) y elcloro (Cl), por ejemplo.

Aumenta

Electronegatividad (E.N.)

8B

1A

2A

3B 4B 5B 6B 7B 1B 2B

3A 4A 5A 6A 7A

8A

H2,1

Li1,0

Na0,9

K0,8

Rb0,8

Cs0,7

Fr0,7

Be1,5

Mg1,2

Ca1,0

Sr1,0

Ba0,9

Ra0,9

Sc1,3

Y1,2

La-Lu1,0-1,2

T i1,5

Z r1,4

Hf1,3

V1,6

Nb1,6

Ta1,5

C r1,6

Mo1,8

W1,7

Mn1,5

Tc1,9

Re1,9

Fe1,8

Ru2,2

Os2,2

Co1,9

Rh2,2

Ir2,2

Ni1,9

Pd2,2

Pt2,2

Cu1,9

Ag1,9

Au2,4

Zn1,6

Cd1,7

Hg1,9

Ga1,6

In1,7

Tl1,8

Ge1,8

Sn1,8

Pb1,9

As2,0

Sb1,9

Bi1,9

Se2,4

Te2,1

Po2,0

Br2,8

I2,5

K r3,0

Xe2,6

At2,2

Al1,5

Si1,8

P2,1

S2,5

Cl3,0

B2,0

N3,0

O3,5

F4,0

C2,5




Los lantánidos son catorce elementos que se encuen-

tran en la primera fila del bloque f .Los primeros lantánidos se descubrieron en las minassuecas de Ytterby en 1794, y como se creyó –erró-neamente– que eran escasos, se les llegó a llamar“tierras raras”. Las “tierras raras” son sin duda, losminerales del futuro, ya que tienen muchas aplicacio-nes en las nuevas tecnologías. Por ejemplo:

• El cerio (Ce) forma aleaciones metálicas especia-les, como por ejemplo para piedras de mechero.

• El praseodimio (Pr) es fuente esencial para losrayos láser.

• El neodimio (Nd) se utiliza en lentes astronó-micas, rayos láser, imanes e investigación meta-lúrgica.

• El prometio (Pm) se usa en rayos láser y tienegran aplicación en energía nuclear.

• El samario (Sm) es un componente esencial delos imanes permanentes más intensos que se cono-cen y ha sido importante en la creación de nuevosmotores eléctricos. Se usa también en lentes astro-nómicas, rayos láser e investigación metalúrgica.

• El europio (Eu) excita al fósforo rojo en las pan-tallas a color y controla neutrones en experienciasde física avanzada (se usó, por ejemplo, en el pro-yecto de generación artificial de un Big Bang).

• El gadolinio (Gd) es esencial para la producciónde titanio (de importancia militar y médica).

• El terbio (Tb) tiene propiedades magnéticas quese aprovechan en la fabricación de burbujas mag-néticas y dispositivos ópticos-magnéticos que sir-ven para el almacenaje de datos en los computa-dores. También se utiliza en lentes astronómicas,rayos láser e investigación metalúrgica.

• El disprosio (Dy) se utiliza en ciertos tipos decristales de láser.

• El holmio (Ho) se usa en ciertos tipos de cris-tales de láser y en toda actividad electroquímicade avanzada.

• El erbio (Er) participa en aleaciones metálicasespeciales, como por ejemplo filtros fotográficos.

• El tulio (Tm) se usa para los rayos láser.

• El iterbio (Yb) se usa en la fabricación de burbujas magnéticas y dispositivos ópticos-magnéticosque sirven para el almacenaje de datos en loscomputadores.

• El lutecio (Lu) tiene gran aplicación en energíanuclear.

Otras aplicaciones de los lantánidos tienen que ver

con fenómenos catalíticos en la refinación del pe-tróleo, elaboración de cerámicas superconductoras,fibras ópticas, refrigeración y almacenaje de energía,baterías nucleares, tubos de rayos X, comunicaciónpor microondas, por nombrar algunas.

La extracción y aplicación de “tierras raras” comen-zó a fines del siglo XIX, pero fue recién a partir dela década de 1960 cuando empezó a aplicarse enlas más modernas tecnologías. Para entonces paísescomo Estados Unidos, India y Brasil eran importantesproductores de tierras raras. Con el tiempo, China fue

creciendo en la extracción y exportación hasta que en2010 se quedó con el 95% del mercado, lo que en laactualidad significa que ese país tiene el control de laindustria tecnológica mundial.

Fuentes: “Las tierras raras, nueva guerra del Siglo XXI”.Revista electrónica Tendencias 21.

“Lantánidos el nuevo 'oro verde'”. Revista La revista minera.“Esas tierras raras”. Revista Minería chilena, mayo 2012 .


Los lantánidos

Óxidos de algunos lantánidos.

Para pensar

Luego de la lectura, responde en tu cuaderno:

a) ¿Cómo puede China controlar el 95% de la in-dustria tecnológica solo por el hecho de ser elmayor productor de lantánidos a nivel mundial?

b) ¿Te sorprende lo aprendido en la lectura? ¿Porqué?

c) En Chile no existen “tierras raras”¿qué puedesdesprender de esta información?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l





¿Cuánto aprendí de esta Lección?Responde las siguientes preguntas en tu cuaderno:

1 ¿Qué son las propiedades periódicas de los elementos? (2 ptos.)

2 ¿Qué es el efecto pantalla y la carga nuclear efectiva? (1 pto. c/u)3 ¿Qué es la electronegatividad y cómo varía en grupos y periodos? (1 pto. definición; 2 ptos. variación)

4 ¿Qué es el potencial de ionización y cómo varía en grupos y periodos? (1 pto. definición; 2 ptos. variación)

5 ¿Qué es la afinidad electrónica y cómo varía en grupos y periodos? (1 pto. definición; 2 ptos. variación)

6 ¿Por qué la masa atómica no es una propiedad periódica? (3 ptos.)

7 Ordena de menor a mayor tamaño la serie isoelectrónica del neón (Ne): F– , Mg2+ , Na+ , O2– , Ne , N3– ,Al3+. Fun-damenta tu respuesta. (2 ptos. orden; 2 ptos. justificación)

8 El carácter no metálico de los elementos, vale decir la tendencia de ganar electrones, crece de derecha a izquierdaen los periodos y de abajo hacia arriba en los grupos. Explica este fenómeno a partir de las propiedades periódicasque conoces. (4 ptos.)


Las propiedades periódicas son propiedades de los elementos

que varían siguiendo una regularidad en los grupos y perio-dos. Dento de ellas, las más importantes son:

a) Zef : carga “real” con que el núcleo atrae a los electronesmás externos. Considera el efecto pantalla.

b) R.A.: Da una idea del tamaño del átomo.

c) P.I.: Da una idea de que tan difícil es quitarle un electrón aun átomo.

d) E.A.: Da una idea del “gusto por los electrones” de unelemento.

e) E.N.: Capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electro-

nes en un enlace químico.Todas estas propiedades crecen de izquierda a derecha en losperiodos y de abajo hacia arriba en los grupos, salvo el radioatómico que es al revés.


La próxima unidad te invita a conocer la forma en que secombinan los átomos para originar moléculas (enlace quí-mico) y las propiedades de ellas, sus formas y cómo se rela-cionan con las demás moléculas.

Si quieres aprender más sobre los temas tra-tados en esta lección, te sugerimos realizarlas siguientes actividades:


2 Para cada uno de los grupos y periodosde la tabla periódica, determina cuál delos elementos es el de mayor y menor

E.N., E.A., E.I., y R.A. Explica brevementetus respuestas, a partir de la carga nu-clear efectiva u otras propiedades perió-dicas si corrresponde.

3 Te invitamos a volver a responder las pre-guntas al comienzo de la unidad, dondese relacionaban las propiedades del cobrecon sus usos en la vida cotidiana. Comparatus respuestas de antes con las de ahora.


A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l


i v i d u a l



Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar, puedes repasar la Lección. Si no estás seguro sobrerepasar o no, para ayudarte a decidir te recomendamos comparar las respuestas de las preguntas 1, 2 y 3 con lasrespuestas que entregaste para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección (pág. 99).





El texto siguiente, que resume la Unidad 2, tiene palabras faltantes. Estas han sido señaladas comonúmeros rojos entre paréntesis y están dispersas en etiquetas bajo el texto. Te invitamos a descubrirdónde va cada una de ellas, y escribirles el número correspondiente en el círculo vacío.

A lo largo de la historia han existido numerosos intentospor organizar los elementos químicos. El más exitoso de losintentos antiguos fue el de Mendeleev, que los organizabasegún sus (1) y fue capaz de predecir las propiedades deelementos que en ese momento aún no conocían. Por suparte, la tabla periódica actual, apoyada en los trabajos de(2), ordena los elementos por número atómico y los or-ganiza en 18 (3) y 7 (4), existiendo una relación entre laubicación de un elemento y su configuración electrónica.

Los elementos se clasifican según dos criterios: 1) estruc-tura electrónica (elementos (5), de transición, de transicióninterna y gases nobles), y 2) propiedades estructurales yeléctricas (metales, no metales, (6) y gases nobles).

Las (7) son aquellas que varían de la misma forma en todoslos grupos y periodos.Las más importantes son:

• Carga nuclear efectiva (Zef): carga “real” con que elnúcleo atrae a los (8) más externos. Zef no varía signi-ficativamente los grupos, pero en los periodos crece deizquierda a derecha.

• (9) (R.A.): medida del tamaño de los átomos y se definecomo la mitad de la distancia entre dos núcleos vecinoso que forman una molécula diatómica. El R.A. crece ha-cia la (10) en los periodos y hacia abajo en los grupos.

• Radio iónico (R.I.): radio de un ion (catión o anión).Su tamaño se relaciona con la (11) de los electro-nes. En especies isoelectrónicas se cumplirá queRcatión<Rátomo< Ranión.

• (12) (E.A.): se puede comprender informalmente como“el gusto de un elemento por los electrones”. Crece deizquierda a derecha en los periodos y hacia arriba en losgrupos.

• Energía de ionización (E.I.): Energía mínima necesariapara sacar un electrón a un átomo en estado gaseoso yfundamental. Aumenta hacia la (13) en los periodos yhacia arriba en los grupos.

• Electronegatividad (E.N.): capacidad de un átomo deatraer hacia sí los electrones en un enlace químico. Crecehacia (14) en los grupos y hacia la derecha en los perio-dos, siendo el (15) el elemento más electronegativo.

Metaloides

Derecha

Repulsión

Moseley

Electrones

Periodos

Grupos

Flúor

Arriba

Izquierda

Representativos

Electroafinidad

Masas atómicas

Radio Atómico

Propiedadesperiódicas






i v i d u a l

I. Selección múltiple: Encierra en un círculo la alternativa correcta. (1 pto. c/u = 10 ptos.)

1 Cuál de las siguientes propiedades periódicas dismi-nuye hacia la derecha en los periodos:

A. Radio atómico.

B. Electronegatividad.

C. Carga nuclear efectiva.

D. Energía de ionización.


2 La siguiente definición: “Capacidad de un elemento deatraer hacia sí a los electrones en un enlace químico”corresponde a:

A. Carga nuclear efectiva.

B. Electroafinidad.

C. Electronegatividad.

D. Radio atómico.

E. Radio iónico.

3 Un metal es una especie que tiene:

A. Alta carga nuclear efectiva.

B. Tendencia a ganar electrones.

C. Baja energía de ionización.

D. Alta electronegatividad.


4 La tercera energía de ionización (I3) es la energía ne-cesaria para extraer un tercer electrón desde un átomoal que ya se le han quitado dos electrones. Al respecto,será cierto que:

A. I3 se determina a partir de átomos neutros.

B. I3 es menor que la segunda energía de ionización.

C. Para determinar I3 se forma un anión.

D. I3 de un elemento del grupo IIA es mayor que launo del IVA de su mismo periodo.


5 Sobre la electroafinidad es cierto que:

A. Crece hacia la izquierda en los periodos.

B. Los más electroafines son los gases nobles.

C. Crece hacia abajo en los grupos.

D. Depende del radio atómico.

E. Para determinarla se forman aniones.

6 Cuál de las siguientes propiedades periódicas aumen-ta hacia abajo en los grupos:

A. Carga nuclear efectiva.

B. Energía de ionización.

C. Radio atómico.

D. Electronegatividad.

E. Electroafinidad.

7 Sabiendo que el sodio y el cloro se están en el mismoperiodo en la tabla periódica, y que el sodio se encuen-tra más a la izquierda, es correcto afirmar que:

A. La Zef de ambos elementos es la misma.

B. La Zef del cloro es mayor que la del sodio.

C. La Zef del sodio es mayor que la del cloro.

D. Ninguno de los dos elementos tiene Zef.

E. Faltan datos para predecir cuál de los elementostiene mayor Zef.

8 La variación del radio atómico dentro de los periodosse explica principalmente por la variación de:

A. La electroafinidad (E.A.).

B. La electronegatividad (E.N.).

C. La carga nuclear efectiva (Zef).

D. El potencial de ionización (P.I.).







9 El hierro (Fe, Z = 26) es un elemento del grupo VIIIBque se puede estabilizar formando iones de carga +2o iones de carga +3. Al respecto, será cierto que:

A. El Fe+3 será más pequeño que el Fe+2.

B. El Fe+2 será más pequeño que el Fe+3.

C. El átomo de hierro es más chico que cualquiera delos iones que forma.

D. El tamaño del átomo de Fe no cambia al formarFe+2 o Fe+3.


10 El azufre (S, Z = 16) se ubica en el grupo VIA y en elperiodo 3 y el talio (Tl, Z = 81) en el periodo 6 y el gru-po IIIA. A partir de la información anterior, es FALSO inferir que:

A. El Tl tiene más electronegativo que el S.

B. El S tiene menor radio que el Tl.C. El S tiene mayor electroafinidad que el Tl.

D. El S tiene mayor energía de ionización que el Tl.

E. Ninguna, son todas verdaderas.

II. Desarrollo: En la tabla periódica que se encuentra a continuación y que tiene ya ubicados a los gases nobles, escribeel símbolo químico de cada uno de los elementos que se mencionan a continuación en la posición que corresponde, apartir de la información dada. (1 pto. c/u = 12 ptos.)

a) El litio (Li) es el tercer elemento de la tabla periódica.

b) El yodo (I) es un halógeno del quinto periodo.c) El polonio (Po) debe ganar dos electrones para adoptar la configuración electrónica del radón (Rn).

d) El plomo (Pb) tiene configuración electrónica [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2.

e) El cesio (Cs) debe perder un electrón para adoptar la configuración electrónica del xenón (Xe).

f) El sodio (Na) es un metal alcalino del tercer periodo.

g) El estroncio (Sr) es un metal alcalinotérreo que se ubica un periodo más arriba que el Cesio.

h) El azufre (S) es el segundo elemento en el grupo de los anfígenos.

i) El electrón diferencial del cadmio (Cd) tiene los siguientes números cuánticos: (4, 2, 2, –½)

j) El cromo (Cr) tiene configuración electrónica abreviada [Ar] 4s 13d 5

k) El circonio (Zr) tiene configuración electrónica abreviada [Kr] 5s 24d 2

l) El electrón diferencial del galio (Ga) tiene los siguientes números cuánticos (4, 1, –1, +½)

1

1A o IA

2

2A o IIA

3

3B o IIIB

4

4B o IVB

5

5B o VB

6

6B o VIB

7

7B o VIIB

9

8B o VIIIB

11

1B o IB

108 12

2B o IIB

13

3A o IIIA

14

4A o IVA

15

5A o VA

16

6A o VIA

17

A o VIIA7

18

8A o VIIIA

1

2

3

4

5

6

7

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Uuo

Rn




III. Desarrollo: A partir de tu completación de la tabla periódica anterior (ítem II), responde (1 pto. c/u = 15 ptos.):

1 Si comparamos el sodio (Na), el litio (Li) y el cesio (Cs):

a) ¿Cuál de los tres tiene MENOR energía de ionización?

b) ¿Cuál de los tres tiene MENOR radio atómico?

c) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR electronegatividad?d) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR electroafinidad?

e) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR tamaño?

2 Si comparamos el plomo (Pb), el polonio (Po) y el cesio (Cs):

a) ¿Cuál de los tres tiene MENOR adio atómico?

b) ¿Cuál de los tres tiene MENOR electronegatividad?

c) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR potencial de ionización?

d) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR electroafinidad?

e) ¿Cuál de los tres tiene MENOR carga nuclear efectiva?

3 Si comparamos el yodo (I), el estroncio (Sr) y el cadmio (Cd):

a) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR energía de ionización?

b) ¿Cuál de los tres tiene MENOR electroafinidad?

c) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR electronegatividad?

d) ¿Cuál de los tres tiene MENOR carga nuclear efectiva?

e) ¿Cuál de los tres tiene MAYOR radio atómico?

IV.Desarrollo: A partir de tu completación de la tabla periódica del ítem II, completa la tabla responde cuál(es) de loselementos mencionados ahí es (son): (1 pto. c/u = 12 ptos.)

Metales No metales MetaloidesRepresenta-

tivosDe transición

De transicióninterna

V. Desarrollo: Organiza la serie isoelectrónica del kriptón de MAYOR A MENOR tamaño (7 ptos.):

37 Rb + ; 33 As –3 ; 36 Kr ; 39 Y +3 ; 38 Sr +2 ; 35 Br – ; 34 Se –2

> > > > > >

Revisa tus respuestas en el solucionario, calcula tu puntaje e interpreta tu resultado

• Bajo 34 puntos: No has logrado los propósitos de la unidad. :(


• Sobre 45 puntos: Has logrado los propósitos de la unidad. :D

¿Qué emoticón obtuviste?





La sal de mesa, las cucharas metálicas y el agua no son iguales entre sí. Cada una deellas tiene características que nos permiten reconocerlos. Por ejemplo: la sal es blan-ca, con forma de pequeños cubos (cristales), es salada y se disuelve en agua; mientrasque la cuchara es sólida, brilla, se calienta con facilidad y no se disuelve en agua; yel agua es líquida, transparente, sin sabor y tiene la capacidad de disolver muchassustancias, aunque no todas (por ejemplo, no disuelve al aceite).

ENLACE QUÍMICO¿Cómo explicamos las diferencias entre las milesde sustancias que nos rodean todos los días?

3

U N I D AD

116




A c t

i vida d g r u

p a

l

Las características antes mencionadas para la sal de mesa, el agua y la cucharametálica son propias de cada una de esas especies, entonces:

a) ¿Las propiedades características de una sustancia se pueden repetir en otra? Justifica tu respuesta.

b) ¿De qué depende el tipo de propiedades y comportamiento que una especiecualquiera muestra?

c) ¿Qué forma tiene una molécula?

d) ¿Por qué la sal se disuelve en agua?

e) ¿Por qué el aceite no se disuelve en agua?

Una vez que hayas pensado tus respuestas para las preguntas anteriores, forma ungrupo con tres compañeros más y compartan sus respuestas. A continuación, ela-boren una respuesta grupal breve que luego será comentada al resto del curso.


Lección 1: ¿Cómo se unen los átomos?

Lección 2: Mejor juntos que separados...

Cada una de las lecciones tiene detallado en su inicio los aprendizajes que esperamos quetú consigas, pues esta Unidad tiene como propósito que tú:

· Comprendas que la capacidad de un átomo para relacionarse con otro depende de suestructura electrónica y que a partir de ella puedas predecir el tipo de interacción (enla-ce químico) que la especie establece.

· Predigas las propiedades de una especie con solo saber sus elementos constituyentes y/oel tipo de unión presente.

· Distingas, comprendas y apliques la distribución espacial de una molécula a partir de laspropiedades electrónicas de los elementos que la forman.

· Describas y comprendas las fuerzas mediante las cuales una sustancia se relaciona consi-go misma o con otra (fuerzas intermoleculares), aplicando luego este conocimiento paraexplicar fenómenos cotidianos como que el azúcar se disuelve en agua.



Antes de empezar, debes recordar: radio iónico, potencial de ioniza-ción, electroafinidad, electronegatividad, grupos, periodos, metal, no

metal, electrones de valencia.


¿Cómo se unen los átomos? Lección 1

1 Completa los espacios con la palabra que corresponda (1 pto. c/u).

a) Elementos con tendencia a ceder electrones:

b) Capacidad de un elemento de atraer hacia sí los electrones en un enla-ce químico:

c) Energía mínima necesaria para extraer un electrón desde un átomo enestado gaseoso y fundamental:

d) Columnas dentro de la tabla periódica:

e) Electrones más externos que participan en los enlaces:

f) Elementos con tendencia a ganar electrones:

g) Elemento más electronegativo:

2 En la tabla periódica (pág. 240), ubica los elementos que se mencionan yresponde las preguntas en los recuadros: Si comparamos antimonio (Sb),nitrógeno (N), arsénico (As), fósforo (P) y bismuto (Bi), ¿cuál de los cincotiene (1 pto. c/u):

MAYOR carganuclear efectiva?

MENOR electro-ne-gatividad?

MAYOR energíade ionización?

MAYOR electro-afinidad?

MENORradio atómico?


• Símbolos de Lewis

• Estructura de Lewis

• Regla del octeto

• Regla del dueto

• Electronegatividad

• Enlace iónico

• Enlace covalente

• Enlace metálico

• Red cristalina

• Estructura resonante

• Electrones de valencia

• Metales

• No metales

• Geometría molecular: lineal,plana trigonal, angular,tetraédrica, piramidal.

• Compuesto iónico

• Compuesto covalente

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l

FIGURA 3.1. Salvo los gases nobles, loselementos deben buscar su estabilidadmediante la combinación con otros.


La presente Lección tiene como propósito que tú:

Conozcas, comprendas y apliques las diferentes maneras en quelos átomos se pueden unir entre sí, teniendo siempre presente quecualquier interacción se explica por las propiedades eléctricas delos átomos. Además, buscamos que tú conozcas y comprendas lasformas tridimensionales que tendrán las nuevas especies formadas.




Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a volver a leer la Unidadde este texto: “Los elementos y la tabla periódica”. Cuando te sientas prepara-do para continuar, ¡podemos seguir adelante!




Mientras que solo conocemos 118 elementos, la cantidad de sustanciasexistentes en la naturaleza supera con creces dicho número.

Según la teoría atómica de Dalton, los elementos químicos están forma-dos por átomos idénticos, de igual tamaño, igual masa e iguales propie-dades químicas. Éstos a su vez, son diferentes a los átomos de todos losotros elementos químicos.

Los átomos pueden combinarse entre sí y originar nuevas especies concaracterísticas químicas y físicas diferentes a las de sus elementos cons-tituyentes. Estas especies reciben el nombre de moléculas y puedenformarse por la unión de átomos de un mismo elemento o de distin-to elemento. Así, llamamos enlace químico a las intensas fuerzas quemantienen unidos a átomos o iones entre sí.


las respuestas en su cuaderno.¡Recuerden que una buena respuesta de grupo se logra con los aportesde todos!

1 ¿En qué consiste un enlace metálico? ¿Podrían mencionar algún casodonde suceda?

2 ¿En qué consiste un enlace iónico? ¿Podrían mencionar algún casodonde suceda?

3 ¿En qué consiste un enlace covalente? ¿Podrían mencionar algún casodonde suceda?




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Aclarando conceptos

Molécula: Conjunto de dos omás átomos que pueden ser igua-

les o diferentes.

Fe

Fe2O3

O2

Los átomos de Fierro (Fe) se combinan con átomos de oxígeno paraformar aquel óxido que puedes observar en los clavos oxidados.

Pero, ¿por qué se unen estos átomos?

La cristalografía se dedica alestudio de las estructuras y

propiedades de los cristales.La Asamblea General de Na-ciones Unidas proclamó 2014Año Internacional de la Cris-talografía, IYCr2014, conme-morando así, los 100 años dela difracción de los rayos X.Investiga en qué consisteesta técnica.

Para saber más

UNIDAD 3: Enlace químico



Enlace químicoExisten tres tipos de enlace químico y los podemos clasificar según elcarácter metálico de las especies que se combinarán:

a) Enlace metálico: En combinaciones metal-metal.

b) Enlace iónico: En combinaciones metal-no metal.c) Enlace covalente: En combinaciones no metal-no metal. Este tipode enlace se clasifica en:

i) polar, ii) apolar, iii) coordinado o dativo.

Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la natu-raleza de los enlaces que unen sus átomos o iones. Por esto, en adelan-te podremos hablar de sustancias metálicas (o metales), iónicas (o sales)y covalentes (compuestos moleculares o reticulares).

FIGURA 3.2. Bloques que contienenelementos metálicos, no metálicos, me-taloides y gases nobles dentro de la tablaperíodica.

1

1A o IA

2

2A o IIA

3

3B o IIIB

4

4B o IVB

5

5B o VB

6

6B o VIB

7

7B o VIIB

9

8B o VIIIB

11

1B o IB

108 12

2B o IIB

13

3A o IIIA

14

4A o IVA

15

5A o VA

16

6A o VIA

17

A o VIIA7

18

8A o VIIIA

METALES

METALES

NO METALES

M E T A L O

I D E S G A S E S N O B L E S

NO METALES

Además, es relevante recordar que el comportamiento metálico o no me-tálico de una especie se fundamenta en las propiedades periódicas –ana-lizadas en la segunda Lección de la Unidad anterior.

Actividad 1: Aplica lo aprendido

Después de leer las combinaciones de especies de acuerdo a su carácter metálicoy usando la tabla periódica (pág. 240), indica en tu cuaderno si las especies deta-lladas a continuación tienen enlace iónico, metálico o covalente:

a) Bronce (aleación de Cu y Sn) d) Sal común (NaCl)

b) Cloro molecular (Cl2) e) Fluoruro de potasio (KF)

c) Latón (aleación de Cu y Zn) f) Monóxido de carbono (CO)

Objetivo: Clasificar especies de uso cotidiano de acuerdo a su enlace químico.

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Ejemplo de sustancias en las queencontramos los distintos tipos deenlace:

a) Muchos techosde casas y delos edificios sonde zinc, un ejem-plo de sustanciaformada porenlace metálico.

b) A la izquierdacloruro ferroso(FeCl2) y a laderecha cloruroférrico (FeCl

3)

dos ejemplos de compuestosformados por enlace iónico.

c) La lactosa (elazúcar de laleche) es uncompuestocovalente.




Enlace metálicoEs el enlace mediante el cual se combinan entre sí dos o más átomosmetálicos, o sea, átomos de elementos de electronegatividades bajas ycon tendencia a ceder electrones.

Este enlace implica la formación de estructuras tridimensionales com-pactas, lo que les otorga a las especies metálicas sus altas densidades.

Hay dos modelos que tratan de explicar la formación del enlace metáli-co: el modelo del mar de electrones y la teoría de bandas. A continua-ción se expone sólo el primero de ellos.

Modelo del mar de electrones o de la nube de electronesSegún este modelo, los átomos metálicos que se van a combinar cedensus electrones de valencia a una “nube electrónica”. Así, los átomos demetal pasarán a ser cationes y los electrones que donaron formarán unanube que luego rodeará completamente y por igual a todos los catio-nes, (figura 3.3.). Así, el enlace metálico resulta de la atracción entre loscationes formados y los electrones móviles.

FIGURA 3.3. Modelo del mar de electrones. Las esferas rojas representan a los cationes que se forma-ron cuando los átomos donaron sus e lectrones de valencia; mientras que el fondo rosado correspondea la nube de electrones formada por el giro de los electrones donados.

FIGURA 3.4. Representación tridimen-sional del modelo del mar de electronesdel enlace metálico. Las esferas grisesrepresentan alos cationes y las pequeñas(–) representan a los electrones.

Desafío

Teoría de bandas

El modelo del mar de electro-nes resultó insuficiente paraexplicar ciertas diferencias en-tre algunos metales, lo que mo-tivó el desarrollo de una teoríamás compleja para el enlacemetálico, que se conoce con elnombre de teoría de bandas.

Junto a dos compañeros más,¿pueden descubrir qué es loque el modelo del mar deelectrones no puede expli-

car y en qué consiste –muya grandes rasgos– la teoríade bandas ?

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Cationes formados por el metal

La nube electrónica nopertenece a ningún catión

en particular

Como la nube electrónica es compartida por todos los cationes, loselectrones no pertenecen a ningún átomo determinado, lo que origi-na un enlace que se extiende en todas direcciones. Esta característicapermite explicar muchas de las propiedades de los metales, como porejemplo su conductividad eléctrica, su maleabilidad y su ductilidad.


1 Explica, de acuerdo con el modelo propuesto, la conductividad eléctrica de los metales.

2 Según el modelo propuesto, explica las uniones entre átomos metálicos de sodio.

3 ¿Qué implicaciones tuvo para la humanidad el descubrimiento de metales como el cobre (Cu) y el hierro (Fe) enconjunto con el desarrollo de técnicas para extraerlos y trabajarlos?

Objetivo: Relacionar las características del enlace metálico con las propiedades de los metales y sus usos.

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Las sustancias que presentan enlace metálico tienen las siguientespropiedades:

• Tienen brillo.

• Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) quees líquido.

• Tienen altos puntos de fusión y ebullición, excepto el mercurio, elcesio y el galio.

• Son buenos conductores del calor y la electricidad.

• Son maleables, es decir, pueden formar láminas o planchas finas.

• Son dúctiles, es decir, pueden formar alambres o hilos delgados.

• Resisten grandes tensiones sin romperse, es decir, son tenaces.

• En general son más densos que el agua, menos el sodio (Na), el litio(Li) y el potasio (K).

Es importante notar, que las aleaciones (mezclas de metales), tambiénse mantienen unidas entre sí por medio de enlace metálico.

FIGURA 3.5. Algunas especies que tienen en-lace metálico: a) alambre de cobre. b) tubos dehierro (Fe). c) calcio metálico.

Actividad 3: Relacionando lo aprendido con tu vida

En grupos de tres estudiantes, respondan en sus cuadernos las respuestas de lassiguientes preguntas.

1 ¿Qué especies que tienen enlace metálico utilizas con frecuencia en tu vida?

2 De las especies metálicas antes mencionadas, analiza solo tres de ellas, ypara cada una de ellas contesta la siguiente pregunta:

3 ¿Dicha sustancia tiene las propiedades de los metales mencionadas másarriba? Justifiquen su respuesta.

Una vez que hayan terminado sus respuestas, elaboren una respuesta grupalbreve que luego será comentada al resto del curso.


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Objetivo: Relacionar las propiedades del enlace metálico con sustancias de usocotidiano.

Química en la web

En el siguiente link puedes en-contrar una animación del mo-delo del mar de electrones. ¡Teinvitamos a verla!

http://www.drkstreet.com/resources/metallic-bonding-animation.swf

Averígualo…

¿Cuál es el punto de fusión del:

i) Mercurio (Hg)

ii) Galio (Ga)

iii) Cesio (Cs)

iv) Cobre (Cu)

v) Oro (Au)

vi) Hierro (Fe) a) b)

c)Practice your English

“These are the alchemical or as- trological symbols for the planetsand other celestial bodies. Themetals were ‘ruled’ by planets andhad the same symbols” .Puedes encontrar la traducción y explica-ción en el solucionario de la Unidad.




Símbolos de puntos de Lewis,regla del octeto y regla del duetoEl desarrollo de la tabla periódica y el concepto de configuración electró-nica dieron a los químicos los fundamentos para entender cómo se for-man las moléculas ya sean elementos o compuestos. La explicación pro-

puesta por Gilbert Lewis1 es que los átomos se combinan para alcanzaruna configuración electrónica más estable y la estabilidad máxima selogra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble.

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, soloentran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón, cuandoestudiamos los enlaces químicos consideramos sobre todo los electro-nes de valencia de los átomos. Los químicos utilizan un sistema de pun-tos desarrollado por Lewis, donde se dibujan los electrones de valencia

de un elemento como puntos o cruces . Esta representación recibe el

nombre de símbolo de Lewis.Los metales de transición, los lantánidos y los actínidos tienen capas in-ternas de electrones incompletas, y por tanto, no es posible, escribir sím-bolos de Lewis para ellos.

El símbolo de Lewis es una herramienta útil para los elementos de grupos A, donde la cantidad de electrones de valencia coincide con el númerodel grupo del elemento.

Entonces, para realizar el símbolo de Lewis de un elemento:

1. Escribimos el símbolo del elemento, supongamos nitrógeno (N), sa-biendo que para dibujar solo dispondremos de cuatro zonas (arriba,abajo, izquierda y derecha, que se muestran como rectángulos), cadauna de las cuales puede aceptar solo dos puntos (dos electrones):

2. Determinamos la cantidad de puntos (o cruces) que dibujar alrede-dor del símbolo del elemento. En este caso, de acuerdo a la confi-guración electrónica más externa (2s 22p 3), el N tiene 5 de valencia(pertenece al grupo V–A) y por tanto cinco puntos.

1 Gilbert Newton Lewis (1875-1946). Químico estadounidense. Lewis realizó importantes contribu-ciones en el área del enlace químico, termodinámica, ácidos y bases, y espectroscopía. A pesar de laimportancia del trabajo de Lewis, nunca se le otorgó el Premio Nobel.


N

Recordando...

Isoelectrónicos:

Especies que poseen el mismonúmero de electrones, y por tan-to la misma configuración elec-trónica del estado basal.

Aclarando conceptosLos electrones de valencia sonaquellos electrones ubicados en elúltimo nivel de energía y tambiéncorresponden al grupo en el quese sitúa el elemento químico.

Actividad 4:Relacionar conceptosprevios

Indica en tu cuaderno la canti-dad de electrones de valenciade los siguientes elementosquímicos. Consulta la tabla

periódica de la página 240.a) Cs e) P

b) Sr f) S

c) B g) I

d) C h) Xe

Objetivo: Determinar electronesde valencia de elementos químicos.

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3. Dibujamos los cinco puntos alrededor del símbolo del nitrógeno,teniendo presente que las zonas permitidas para dibujar se llenanprimero con un electrón y solo cuando ya no quedan espacios va-cíos, se dibujan dos electrones juntos. Por pasos:

Debes tener presente que el símbolo de Lewis no cambia por habercomenzado a dibujar puntos en otra zona, o por haber dejado doselectrones juntos en cualquier otra posición. Lo que queremos decir, esque todos los símbolos de Lewis de un elemento son equivalentes entresí mientras tengan la misma cantidad de electrones “solos” (desaparea-dos) y la misma cantidad de electrones apareados (de a dos). En el casodel nitrógeno, todos los siguientes símbolos de Lewis son equivalentesentre sí y significan lo mismo:

Los electrones que quedan de a dos reciben el nombre de “pares libres” deelectrones y se pueden representar también mediante líneas. Luego, la ima-gen anterior se puede dibujar también como se muestra a continuación:

Al dibujar los pares libres de electrones como líneas es más fácil notarque todos los símbolos anteriores son equivalentes entre sí, pues entodos los casos el Nitrógeno tiene un par libre y tres electrones desapa-reados (“solos”).


Utilizando la tabla periódica de los elementos que aparece en la página 240,escribe en tu cuaderno los símbolos de Lewis para los siguientes elementos:

a) C c) As e) Br g) Na i) O

b) Ne d) Ca f) P h) F j) Li

Una vez que hayas terminado, responde: ¿Cómo son los símbolos de Lewis deelementos que pertenecen a un mismo grupo? y ¿qué significará eso?

Objetivo: Desarrollar los símbolos de Lewis de diferentes elementos químicos.

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N → N → N → N → N

N N N N

N N N N

Importante:

En general, los electrones queparticipan en la formación delos enlaces son los electronesdesapareados (representadospor “puntos solos”).




Como se ha comentado en reiteradas ocasiones a lo largo de este libro,los elementos buscan parecerse al gas noble más cercano, pues al tenerlas subcapas llenas consiguen su anhelada estabilidad.

Ahora, si lo analizas con detención, notarás que todos los gases noblestienen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene solo

dos. A partir de esto, se crearon dos leyes:

a) Regla del octeto: Dice que un elemento se combinará con otro conel fin de quedar rodeado de ocho electrones.

b) Regla del dueto: Dice que un elemento se combinará con otro(s)con el fin de quedar rodeado de dos electrones.

Aunque la regla del octeto tiene excepciones, resulta muy útil para pre-decir la mayoría de las combinaciones de muchos elementos. Por suparte, la regla del dueto es la regla que sigue el hidrógeno y otros pocos

elementos en sus combinaciones.

Por ejemplo:

El cloro (Z =17) de acuerdo a su configuración electrónica más externa3s 23p 5 pertenece al grupo VIIA, o sea, tiene siete electrones en su últi-ma capa, por lo que tenderá a ganar un electrón para quedar rodeadode ocho electrones (para parecerse al argón (Z =18)), cumpliendo así laregla del octeto. En símbolos de Lewis:


Utilizando la tabla periódica (pág. 240), escribe en tu cuaderno los símbolosde Lewis de los siguientes elementos y luego predice el ion que tiende a for-mar para cumplir la regla del octeto o dueto según corresponda, dibujandotambién el símbolo de Lewis de éste. Ten presente que en algunos casos laregla del octeto y dueto se cumplen liberando electrones para quedarse solocon las capas anteriores que están completas y que no se dibujan en el sím-bolo de Lewis.

a) O c) Be e) Sr g) N

b) H d) K f) l h) Li

Objetivo: Comprender y aplicar la regla del dueto y del octeto en elementos químicos.

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Cl + 1e– → Cl = Cl- -

Desafío

¿Cuáles serían las excep-ciones?

Junto a dos compañeros más,¿pueden descubrir cuáles sonlas mencionadas excepciones ala regla del octeto, en qué con-

sisten y dar un ejemplo?

A c t i vi

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Actividad 6:Comprueba y aplica loaprendido

Escribe en tu cuaderno la con-figuración electrónica de losgases nobles y demuestra queellos cumplen con la regla deldueto o del octeto. Consulta latabla periódica de la página240.

Objetivo: Comprobar mediante

la configuración electrónica quelos gases nobles cumplen con laregla del dueto y/u octeto segúncorresponda.

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Enlace iónicoSe define como la fuerza electrostática que mantiene unidos a dos omás iones.

En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente deun átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones, los

átomos forman iones de cargas opuestas que después se atraen entre sí.Para que suceda la transferencia de electrones, es necesario que uno delos elementos tenga baja electronegatividad y otro alta electronegativi-dad, es decir, un metal con un no metal, respectivamente.

Para la formación de un enlace iónico la diferencia de electronegativi-dad (∆ E.N.) entre los elementos que debe ser superior a 1,7. En símbo-los: ∆ E.N. > 1,7.

Un ejemplo:

El sodio tiene una electronegatividad de 0,9 mientras que el cloro tie-

ne una electronegatividad de 3,0. Las diferencia entre ellas (∆ E.N.) setiene que:

∆ E.N. = E.N. Cl – E.N. Na = 3,0 – 0,9 = 2,1

Como el valor obtenido para la diferencia de electronegatividad (2,1) esmayor que 1,7, podemos asegurar que el enlace que se formará entre elsodio (Na) y el cloro (Cl) será iónico. Entonces, el metal (sodio) cederáun electrón al no metal (cloro), formándose un catión sodio (Na+) y unanión cloruro (Cl-), como se muestra a continuación.

Química y salud

Muchos compuestos iónicostienen aplicaciones en el áreade la salud. Uno de ellos es elsulfato de bario (BaSO4), quese utiliza para obtener imá-

genes del sistema digestivomediante rayos X.

Recordando...

Fuerza electrostática:

Fuerza de atracción que se da

entre especies de cargas opues-tas (positivas con negativas).

+ +++ +

Na Cl Na+ Cl–

Nax + Cl → Na xCl+ –

Desafío

Menciona un compuesto iónicoy la aplicación de éste.

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En símbolos de Lewis:


1 Utilizando las estructuras de Lewis, dibuja el diagrama para la formación del MgCl2 (cloruro de magnesio a partirdel ión cloruro, Cl–, y el ión magnesio, Mg2+

2 Utilizando la tabla periódica de la figura 2.22 (página 109) que contiene los valores de electronegatividad, indicacuál o cuáles de los siguientes compuestos es (son) iónico(s): LiF, MgO, HCl, HI, K2S, AlH3, Cl2, CF4, MgI2.

Objetivo: Comprender el proceso de formación del enlace iónico.

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Una vez formados los iones, estos se atraen para formar una red tridi-mensional que recibe el nombre de red cristalina, tal como se muestraen la figura 3.6.

Como se puede apreciar en la figura 3.6., el cloruro de sodio, NaCl(sal de mesa, la sal que usamos comúnmente), es un compuesto iónicodonde sus iones se organizan formando cubos compactos. Esta organi-

zación cúbica es la que le da a los cristales de sal la forma cúbica quepodemos observar a nivel macroscópico. ¿Habías notado alguna vezque los cristales de la sal de mesa eran cúbicos?

Otro ejemplo de la formación de un compuesto iónico, esta vez el fluorurode calcio (CaF2), utilizado, entre otros gases para fluorar el agua potable,entre otras cosas:

FIGURA 3.6. Formación de la red cristalina del cloruro de sodio (NaCl) a partir de muchos cationessodio (Na+, representados por las esferas plomas) y muchos aniones cloruro (Cl–, representados por lasesferas verdes).

FIGURA 3.7. Formación de la red cristalina del fluoruro de calcio (CaF2) a partir de muchos cationes

calcio (Ca+2, representados por las esferas lilas) y muchos aniones fluoruro (F –, representados por lasesferas amarillas).

Averígualo…

Existen opiniones divididas sobre

la fluoración del agua y de la le-che en Chile. Hay personas queconsideran conveniente agregaraniones floururo (F–) a esas sus-tancias, mientras otras hablan desu toxicidad a nivel neuronal. Teinvitamos a investigar al respectoe informarte para tener tu propiaopinión sobre este importantetema que nos afecta a todos.

Química en la web

En los siguientes link puedes encontrar simulaciones de la formación de enlacesiónicos y de redes cristalinas:

http://www.educaplus.org/play-77-Enlace-i%C3%B3nico.html

http://www.hschickor.de/nacl.swf


11 protones 17 protones

10 electrones 18 electrones

catión sodio anión cloruro

red cristalina del clorurode sodio (sal de mesa)

Na+

Na+

+

Cl–

Cl–

NaCl

20 protones 9 protones

18 electrones 10 electrones

catión calcio anión fluoruro

Por cada cartión calcio (Ca2+) senecesitan dos aniones fluoruro (F–)

para que las cargas se anulen

anión fluoruro red cristalina delfluoruro de Calcio

Ca2+

Ca2+

+ + F–

F–F–CaF

2

Cloruro de sodio (NaCl), mejorconocido como “sal de mesa”es un compuesto iónico típico:sólido, quebradizo, con altopunto de fusión (801°C) queconduce la electricidad fundi-do o disuelto en agua.

Una fuente de NaCl es la sal deroca, que se encuentra en de-pósitos subterráneos de cientosde metros de espesor. Tambiénse obtiene del agua marinamediante la evaporación solar.

El consumo mundial de estasustancia es alrededor de 150millones de toneladas al año.

Para saber más

Averigua que otros com-puestos iónicos existen ysus usos.




agua

agua

Na+

Na+

Cl–

Cl–

Las sustancias que presentan enlace iónico, y que llamaremos com-puestos iónicos, tienen las siguientes propiedades:

• Son sólidos cristalinos a temperatura ambiente.• Tienen altos puntos de fusión y ebullición.• Generalmente son solubles (se disuelven) en agua y otros solventes

polares.• Al entrar en contacto con el agua se separan en sus iones, o sea, se

disocian.• Fundidos o disueltos son buenos conductores de la electricidad.• Son duros.• Son frágiles.

b)a)


Utilizando la tabla periódica de la figura 2.22 (página 109 de este texto) quecontiene los valores de electronegatividad de muchos elementos, propón almenos 15 compuestos iónicos binarios (de dos elementos) que se puedenformar a partir de ellos.

Objetivo: Predecir la formación de enlaces iónicos a partir de la electronegati-vidad de algunos elementos.

Averígualo…

¿Qué es la dureza de una sus-tancia?

¿Qué es la fragilidad de unasustancia?

Para pensar

¿Cómo explicarías la fragilidadde los compuestos iónicos apartir de su estructura tridi-mensional (red cristalina)?

Desafío

¿Cómo se sabe la fórmulade los compuestos iónicosbinarios?

Junto a dos compañeros más,intenta descubrir cómo se pue-de saber cuál es la fórmula de

un compuesto iónico de doselementos (binario). Como pis-ta: tiene que ver directamentecon las cargas de los iones quese forman y que en toda fórmu-la química las especies positivasse escriben primero. El resulta-do de esta unión siempre es uncompuesto neutro (sin carga).

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OBSERVACIÓN: Se conoce con el nombre de sales a los compuestosformados por cationes metálicos y aniones no metálicos exeptuandoel O2–y OH–. Por este motivo, todas las sales son compuestos iónicos.Existen muchos ejemplos de sales, donde sin duda el más famoso es lasal de mesa (cloruro de sodio, NaCl) que ocupamos en nuestras casas.

FIGURA 3.8. a) Disolución de la sal en agua. Los iones se separan. b) Al encontrarse los iones de salseparados dentro del agua, la mezcla formada es capaz de conducir la electricidad, cerrando el circuitoaunque los cables no se toquen. Esto permite que la ampolleta se prenda.

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Enlace covalenteCuando los elementos que se van a combinar no tienen entre sí unamarcada diferencia de electronegatividad como para que suceda latransferencia de electrones, entonces los elementos tendrán que com-partir los electrones (Observa la analogía presentada en la Figura 3.9).

La “compartición” de electrones es lo que define a un enlace cova-lente y para que exista, la diferencia de electronegatividad entre loselementos participantes (∆E.N.) debe ser menor o igual a 1,7.

Para que la “compartición” de electrones suceda, o sea, que se forme unenlace covalente, será necesario que las especies que se mezclen tenganelectronegatividades similares entre sí. Estas características nos llevan alos no metales, de ahí que los enlaces covalentes sucedan cuando secombinan entre sí elementos no metálicos.

Un ejemplo:

El hidrógeno (H) es un no metal de electronegatividad 2,1 mientras que elcloro (Cl) es un no metal de electronegatividad 3,0. Al restar ambas elec-tronegatividades para sacar las diferencia entre ellas (∆ E.N.) se tiene que:

∆ E.N. = E.N. Cl – E.N. H = 3,0 – 2,1 = 0,9

Como el valor obtenido para la diferencia de electronegatividad (0,9) esmenor que 1,7, podemos asegurar que el enlace que se formará entreambos no metales (H y Cl) será de carácter covalente.

Usando símbolos de Lewis:

Hx + Cl → Hx Cl

La línea lila representa al enlace covalente. De esta forma, el hidrógenoqueda rodeado de dos electrones y el cloro queda rodeado de ochoelectrones.

FIGURA 3.9. La electronegatividad espara los átomos lo mismo que es paranosotros el popular juego de “tirar la cuer-da”, donde ganar el juego sería quedarsecon el electrón. Así, mientras un enlaceiónico significaría que alguien gana el

juego, el enlace covalente corresponde

al caso donde ningún equipo consiguevencer al otro.


Importante:

El valor de 1,7 como límite paraseparar al enlace covalente deliónico es solo referencial y el HF

es una excepción a él (enlacecovalente). Aún así, se conside-ra este valor como el límite paraincluir dentro de la categoría de“iónico” al mayor número po-sible de compuestos formadosentre elementos del grupo IA-IIAy VIA-VIIA.


Utilizando la tabla periódica de la figura 2.22 (página 109 de este texto) quecontiene los valores de electronegatividad de muchos elementos, propón almenos 15 fórmulas químicas de compuestos covalentes que se pueden formara partir de ellos.

Objetivo: Predecir la formación de enlaces covalentes a partir de la electronegatividadde algunos elementos.

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FIGURA 3.10. El amoniaco (NH3) es unproducto común dentro de nuestra vidacotidiana, aunque no lo sepas. Está pre-sente, por ejemplo, en muchos productosde limpieza y en algunos productos parateñirse el cabello. Por esto último es co-mún que al trabajar con amoniaco en ellaboratorio los estudiantes comenten quehay “olor a peluquería”.

Se conoce con el nombre de estructura de Lewis a la representaciónde los enlaces covalentes utilizando símbolos de Lewis. En dichos dibu-

jos, los pares de electrones que se comparten se representan mediantelíneas entre los elementos. Por lo tanto, para el ejemplo anterior, laestructura de Lewis del cloruro de hidrógeno (HCl) es:

Y la existencia de una única línea entre los elementos participantes nosdice que el hidrógeno y el cloro comparten solo un par de electrones,o sea, dos electrones.

Para construir la estructura de Lewis de un compuesto covalente ycon ello hacer seguimiento de los electrones de la molécula, se deben

seguir una serie de pasos. Para hacer más explicativas estas instruc-ciones, iremos desarrollando paso a paso la estructura de Lewis delamoniaco (NH3).

Pasos para estructura de Lewis:

1. Organizar los átomos de los elementos que participan dentro de lamolécula, escogiendo un átomo central si la especie tiene tres o máselementos.

Para el NH3:

Como tenemos cuatro átomos en la molécula, escogemos un átomo

central (que pondremos al medio del dibujo) y alrededor del cualse organizarán los otros átomos, en cuatro lugares posibles (arriba,abajo, a la derecha y a la izquierda). En este caso, el central sería elN y los H irían alrededor:

2. Escribir los símbolos de Lewis paracada uno de los átomos, intentan-do que los electrones desaparea-dos de los átomos queden enfren-tados entre sí:

H N H

H

x x

x

N → H N H

H

Hx Cl




3. Trazar líneas que unan los electronesdesapareados, intentando que losátomos cumplan la regla del octetoo del dueto, según corresponda.

Como se puede apreciar en el ejemplo, todos los hidrógenos presentesen la molécula de NH3 cumplen con la regla del dueto, mientras que elnitrógeno está cumpliendo con la del octeto (cinco electrones eran deél y tiene además tres “prestados”, uno de cada hidrógeno).

Revisemos ahora las estructuras de Lewis de las siguientes moléculashechas paso a paso:

a) Flúor diatómico: F2

Si miramos con detención la estructura de Lewis, podemos notar queambos átomos de flúor están cumpliendo con la regla del octeto, puescada uno tiene siete electrones de valencia (2s 22p 5) y más el electrónque están compartiendo, se completan los ocho electrones alrededor.En este caso, los átomos de flúor comparten un solo par de electrones.

b) Oxígeno molecular (respirable): O2

Como podemos notar en lo que va de la estructura de Lewis, ningunode los oxígenos está cumpliendo con la regla del octeto, pues ambosestán rodeados de siete electrones (los seis suyos más un electrón com-partido), sin embargo cada uno de ellos tiene aún un electrón desapa-reado. Entonces, trasladamos dichos electrones para que queden unofrente al otro y luego los enlazamos. De esta forma tendremos a los dosátomos de oxígeno cumpliendo la regla del octeto (seis electrones pro-pios y dos “prestados”).

En este caso, los átomos de oxígeno comparten dos pares de electrones.


H N H

H

x x

x

F F → F F → F Fxx

O O → O O → O Ox xx

xxx

Química en la web

En el siguiente link puedes en-contrar las estructuras de Lewisde muchas moléculas, así comosu desarrollo detallado paso apaso:

http://liceoagb.es/quimiorg/covalente1.html

O O → O O → O Oxx

xx

Actividad 11:Aplica lo aprendido

Escribe la estructura de Lewis

de las siguientes moléculas:PH3, COF2, SbBr3, Cl2O, NO3–,

H2O2.

Objetivo: Escribir estructuras deLewis de distintas moléculas.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




c) Nitrógeno molecular: N2

Al igual que sucedió con el O2, al enlazar los primeros electrones vemosque los nitrógenos quedan rodeados de seis electrones (cinco propiosy uno “prestado”), pero le quedan dos electrones desapareados a cadauno. Por tanto, vamos trasladando dichos electrones para que quedenal frente y poder enlazarlos.

De esta forma, obtenemos la estructura de Lewis que se muestra al finalde las flechas, donde vemos que ambos nitrógenos están cumpliendocon la regla del octeto (cinco electrones propios y tres “prestados”).Debemos notar, además, que en este caso se están compartiendo seiselectrones, vale decir, tres pares.

d) Dióxido de carbono: CO2

En esta situación existen tres átomos, por lo que escogemos un átomocentral, en este caso, el átomo que está en menor cantidad (carbono, C).Luego, procedemos como hasta ahora con las sustancias anteriores.

Como ninguno de los átomos está cumpliendo la regla del octeto, tras-ladamos los electrones aún desapareados con el fin de enlazarlos.

En la estructura de Lewis del dióxido de carbono (CO2) podemos verque cada oxígeno comparte dos pares de electrones con el carbono.

Tal como hemos visto hasta aquí, la cantidad de electrones que se com-parten entre los átomos varía. Así, conocemos con el nombre de:i) Enlace simple a la compartición de dos electrones, vale decir, un

par, como en el caso del F2 o del NH3.

Para saber más

Enlaces covalentes simples,dobles y triples

Si comparamos estos tres tiposde enlaces, entonces es impor-tante decir que:

• Los enlaces triples son máscortos y más energéticos(más inestables y más reac-tivos) que los enlaces doblesy simples.

• Los enlaces dobles son máscortos y más energéticos(menos estables y más reac-

tivos) que los enlaces sim-ples.

• Los enlaces simples son máslargos y más estables (me-nos energéticos y menosreactivos) que los enlacesdobles y triples.

Ejemplo de enlace tripe, formado porun enlace π y dos enlaces σ

N N → N N → N N → N N →x xxx

x x x

x x x

→ N N → N N → N Nx

xxx xxxxx

O C O → O C O → O C Ox xx x

x x x x

→ O C O → O C Oxxxx

x x

x x

Recordando...

Verbigracia:

Sinónimo de “por ejemplo”.

HH

C Cσ

π

π





Utilizando una tabla periódica (pág. 240), en parejas, desarrollen la estructurade Lewis de los siguientes compuestos:

a) Agua (H2O) c) Acetileno (C2H2) e) PCl3b) Metano (CH4) d) Fluoruro de hidrógeno (HF) f) HCN

Objetivo: Realizar estructuras de Lewis de sustancias sencillas.

ii) Enlace múltiple a la compartición de más de un par de electrones.Específicamente:→ Enlace doble a la compartición de cuatro electrones, o sea, dos

pares, como en el caso del O2.→ Enlace triple a la compartición de seis electrones o tres pares,

como en el caso del N2.

FIGURA 3.11. Un animal de la mitologíagriega conocido como grifo. Tiene cabezay alas de águila y cuerpo de león. No pue-de ser definido como león ni como águila,sino como una combinación de ambos, aligual que una molécula con estructurasresonantes.


FIGURA 3.12. a) y b) representan las es-tructuras resonantes del benceno, dondelas flechas naranjas muestran la reubica-ción que sufren los electrones, y la flechaen doble sentido señala el fenómeno deresonancia. c) forma de resumir las dosestructuras resonantes del benceno.

H

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

C

a) b) c)

Desafío

¿Grasas saturadas o insa-turadas?

Para cuidar la salud se reco-mienda que las grasas que con-sumamos sean insaturadas o nosaturadas.

¿Puedes descubrir, junto ados compañeros, por qué esmás conveniente consumirgrasas insaturadas?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

Resonancia y estructuras resonantesCuando la organización de los electrones al interior de una sustanciapuede ser representada por más de una estructura de Lewis, sin queuna de ellas por sí sola baste para describir completamente a la molé-cula, existirá resonancia. Así, cada una de las alternativas de estructurade Lewis recibe el nombre de estructura resonante, estructura de re-sonancia o híbrido de resonancia.Se acostumbra a la relacionar el fenómeno de resonancia con un ani-

mal mitológico de los griegos conocido como “grifo” (ver figura 3.11).Un grifo es mitad águila y mitad león, pero ni el león ni el águila lo des-criben por completo. De la misma forma, una estructura de resonanciano explica completamente a la molécula, pero sí una parte de ella. Ysolo la combinación de estas estructuras resonantes logra describir yexplicar completamente a la molécula.El ejemplo más popular de resonancia es el del benceno, un compuestocovalente de gran importancia que tiene dos estructuras resonantes queluego se resumieron en un hexágono con un anillo en su centro, comose muestra en la figura 3.12.

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Ejemplo de grasa saturada

Ejemplo de grasa insaturada




¡Es un clásico!

Kekulé y la serpiente que se muerde la cola

En el Londres de inicios del siglo

XIX, tanto teatros como otrosedificios públicos se iluminabancon un gas extraído del cuerpode las ballenas. Para transpor-tarlo, este gas era comprimido,formando un líquido. El famosocientífico Michael Faraday lo es-tudió en 1825 y determinó queestaba compuesto por carbono e hidrógeno en iguales proporciones. Posteriormen-te se lo denominó benceno. Durante muchos años nadie pudo descubrir su estruc-tura interna, hasta que en 1865 Friedrich August Kekulé demostró que la molécula

estaba constituida por un anillo de seis átomos de carbono dispuestos en formade hexágono ideal, cada uno de los cuales estaba unido a un átomo de hidrógeno.

¿Cómo había hecho Kekulé para encontrar esta singular y hasta entonces des-conocida estructura? El científico no quiso revelarlo jamás, hasta que en 1890,en el transcurso del aniversario número 25 de su descubrimiento contó unainteresante historia.

En 1865 cuando era profesor de química en Gante (Bélgica), una noche mientras seocupaba de preparar su manual de química, se durmió frente al fuego y comenzóa soñar con una danza de átomos que poco a poco se convirtieron en varias ser-pientes, hasta que finalmente una de ellas se mordió la cola formando un anillo.En aquel momento, guiado por una repentina iluminación, se despertó y pasó elresto de la noche intentando disponer los átomos de carbono y de hidrógeno delbenceno de acuerdo con la figura que había aparecido en el sueño.

Kekulé era un hombre que gozaba de tanto atractivo y autoridad, que no se leotorgó el Premio Nobel solo porque aún no existía, pero lo obtuvieron tres desus estudiantes.


“Let us learn to dream, gent- lemen, and then perhaps weshall learn the truth.”

August Kekulé (1890), descri- bing his discovery of the chemical structure of benzene.

Puedes encontrar la traducción de estafrase célebre en el solucionario.

Actividad 13: Reflexiona a partir de lo leído

Reúnete con un compañero y contesten en sus cuadernos las siguientes preguntas:

1 ¿De qué se trata el artículo leído?

2 ¿Cuál es el principal aporte de Friedrich August Kekulé a la química?

3 ¿Cómo es posible que gracias al sueño de una persona se pueda haber explicado una teoría que hastahoy está vigente?

4 ¿Qué hubiese sucedido con la química actual si Kekulé no hubiese tenido este sueño?

Objetivo: Desarrollar la comprensión lectora.

A c t i v i

da d e n p

a r e j a




Si el enlace covalente es como jugar a tirar la cuerda cuando nadie lograganar el juego, es fácil comprender que se pueden dar dos situaciones:una, es que aunque nadie gana siempre hay un equipo más cerca deconseguirlo y la otra es que ambos equipos tiran con la misma fuerza, porcuanto la bandera que marca al ganador permanece en el centro. Cada

uno de esos casos representa un tipo de enlace covalente. El primero deellos corresponde al enlace covalente polar y el segundo al covalenteapolar. ¿Qué vendría siendo para los átomos la fuerza con que tira unequipo en el juego de tirar la cuerda?

Enlace covalente polarEn la mayoría de los enlaces covalentes, los átomos tienen diferentes elec-tronegatividades, y como resultado, uno de ellos tiene mayor fuerza deatracción por el par de electrones compartido que el otro.

Un enlace covalente como el descrito anteriormente, donde los elec-

trones se comparten de manera no igualitaria, generando polos, se de-nomina enlace covalente polar.

FIGURA 3.13. Distribución de la nube electrónica(malla gris) en el HCl. La esfera blanca representa alátomo de hidrógeno, mientras que la esfera naranjarepresenta al átomo de cloro.

Desafío

El más importante

¿Puedes encontrar cuál es elcompuesto covalente polar másimportante que existe?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l


Química en la web

A continuación te dejamosun link a una animación quemuestra a los electrones deuna molécula muy importantegirando de forma no equitativaalrededor de los núcleos de loselementos que forman el enla-ce covalente polar:

http://web.visionlearning.com/custom/chemistry/ani-mations/CHE1.7-an-H2O-bond.shtml

Un ejemplo es el HCl (cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico cuan-

do se disuelve en agua). En esta molécula, la electronegatividad haceque la nube electrónica se abulte en la zona cercana al cloro, como semuestra en la figura 3.13.

Ahora, la distribución desigual de la nube electrónica se simboliza me-diante una flecha cruzada ( ) sobre la estructura de Lewis para in-dicar el desplazamiento de los electrones, lo que ocasiona a su vez laseparación de cargas parciales positiva y negativa que se representarán,respectivamente, como +δ y –δ. En resumen:

H Cl H Cl

+δ –δ

H Clx

Para que exista esta compartición desigual de los electrones, la diferenciade electronegatividad (∆E.N.) entre los elementos participantes tiene queser igual o superior a 0,5 unidades, pero sin sobrepasar las 1,7 unidades,para que el enlace siga siendo covalente. En símbolos:

0,5 ≤ ∆E.N. ≤ 1,7




Cl Cl

Enlace covalente apolarEs el tipo de enlace que se da cuando los elementos a combinar tienenla misma electronegatividad o su diferencia de electronegatividad (∆E.N.)es inferior a 0,5 unidades.

En símbolos:

∆E.N. < 0,5

Esta baja diferencia de electronegatividad asegura que la compartición deelectrones será equitativa, vale decir, que los electrones giran alrededorde ambos núcleos por igual. Por esa razón, no se distinguen cargas nipolos al interior del enlace. De ahí su nombre.

Las moléculas formadas por átomos iguales son un ejemplo de enlacecovalente apolar puro, o sea, sin diferencia de electronegatividad. Porejemplo, la molécula de hidrógeno (H2) y la de cloro (Cl2) que se mues-tran en la figura 3.14.


Utilizando la tabla periódica con valores de electronegatividad que aparece enla figura 2.22 de este texto (pág. 109), predice el tipo de enlace covalente –en

cuanto a polaridad– que se forma dentro de los siguientes compuestos:

a) Agua (H2O)

b) Nitrógeno molecular (N2)

c) Fluoruro de hidrógeno (HF)

d) Tetracloruro de carbono (CCl4)

e) Fosfina (PH3)

f) Dióxido de carbono (CO2)

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Objetivo: Predecir el tipo de enlace covalente a partir de las electronegatividades de loselementos que se combinan.

FIGURA 3.14. a) Representación de la distribución igualitaria de la nube electrónica (en gris) en una

molécula de H2. Cada una de las esferas blancas representa a un átomo de hidrógeno (H). b) Represen-tación de la distribución igualitaria de la nube electrónica (en gris) en una molécula de Cl 2. Las esferasverdes representan a los átomos de cloro (Cl).

Cl ClH HTen presente que:

Diferencia deelectronegatividad

Tipo de enlace

Menor a 0,5Covalente

apolar

De 0,5 a 1,7 Covalente polar

Mayor a 1,7 Iónico




Actividad 15: Investiga y aplica sobre lo aprendido

Investiga en fuentes confiables de información y escribe en tu cuaderno la fór-mula, el nombre y estructura de Lewis de tres compuestos que contengan enla-ces covalente coordinados o dativos.

Objetivo: Investigar y escribir la estructura de Lewis de moléculas que tengan enlacecovalente coordinado o dativo.

FIGURA 3.15. Aceite, un ejem-plo de una sustancia molecular.

Enlace covalente coordinado o enlace dativoEn todas las sustancias covalentes consideradas hasta aquí, cada átomoque forma parte en el enlace, contribuía con un electrón, cosa que nosucede en el enlace dativo, donde los dos electrones que se provienende un único átomo. La unión resultante, se denomina enlace covalente

coordinado o enlace dativo. Un ejemplo es el ion amonio (NH4+):

H

H+ N H

H

Catión hidrógeno (H+) + amoniaco (NH3) → ion amonio (NH4+)

x

x

x

H

H N H

H

+x

x

xH+

El enlace dativo se indica algunas veces en la estructura de Lewis como una

flecha que se origina en el átomo que aporta los dos electrones del enlace.

Propiedades de las sustancias con enlace covalenteExisten dos tipos de compuestos covalentes, aquellos que formarán mo-léculas y aquellos donde se unen átomos para formar grandes agrega-dos tridimensionales. Los primeros (los que forman moléculas) reciben elnombre de sustancias moleculares y son los más comunes; mientras quelos segundos reciben el nombre de sustancias reticulares y aunque sonmás escasos, también son importantes.

Propiedades de las sustancias moleculares· Se pueden encontrar en estado sólido, líquido o gaseoso.

· Tienen puntos de fusión y ebullición relativamente bajos.

· Son solubles en solventes polares (como el agua) cuando presen-tan polaridad y en solventes apolares (como el benceno) cuandono la tienen.

· Son malos conductores del calor y la electricidad (aislantes térmi-cos y eléctricos).

Algunos ejemplos: el agua, el aceite, los plásticos, el alcohol, el oxígeno,

el cloro, etc.


Para pensar

¿Cuál será el “requisito míni-mo” para que un átomo pueda

formar un enlace dativo?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

A c t i v id

a d i n d i v

i d u a l

Importante:

Una vez formado el enlace dati-vo, no existe ninguna diferenciaentre éste y un enlace covalente

donde ambos elementos aporta-ron electrones.




Propiedades de las sustancias reticulares

· Contienen un número indefinido de átomos que forman una redtridimensional.

· Son siempre sólidos a temperatura ambiente.

· Tienen puntos de fusión y ebullición muy altos.· Son extremadamente duros.

· Son insolubles en cualquier tipo de solvente.

Ejemplos: diamante (carbono) y cuarzo (SiO2).

FIGURA 3.16. Un ejemplo de sustanciareticular: arriba, pequeños diamantes, queson redes tridimensionales de átomos decarbono. Abajo, la organización tridimen-sional que adoptan los carbono dentro deesa sustancia. Cada una de las esferas ne-gras corresponde a un átomo de carbono.

Actividad 16: Analiza lo aprendido y relaciónalocon tu vida

En grupos de tres estudiantes, realicen en su cuaderno una tabla resumencon las propiedades de las sustancias que presentan enlace metálico, iónicoy covalente.

Una vez finalizada la tabla, analicen las propiedades que han podido observarde al menos 20 sustancias que conozcan y clasifíquenlas como metales, com-puestos iónicos, sustancias reticulares y sustancias moleculares, anotando tam-bién el motivo por el dejaron a una sustancia en una categoría y no en otra.

Al terminar, presenten la clasificación de sustancias al resto del curso.

Objetivo: Reconocer la presencia de sustancias iónicas, covalentes y metálicas en la vidacotidiana.


p a l


Objetivo: Determinar el tipo de enlace químico entre ciertos elementos.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Con ayuda de una tabla periódica (pág. 240), responde qué tipo de enlacemantiene unidos a los siguientes átomos, justificando tu respuesta:

a) Cloro (Cl) con cesio (Cs) f) Bromo (Br) con bromo

b) Flúor (F) con litio (Li) g) Calcio (Ca) con calcioc) Azufre (S) con oxígeno (O) h) Yodo (I) con magnesio (Mg)

d) Cobre (Cu) con estaño (Sn) i) Azufre (S) con azufre

e) Silicio (Si) con oxígeno (O) j) Mercurio (Hg) con mercurio




Lectura científica: Nitrato de potasio (KNO3), el preciadocomponente del salitre


En grupos de cuatro estudiantes, después de haber leído el texto y analizado la información que en él se entrega,desarrollen respuestas grupales para las preguntas a continuación. Recuerden que deben tomar en cuenta los

aportes de todos los integrantes del grupo.


2 ¿Qué propiedades tiene el nitrato de potasio (KNO3)?

3 ¿Cuáles son los usos del nitrato de potasio (KNO3)?

4 El KNO3 es frágil. ¿Cómo explicarías esta afirmación a partir de su estructura tridimensional (red cristalina)?



p a l

Objetivo: Desarrollar la comprensión lectora y la comprensión de gráficas.


El nitrato de potasio (KNO3) es un compuesto

iónico de color blanco, ligeramente soluble enagua fría y muy soluble en agua caliente, que seha utilizado desde el siglo XII en la fabricaciónde pólvora, así como de explosivos, fuegos artifi-ciales, fósforos y fertilizantes. Este compuesto seencuentra de forma natural en el salitre, del cualChile tiene grandes reservas en el norte (desiertode Atacama).

Dicen las leyendas que el salitre fue descubier-to casualmente por indígenas en la Pampa delTamarugal (extremo norte de Chile), cuando al

hacer fuego vieron que el suelo también comen-zaba a arder. Asombrados, corrieron a contárseloal sacerdote de un pueblo cercano, quién recogiómuestras de ese suelo inflamable y comprobó que teníaun alto contenido en nitrato de potasio (KNO3),lo queexplicaba su capacidad de arder. Además, los restos detierralos arrojó en el patio de su casa y notó que susplantas crecieron más rápido de lo usual, una muestrade su utilidad como fertilizante.

El mineral de KNO3 se conoce con el nombre de nitroy tiene la siguiente organización tridimensional (red

cristalina) que se muestra a la derecha.

Salitrera abandonada (Humberstone). Región de Tarapacá, Chile.

Fuente: Bermúdez, Oscar (1963). Historia del salitre desde sus orí-

genes hasta la Guerra del Pacífico. Santiago de Chile http://webmineral.com/data/Niter.shtml#.UnVzvflWwus

KNO




En esta actividad se espera que compruebes experimentalmente las propiedades de sustanciasmetálicas, iónicas, covalentes polares y covalentes apolares, estableciendo bien las diferenciasentre unos y otros. Además, se espera que desarrolles la habilidad de observar, que apliques lasnormas de seguridad en todo momento –comprendiendo su importancia– y que adquieras des-trezas para el trabajo de laboratorio.

En grupos de cinco estudiantes, reúnan los materiales y reactivos para trabajar.

Materiales • 4 vasos de preci-

pitado.• 1 varilla de agita-

ción.• 1 mechero, rejilla

y trípode.

• 1 equipo paraprobar conductividad eléctrica.

• 1 pinza de crisol.• 4 chapitas envueltas en papel aluminio.• 1 cronómetro.Reactivos• Cloruro de Sodio (sal de mesa, NaCl).• Lámina de Cobre (Cu).• Sacarosa (azúcar de mesa, C12H22O11).• Naftalina (C10H8).

• Benceno (C6H6) u otro solvente apolar.• Agua destilada.

ACTIVIDAD:


Cada grupo tendrá cuatro muestras a analizar:

• Cloruro de sodio (sal de mesa, NaCl).

• Lámina de cobre (Cu).

• Sacarosa (azúcar de mesa, C11H22O11).• Naftalina (C10H8).

I. Hipótesis

Completa la tabla, escribiendo en la segunda co-lumna el tipo de enlace que crees que tiene cadauna de las muestras:

II. Experimentación

A continuación, se exponen las instrucciones que deberánser repetidas para cada una de las muestras.

1 Estado físico inicial (aspecto) Anotar todas las características que de la muestra se pue-dan percibir sin riesgo para su seguridad (estado físico,olor, color, observación de la textura, etc. NO SABOR).

2 Solubilidad en disolvente apolar (benceno):

En un vaso de precipitado poner unos pocos mL de ben-ceno y agregar una pequeña porción de muestra. Anotarsi la muestra se disuelve.

Al laboratorio: Propiedades de la sustancias según su enlace

A c t i vi

d a d g r u p

a l


• Trabajar en un lugar bien ventilado.



• Solicita a tu profesor que encienda el mechero.

• No tocar el solvente apolar, bótalo donde se te indi-que y no acercarlo al fuego.


• No probar ninguno de los reactivos.


SustanciaHipótesis: tipo de enla-ce que crees que tiene

Sal de mesa (NaCl)Lámina de Cobre (Cu)

Azúcar de mesa (C12H22O11)

Naftalina (C10H8)







2. Cooperó y aportó con reflexiones para responder las preguntas teóricas.

3. Si se presentó alguna duda preguntó al profesor.





COEVALUACIÓN:

Una vez que hayan terminado la actividad, completen de forma grupal la siguiente evaluación, escribiendo una X en lacasilla que consideren que representa mejor el trabajo de cada uno en el laboratorio. Cada miembro del grupo completarála tabla en su propio libro reflejando las opiniones del equipo.

3 Solubilidad en disolvente polar (agua destilada):

En un vaso de precipitado poner unos pocos mL de aguadestilada y agregar una pequeña porción de muestra.Anotar si la muestra se disuelve.

NO BOTAR EL CONTENIDO DE LOS VASOS EN QUE LA

MUESTRA SE HAYA DISUELTO.

4 Conductividad eléctrica enestado sólido

Con una pequeña porción demuestra sólida, y utilizando elequipo de conducción eléctrica,probar si la muestra conducela corriente eléctrica en estadosólido, siguiendo las instruccio-nes que se les darán. Anotar sila muestra conduce o no la electricidad en ese estadofísico.

5 Conductividad eléctrica di-suelta en agua

Para aquellas muestras queSÍ se solubilizaron (disolvie-ron) en agua, utilizar el conte-nido de los vasos del punto 3 yprobar si la disolución conducela corriente eléctrica. Anotar loobservado.

6 Estado físico luego de ca-lentarlo y el tiempo quedemora en cambiar, encaso que corresponda.

Poner una pequeña porciónde cada muestra en una cha-pita de bebida envuelta enpapel aluminio. Luego, ponerlas chapitas con muestra so-bre la rejilla y el trípode y en-cender el mechero. Calentar las muestras por un máximode 5 minutos cronometrando el tiempo. Si se observaalgún cambio físico o comienza a salir humo antes deeste lapso de tiempo retirarlas inmediatamente delcalor del mechero, registrando el tiempo en que su-cedió la transformación.

III. Resultados

Para colaborar con la organización de tus resultados, cons-truyan una tabla con los resultados que obtengan. Recuer-den poner título a cada una de las columnas y filas queutilizarás.

IV. Conclusiones

A partir de los resultados obtenidos en cada uno de losensayos realizados, escriban sus conclusiones referidasal tipo de enlace que presenta cada una de las muestras

analizadas, incluyendo una breve justificación. Recuerdenmencionar en sus conclusiones si su hipótesis era verda-dera o falsa.




Geometría molecular Así como los compuestos iónicos se organizan en redes tridimensionales(redes cristalinas), las moléculas de compuestos covalentes también tie-nen formas, las cuales están dadas por la distribución espacial que adop-tan sus átomos (geometría molecular).

Para predecir la geometría de una molécula se utiliza una teoría cono-cida como “Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa deValencia” (TRPECV), que en palabras simples explica que dentro de unamolécula el par de electrones de un enlace químico será repelido (re-chazado) por los electrones de otros enlaces químicos o por pares libresde electrones. Producto de esta repulsión, todos los electrones buscaránquedar lo más lejos posible unos de otros, lo que provocará que la molé-cula adquiera una forma.

Como te podrás haber dado cuenta, para saber si existen enlaces quími-

cos y/o pares libres de electrones que mantener alejados, es necesariohaber realizado previamente la estructura de Lewis de la molécula.

Si realizamos la estructura de Lewis de una molécula cualquiera que ten-ga un átomo central sin pares libres de electrones y por tanto todos suselectrones externos (capa de valencia) se encuentran participando en en-laces químicos, entonces tendremos que:

· Si el átomo central está enlazado a otros dos átomos, la separaciónmáxima que se puede lograr entre los dos enlaces es de 180°. Estevalor de ángulo, provoca que la molécula sea lineal. Por ejemplo, la

molécula de cloruro de berilio, BeCl2.

· Si el átomo central está enlazado a otros tres átomos, la separaciónmáxima que se puede lograr entre los tres enlaces es de 120°. Este va-lor de ángulo hace que la molécula sea plana, y que al unir sus átomos

exteriores se pueda formar un triángulo. Por esto, conocemos a esaforma con el nombre de plana trigonal. Por ejemplo, la molécula decloruro de boro, BCl3.


Muchos procesos biológicos de-penden de la forma de las molé-

culas involucradas. Un ejemplopuede ser la acción de ciertomedicamento, el cual, productode su forma tridimensional, lo-gra interactuar con receptorescelulares y entrar en espaciosque estos tienen, para comen-zar la respuesta corporal.

En la imagen se muestra un tipode receptor cerebral en el que haingresado una molécula de ergota-mina (medicamento para tratar lamigraña).

Para pensar

¿Qué sucedería si todas lasmoléculas que existen tuviesen

la misma geometría molecular?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

180º

CaCl Cl

120ºAI

Cl

Cl Cl




· Si el átomo central está enlazado a otros cuatro átomos, la separaciónmáxima que se puede lograr entre los cuatro enlaces es de 109,5°.En este caso la molécula no es plana y al unir sus átomos exterioresse puede formar un tetraedro regular, por lo que dicha geometría seconoce como tetraédrica. Por ejemplo, la molécula de tetraclorurode carbono, CCl

4.

Algunos ejemplos:

a) CO2

b) HCN

c) BF3

d) H2CO

e) CH4

Química en la web

A continuación encontrarás unlink a una página que contieneejemplos de las diferentes geo-metrías moleculares, además

de representaciones animadasde cada uno de ellas:

http://www.guatequimica.com/tutoriales/enlace/Geo-metria_Molecular.htm

HEnlaces en elplano de la hoja

Enlace haciatrás

Enlace haciadelante

HH

HC

Dos enlacesa alejar

Geometría lineal

Dos enlacesa alejar

Geometría lineal

Tres enlacesa alejar

Geometría planatrigonal

Tres enlacesa alejar

Geometría planatrigonal

Cuatro enlacesa alejar

Geometríatetraédrica

O C O18Oº

: :

: :

H C N

18Oº

:

12OºF :

:

:F ::

:

BF : :

:

120º C O

H

H

:

:


=

=

=

=

=

H

HH

H

C

109.5º

Representación tridimensional de una molétetraédrica:

109,5ºC

Cl

ClCl

Cl




Las tres geometrías mostradas hasta aquí (lineal, plana trigonal y tetraédri-ca) son las geometrías básicas que adoptan 2, 3 o 4 átomos unidos a unátomo central respectivamente.

Ahora, en caso que el átomo central sí tenga pares de electrones libres,estos ejercerán una repulsión levemente superior a la de un enlace quími-

co, pero no son “visibles” en la geometría de la molécula. Por esta razón,cuando existen pares libres en el átomo central tendremos geometríasque derivan de las anteriores, pero con “esquinas menos”, dependiendode la cantidad de pares libres. En resumen:

TABLA 3.1. Resumen de las principales geometrías moleculares.

Átomos Paresunidos libres

Geometría Ejemplo

2 0 Lineal O C O

3 0

2 1

Plana trigonal

Angular

C OH

H

SO

O

4 0

3 1

2 2

Tetraédrica

Piramidal

Angular

C

H

HH H

N

HH H

O

HH

Para pensar

¿En qué se diferencia una mo-lécula angular que sale de unaestructura plana trigonal dondeel átomo central tiene un parlibre de otra molécula angularque resulta desde un tetraedrocon dos pares libres?

A c t i v i

da d i n d i v

i

d u a l




Dos ejemplos de la tabla 3.1. en detalle:

a) NH3(amoniaco)

b) H2O (agua)

Actividad 19: Aplica lo aprendido y predicela geometría

Objetivo: Predecir la geometría de algunas moléculas.

En parejas, y usando la tabla periódica (pág. 240), realicen la estructura deLewis de las siguientes moléculas y luego señalen la geometría que ella tendrá:

a) CCl4 c) SiO2 e) H2S g) SiH4 i) NH4+

b) AsH3 d) AlBr3 f) BCl3 h) PCl3 j) BeCl2

Desafío

¿Y cómo son las otras?

En este libro solo hemos expuesto

las geometrías más comunes, sinembargo existen moléculas quecontienen 5 o 6 átomos alrededorde un átomo central. Puedesdescubrir –junto a dos compañe-ros– ¿qué tipo de geometríatienen dichas moléculas yqué formas adoptan cuandoel átomo central tiene paresde electrones libres?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

Desafío

¿Y las moléculascomplejas?

Junto a dos compañeros, ¿pue-des proponer una forma paradeterminar y predecir la geo-metría molecular de moléculascomplejas (grandes), con másde un átomo central, por ejem-plo el etano (CH3 – CH3)?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l


4 grupos a alejar(3 átomos y un par

libre)

H N H

H

:

4 grupos a alejar

(2 átomos y dospares libre)

H O H :

:

Dos esquinas del tetraedro son ocupadas

por pares libres de electrones.

Geometría angular

105º=HH

O

:

:

Una esquina del tetraedro es ocupa-

da por el par libre de electrones.

Geoemtría piramidal

107º=

H HH

N

:

Actividad 20: Modelando con plasticina

Objetivo: Construir modelos de plasticina para cada una de las geometrías presentadas.

En grupos de cuatro estudiantes, consigan plastici-

na de colores y palitos de cóctel para construir cadauna de las geometrías antes vistas.


p a l

Utiliza colores diferentes para señalar el átomo cen-tral y los átomos que se unen a él (ligandos).

Al terminar, expongan sus modelos al resto del cur-so, explicando de qué se trata cada uno de ellos.

A c t i v i

da d e n p

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Linus Pauling (1901 – 1994).

Linus Pauling, nació en Portland (Oregon), en los Es-tados Unidos, el 28 de febrero de 1901. Consiguiócursar los estudios de secundaria y luego los de In-

geniería Química en el Oregon Agricultural College ,donde pronto destacó por su habilidad para el aná-lisis químico.Se ocupó luego, durante el periodo de su tesis doc-toral, en Pasadena, de la determinación de diversasestructuras moleculares, empleando para ello unatécnica conocida como difracción de rayos X. Trasconcluir en 1925 su doctorado, obtuvo una becaGuggenheim para formarse en Europa con algunosde los más grandes de la física del momento, cuyasideas ejercerían una notable influencia en su carrera.

Con tan extraordinario bagaje, añadido a su menteprodigiosa, estaba en condiciones de convertir la quí-mica en una rama de la física. Y así lo hizo, especial-mente tras la publicación de su gran libro, una obraclásica: The nature of the chemical bond (La naturale-za del enlace químico, 1939). Allí explicaba los enlacesquímicos en términos de mecánica cuántica y, particu-larmente para los puentes de hidrógeno, de especialtrascendencia en las moléculas biológicas (proteínas,ADN...), conseguía cuantificar un enlace que hastaese momento era solo una idea cualitativa. El conoci-

miento preciso de tal interacción permitiría a Pauling,en 1951, descubrir una estructura muy corriente enlas proteínas, la denominada hélice alfa, mantenidagracias a numerosos puentes de hidrógeno.Con sus estudios se transformó en el primer cien-tífico en determinar una enfermedad molecular: laanemia falciforme, una forma mutante de la proteínaque estaba presente en los glóbulos rojos deforma-dos de los pacientes que padecían esta enfermedad.También se recuerda a Pauling como activista a favordel desarme nuclear. Durante los años cincuenta y

los primeros sesenta, ante la creciente amenaza de

guerra nuclear entre los Estados Unidos y la UniónSoviética, Pauling promovió manifiestos y encabezómanifestaciones para conseguir la prohibición de laspruebas nucleares atmosféricas. Por todo esto fue

perseguido por el Comité de Actividades Antinorte-americanas, pero se le concedió en 1962 en PremioNobel de la Paz, el segundo tras el de Química ob-tenido en 1954.Linus Pauling, murió en California el 19 de agosto de1994 a la edad de noventa y tres años.

Y el Nobel es...

Linus Pauling y su esposa Ava Helen Pauling, una destacada figuraque acompañó a su esposo en sus investigaciones y luchó por la

prohibición de las pruebas nucleares en la década de los años 60.Adaptado del artículo “Un grande de la química” escrito porJosé María Riol Cimas.

Para pensar

¿Es posible que un científico pueda estar en con-tra de lo que la misma ciencia ha creado? ¿Estoes una amenaza o un beneficio para el desarro-llo científico?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Actividad 21: Reflexionaa partir de lo leído

Reúnete con un compañero y contesten en suscuadernos las siguientes preguntas.


2 ¿Cuál es el principal aporte en medicina, elconocimiento en moléculas como el ADN,proteínas y la hemoglobina en la anemiafalciforme?

3 ¿Conocen otras moléculas que presentenpuentes de hidrógeno?

Objetivo: Fomentar la comprensión lectora.

A c t i v i

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i v i d u a l


1 ¿En qué consiste un enlace metálico? ¿Conoces algún caso donde suceda? (1 pto. explicación, 1 pto. ejemplo)

2 ¿En qué consiste un enlace iónico? ¿Conoces algún caso donde suceda? (1 pto. explicación, 1 pto. ejemplo)

3 ¿En qué consiste un enlace covalente? ¿Conoces algún caso donde suceda? (1 pto. explicación, 1 pto. ejemplo)

4 ¿En qué se diferencia un enlace covalente polar de uno apolar y ambos de un enlace covalente coordinado? (3 ptos.)

5 ¿En qué consiste la geometría molecular? ¿De qué depende la geometría que adopta una molécula y cómo sepuede predecir? Y ¿cuáles son las formas principales que tienen las moléculas simples? (2 ptos. c/u)

6 Realiza una comparación entre las sustancias que presentan enlace metálico, iónico y covalente en cuanto a su estadofísico a temperatura ambiente, conductividad eléctrica y puntos de fusión ebullición. (6 ptos.)

7 Se tienen dos vasos, uno contiene agua con azúcar y el otro agua con sal. Si no sabes cuál es cuál y no se te permitieratomarles el sabor, ¿qué propondrías hacer para reconocer un vaso del otro? (3 ptos.)

8 Desarrolla la estructura de Lewis del trifluoruro de boro (BF3) y señala cuál es su geometría. Fundamenta tu respuesta.(4 ptos.)

Al terminar esta Lección, no olvides que:• Un átomo se une a otro para alcanzar su estabilidad. Enlace químico.

• Según la naturaleza de los elementos, será el tipo de enlace. Si seune: a) metal con metal, será enlace metálico; b) metal con no metal,será enlace iónico; y c) no metal con no metal, será enlace covalente.

• El enlace metálico se explica con el modelo del mar de electrones, eliónico se caracteriza por la transferencia de los electrones y el cova-lente por la compartición de estos.

• Si la compartición es equitativa el enlace será covalente apolar, y sino es equitativa, será enlace covalente polar.

• Cada una de las moléculas covalentes adoptan una forma en el es-pacio, llamada geometría molecular.

• Cada tipo de enlace genera en las sustancias ciertas propiedadesque las caracterizan.


La próxima Lección, te invita a conocer, comprender y aplicar lasfuerzas de atracción que se dan entre moléculas ya formadas: comofuerzas intermoleculares.

Si quieres aprender más sobre lostemas tratados en esta Lección, tesugerimos realizar las siguientes acti-vidades:

1 Investiga sobre la composición (ofórmula) de diez sustancias de usocomún para ti, y a partir de esa

información, determina el tipo deenlace que existe dentro de la es-pecie y analiza si las propiedadesdescritas en este texto, coincidencon las propiedades que tú le co-noces.

2 Desarrolla un mapa conceptualque relacione las ideas claves dela Lección.



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Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar, puedes repasar la Lección. Si no estás seguro sobrerepasar o no, para ayudarte a decidir te recomendamos comparar las respuestas de las preguntas 1, 2 y 3 con lasrespuestas que entregaste para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección.




Antes de empezar, debes recordar: enlace iónico, enlace covalentepolar, enlace covalente apolar, geometría molecular (lineal, plana trigo-nal, angular, piramidal y tetraédrica).


Mejor juntos que separados…Lección 2

1 Responde en tu cuaderno las siguientes preguntas (2 ptos. c/u):

a) ¿Qué es un enlace iónico y qué lo caracteriza?

b) ¿Cómo se organizan en el espacio los compuestos iónicos?

c) ¿Qué es un enlace covalente apolar y qué lo caracteriza?

d) ¿Qué es un enlace covalente polar y qué lo caracteriza?

e) ¿Qué geometría tiene la molécula de CO2? Justifica tu respuesta.

f) ¿Qué geometría tiene la molécula de BF3? Justifica tu respuesta.

g) ¿Qué geometría tiene la molécula de SO2? Justifica tu respuesta.h) ¿Qué geometría tiene la molécula de CCl4? Justifica tu respuesta.

i) ¿Qué geometría tiene la molécula de NH3? Justifica tu respuesta.

j) ¿Qué geometría tiene la molécula de H2O? Justifica tu respuesta.

k) ¿De qué depende la geometría de un compuesto covalente? Funda-menta tu respuesta.

2 Mirando la tabla periódica de la figura 2.22 (pág 109), determina el tipo deenlace de las siguientes sustancias (2 ptos. c/u):

a) CO2

b) KBr


• Momento dipolar

• Dipolo

• Polaridad de moléculas

• Molécula polar

• Molécula apolar

• Fuerzas intermoleculares

• Fuerzas ion-dipolo

• Fuerzas dipolo-dipolo

• Puentes de hidrógeno

• Fuerzas de dispersión(o fuerzas de London)

• Fuerzas de Van der Waals

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FIGURA 3.17. De la misma forma queun movimiento social requiere de mu-cha gente organizada para ser tomadoen cuenta, las moléculas también debeninteractuar entre sí y organizarse para te-ner propiedades a escala macroscópica, osea, propiedades que nosotros podamosobservar y utilizar.


La presente Lección tiene como propósito que tú:Conozcas, comprendas y apliques las diferentes formas en que unamolécula se atrae con otra para formar grandes agrupaciones. Ade-más, esperamos que a partir de esas interacciones, logres compren-der el funcionamiento de algunos productos cotidianos.

c) H2O

d) AsH3

e) CH4

f) Cl2




Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a volver a leer la primeralección de esta Unidad: “¿Cómo se combinan los átomos?”. Cuando te sientaslista/o para seguir, ¡podemos continuar!




Una vez que una molécula (o una red cristalina) se forma, ésta puedeinteractuar con otras moléculas “que llamen su atención”. En este caso,la atracción se produce por la existencia de cargas opuestas, lo queprovoca un acercamiento y posterior interacción entre las moléculasy/o iones. Estas interacciones que se dan entre moléculas ya formadas,reciben el nombre de fuerzas intermoleculares y dependerán de lapolaridad de las moléculas vistas como un todo y no como enlaces in-

dividuales. ¿De qué depende que una molécula sea polar o apolar?

Momento dipolar Un enlace covalente polar implica que la distribución de los electronesal interior del enlace es desigual, como resultado de combinar dos ele-mentos con diferente electronegatividad.

Para mostrar hacia donde estaban desplazados los electrones, y con ellola polaridad del enlace, utilizábamos una flecha cruzada ( ) sobrela estructura de Lewis, que recibe el nombre de momento de enlace.

Ahora, la polaridad del enlace también se puede medir con números ydicha medida recibe el nombre de momento dipolar.

Aunque en este texto no trabajaremos con números para calcular exac-tamente los momentos dipolares dentro de una molécula, sí nos ha-remos una idea de lo marcados o poco marcados que son a partir decomparar las electronegatividades de los átomos que participan del en-lace. A mayor diferencia de electronegatividad, más grande el momen-to dipolar.


las respuestas en su cuaderno.


1 ¿Qué es una molécula polar y una molécula apolar?

2 ¿Qué son las fuerzas intermoleculares?

3 ¿Qué tipo de fenómenos se pueden explicar con las fuerzas intermo-leculares?




p a l


FIGURA 3.18. Las fuerzas intermolecu-lares entre las moléculas de un sólido sonlas que dan origen a las redes cristalinasde ellos.




Polaridad de moléculasLas moléculas diatómicas (de dos átomos) que contienen elementosdiferentes (y por tanto con diferente electronegatividad), presentaránsiempre una distribución no equitativa de la carga y por tanto podre-mos distinguir una zona negativa y una positiva dentro de ella. Por esto

dichas moléculas serán llamadas moléculas polares. Por ejemplo: lamolécula de HF (fluoruro de hidrógeno) (figura 3.19).

Por su parte, las moléculas diatómicas formadas por átomos iguales ten-drán enlaces covalentes apolares y la distribución de la nube electróni-ca será equitativa, por tanto no tienen momento dipolar y serán molé-culas apolares. Por ejemplo: la molécula de N2 (nitrógeno diatómico).

Pero, ¿qué pasa si tenemos moléculas de más de dos átomos?

Entonces, es necesario ver hacia dónde son atraídos los electrones encada uno de los enlaces y ver si se pueden cancelar entre sí. De esta for-

ma, la polaridad de moléculas de tres o más átomos depende del tipode enlace existente dentro de ella y de la geometría de la molécula.

A continuación, se presentan tres ejemplos explicativos:

a) CO2 (dióxido de carbono)

Esta molécula tiene una estructura lineal, como se mostró en la lec-ción anterior, y además, un par de enlaces covalentes polares entreel carbono y cada uno de los oxígenos. En resumen:

En esta molécula podemos ver que los electrones están siendo atraí-dos hacia lados opuestos de la molécula, pero con la misma fuerza(porque los dos átomos de los extremos son de oxígeno). Productode esto, ambas flechas (momentos de enlace) se cancelan entre sí yla molécula no tiene momento dipolar neto, por tanto, es una molé-cula apolar (ver figura 3.20).

Imagina esta situación como dos niños que con la misma fuerza ti-ran, de la mano de un adulto. Como la fuerza que ambos niñosrealizan es igual, y se ejerce en sentidos opuestos, éstas se cancelany el adulto no se mueve.

Situaciones similares se dan en las moléculas de BF3, BCl3, CH4, CCl4 y SiH4 (figura 3.21), entre muchas otras. ¿Puedes explicar por quélas moléculas recién nombradas son también apolares?

¿Qué sucedería si el CO2 en lugar de ser lineal fuera angular?

FIGURA 3.19. a) Estructura de Lewis delHF, con la flecha cruzada (momento deenlace) que muestra la dirección en la queson atraídos los electrones. b) Muestra dela distribución de los electrones dentro deuna molécula de HF. El color rojo muestrala zona más rica en electrones (la zonacercana al flúor, F), mientras que el color

azul muestra la zona con menos electro-nes (zona cercana al hidrógeno, H).

FIGURA 3.20. Distribución electrónica en

una molécula de CO2.Cada enlace doblecarbono-oxígeno es polar, con la densidadelectrónica desplazada hacia el átomo deoxígeno, que es el más electronegativo(zonas rojas). Sin embargo, la geometríalineal de la molécula hace que se cance-len los momentos de enlace de ambosenlaces, resultando una molécula apolar.

FIGURA 3.21. Distribución electrónicaen el BF3.

a)

b)

H F

O C O




b) H2O (agua)

Esta molécula tiene una estructura angular, producto de una distribu-ción tetraédrica donde el átomo central tiene dos pares de electroneslibres. Además, cada enlace O–H es covalente polar. En resumen:

Producto de la geometría angular los dos momentos de enlace (fle-chas cruzadas) no son cancelables entre sí, por tanto la moléculatiene un momento dipolar diferente de cero, lo que implica que elagua es una molécula polar (figura 3.22).

c) CH2Cl2 (diclorometano)

Esta molécula tiene una estructura tetraédrica, pues se tienen que

alejar cuatro enlaces covalentes. Sin embargo, como los enlacescovalentes no tienen la misma pola-ridad y no se pueden cancelar por iren diferentes sentidos, la moléculatendrá un momento dipolar dife-rente de cero, es decir, estamos enpresencia de una molécula polar.(figura 3.23).

FIGURA 3.22. Distribución electrónicaen una molécula de agua. La zona roja(donde se concentran los electrones) co-rresponde al oxígeno, mientras que laszonas azules son los hidrógenos.

FIGURA 3.23. Distribución electrónica

en una molécula de CH2Cl2 . La densidadelectrónica se desplaza hacia los átomosde cloro que son más electronegativos.

Actividad 22: Establece la regla

Actividad 23: Aplica tu teoría

Luego de leer atentamente los contenidos revisados hasta aquí, establece, junto a otro compañero, una regla que permita determinar con facilidad cuán-do una molécula será polar y cuándo apolar. Al finalizar, expongan su teoríaal resto del curso.

Aplicando la regla que descubriste en la actividad anterior, determina si lassiguientes moléculas son polares o apolares:

a) CHCl3 c) HCl e) PH3 g) SO3 i) O2

b) F2 d) SiO2 f) H2S h) NH3 j) NH4+

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

A c t i v i

da d e n p

a r

e j a

Objetivo: Organizar los contenidos revisados hasta aquí y determinar una reglapara predecir polaridad de moléculas.

Objetivo: Predecir la polaridad de una molécula.

Desafío

¿Simetría?

Junto a otro compañero, ¿pue-

des determinar la relación queexiste entre la simetría de unamolécula y su polaridad?

Decimos que una molécula essimétrica cuando su forma esregular como el CO2 y no se ve“deformada” como el HF.

A c t i v i

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Cl momento dipolarresultante

H H Cl

C

momento dipolarresultanteH H

O




Fuerzas intermolecularesLas fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción que existen entrelas moléculas y que permitirán la interacción entre ellas, ya sea paraformar grandes agregados moleculares o para que una sustancia se di-suelva en otra. Se reconocen cuatro tipos:

i) Fuerzas ion-dipolo.ii) Fuerzas dipolo-dipolo.

iii) Puentes de hidrógeno (un tipo especial de fuerza dipolo-dipolo).

iv) Fuerzas de dispersión (también llamadas fuerzas de London).

Fuerzas ion-dipoloSon fuerzas de atracción que se dan entre un ion y un dipolo. O sea,son interacciones que se establecen entre un ion (catión o anión) y elpolo de carga opuesta del dipolo de una molécula polar.

En palabras sencillas, se trata de que cada uno de los polos de la molé-cula polar se acercarán a los iones de carga opuesta, como se muestraa continuación:

A través de las fuerzas ion-dipolo podemos explicar un fenómeno muyconocido: la sal de mesa se disuelve en agua.

FIGURA 3.24. Fuerzas ion-dipolo. Los óvalos de dos colores representan al dipolo de una molécula polar,

mientras que la esfera con carga positiva representa a un catión y la negativa a un anión. Los dipolos seorientan de tal manera que se acercan a los iones por su polo de carga opuesta. Por ejemplo, al anión seacercaron los polos positivos de la molécula polar.

FIGURA 3.25. Disoluciónde sal en agua. Las molé-culas de agua (moléculaspolares) rodean tanto alos cationes como a losaniones de la sal, pero losprimeros (cationes) sonrodeados por el oxígeno(polo negativo del dipolo),mientras que los segundos(aniones) con rodeados porlos hidrógeno (polo positi-vo del dipolo). En el casode la sal de mesa, el catiónes Na+ y el anión Cl–.

Química en la web Aquí te dejamos dos links a ani-maciones que muestran comola sal se disuelve en agua:

http://www.edumedia-scien-ces.com/es/a646-disolucion-del-nacl-en-el-agua

http://group.chem.iastate.edu/Greenbowe/sections/pro- jectfo lder/f lashfi les/thermo-chem/solutionSalt.html

Aclarando conceptos

Dipolo: Separación de cargasque permite distinguir dos po-

los dentro de una molécula.Un polo positivo (+) y un polonegativo (–). Es característicode las moléculas polares.

Observación:

Las fuerzas dipolo-dipolo, y fuer-zas de dispersión son conocidasen su conjunto como fuerzasde Van der Waals, nombradasasí en reconocimiento al físicoholandés Johannes Van derWaals (1837-1923).

H

H

H

O

H

O

δ+

δ+

δ−

δ−

Aniónhidratado

Cristal de NaCl(sal de mesa)

Moléculasde agua

Catiónhidratado




Fuerzas dipolo-dipoloSon fuerzas de atracción que se dan entre moléculas polares. Estas in-teracciones se establecen entre los polos opuestos de dos moléculaspolares.

En palabras sencillas, el polo positivo de una molécula polar atrae a otramolécula por el polo negativo de ésta, mientras que el polo negativoatrae al polo positivo de otra molécula polar. ¿Puedes pensar en unejemplo donde exista este tipo de interacción?

Puentes de hidrógenoLos puentes de hidrógeno, conocidos también como “enlaces de hidró-geno” son un tipo especialmente fuerte de interacciones dipolo-dipoloque suceden entre moléculas polares que presentan los enlaces F-H,O-H y N-H. En estos casos, el H de una molécula (polo positivo) seráatraído por el polo negativo (flúor, oxígeno o nitrógeno) de otra molé-cula, tal como muestra la figura 3.27.

FIGURA 3.26. Las moléculas polares (o sea,que tienen un momento dipolar permanen-te) tienden a alinearse con las polaridadesopuestas. Cuando están en estado sólido estasatracciones se hacen máximas y se dan estruc-turas como la de la imagen.

FIGURA 3.27. Puentes de hidrógeno entre: a) dos moléculas de agua (H2O); b) dos moléculas deamoniaco (NH3); c) una molécula de agua (H2O) y una molécula de amoniaco (NH3); d) una moléculade amoniaco (NH3) y una molécula de agua (H2O); e) una molécula de fluoruro de hidrógeno (HF) yuna molécula de amoniaco (NH3); f) una molécula de amoniaco (NH3) y una molécula de fluoruro dehidrógeno (HF).

Química en la web

A continuación te dejamos unlink a una animación de cómose forman puentes de hidróge-no entre moléculas de agua:

http://iesdmjac.educa.ara-gon.es/PortalFQ/EnlacedeH/Hbonding.html

Para pensar

¿Por qué los puentes de hi-drógeno, fuerzas dipolo-dipoloparticularmente fuertes, exis-

tirán solo entre moléculas conenlaces F-H, O-H y N-H?

Averígualo…

La sal se disuelve en agua porfuerzas ion-dipolo, ¿y el azúcar?


H

H O : H N :

H H

:

H H

H N : H N :

H H

H

H F : H N : H

:

:

H

H N : H O : H H

:

H

H N : H F : H

:

:

H O : H O :

H H

: :

a) b) c)

d) e) f)

A c t i v i

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i d u a l




Los puentes de hidrógeno son muy importantes en nuestra vida, puesentre muchas cosas están presentes en el ADN (donde son los encarga-dos de mantener la estabilidad de la doble hebra) y en el agua (dondeprovocan muchos comportamientos especiales).

FIGURA 3.28. Puentes de hidró-geno en el agua en estado sólido(hielo). Las esferas rojas represen-tan los átomos de oxígeno, mien-tras que las grises representan losátomos de hidrógeno y las líneaspunteadas son puentes de hidró-geno. Observa que cuatro puentesde hidrógeno puede formar unamolécula de agua.

Desafío

Esa molécula especial…

El agua (H2O) tiene muchas pro-

piedades que la hacen única.Entre ellas, está que su estadosólido (hielo) es menos densoque su estado líquido, su altopunto de ebullición (100°C anivel del mar).

¿Puedes, junto a dos com-pañeros más, explicar estaspropiedades especiales enfunción de los puentes dehidrógeno?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

Puentes de hidrógeno en el ADN

Nuestro material genético al interior del núcleo celular se encuentra formandouna doble hebra, que se mantiene unida mediante puentes de hidrógeno.


Química en la web

En el siguiente link encontrarásuna página muy completa sobre lasfuerzas intermoleculares. Aunqueestá en inglés, te la recomendamospues contiene imágenes de muybuena calidad y muy explicativasde cada uno de los fenómenos:

http://www.elmhurst.edu/~chm/

vchembook/160Aintermolec.html

Doble hélice del ADN

Las líneas punteadas rojas repre-sentan los puentes de hidrógenoque se establecen entre la basenitrogenada de una de las hebrasdel ADN con una base nitrogena-da de la hebra de enfrente.

H

H

H

H

H H

H

H

N

N

N

NN

N

N N

N

O

OCH3

O

O

NN

N

N

N

N

Puente de hidrógeno

Averígualo…

¿En qué otras moléculas biológi-cas participa el enlace por puen-te de hidrógeno?




Fuerzas de dispersión o fuerzas de LondonSi un ion o molécula polar (dipolo) se acerca a un átomo o a una mo-lécula apolar, la distribución de los electrones de la especie sin carga sedistorsionará, originando un dipolo. Al dipolo generado en la especieapolar por la cercanía del ion o dipolo permanente se le llamará dipolo

inducido, pues solo existe por la cercanía del ion o dipolo y desapare-cerá cuando quien lo perturbó se aleje (ver figura 3.29).

La fuerza de atracción entre un ion y un dipolo inducido se conocecomo fuerza ion-dipolo inducido ; mientras que la fuerza entre un di-polo y un dipolo inducido se llama fuerza dipolo-dipolo inducido . Estetipo de interacciones se conocen en su conjunto como fuerzas de dis-persión, es decir, fuerzas de atracción que se generan a partir de los

dipolos temporales inducidos en los átomos o moléculas . Son conoci-das también con el nombre de Fuerzas de London, por Fritz London1,quien en 1930 ofreció una interpretación de los dipolos temporales

desde el punto de vista de la mecánica cuántica.

Las fuerzas de dispersión o de London, son el único tipo de fuerzasintermoleculares en la que pueden participar especies apolares, portanto, ellas explican fenómenos en que interactúan moléculas apolares,como por ejemplo el porqué el aceite se mezcla con bencina.

FIGURA 3.29. a) Distribución esférica de la carga de un átomo de helio (He). b) Distorsión ocasionada

al átomo de helio por el acercamiento de un catión. c) Distorsión ocasionada al átomo de helio por elacercamiento de un dipolo.

Actividad 24: Aplicar lo aprendido

Junto a otro compañero, predice qué tipo de fuerza intermolecular existe entre:

a) Agua (H2O) y metanol (CH3OH).

b) Fluoruro de calcio (CaF2) y agua (H2O).

c) Sulfuro de hidrógeno (H2S) y cloroformo (CHCl3H).

d) Tetracloruro de carbono (CCl4) y dióxido de carbono (CO2).

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a r e j a

Objetivo: Predecir qué tipo de interacciones se establecen entre diversas moléculas.


Puedes encontrar la traducción en el solucionario de la Unidad.

“Although any single in- teraction is weak, a largenumber of London dispersion forces creates a strongforce. For example, geckosstick to walls and ceilings

by London dispersion forcesbetween the surfaces andthe 500,000 tiny hairs oneach foot”.

1 Fritz London (1900-1954). Físico alemán. London fue un físico teórico cuyo principal trabajo se basó enla superconductividad del helio l íquido.


a) b) c)

catión dipolo inducido dipolo dipolo inducido




Actividad 25: Propón tú las explicaciones

Objetivo: A partir de lo aprendido, explicar el fenómeno de solvatación y las diferenciasentre puntos de ebullición.

En grupos de tres estudiantes, a partir de lo aprendido, propongan explica-ciones para:

a) ¿Por qué “semejante disuelve a semejante”? ¿Qué significa la frase ycómo se puede aplicar?

b) El agua (H2O) es una molécula de tamaño y masa similar al amoniaco(NH3) y al floruro de hidrógeno (HF), sin embargo, el agua (H2O) ebulle a100°C a nivel del mar, mientras que el NH3 lo hace a –33,34°C y el HF a19,51°C. ¿Cómo se explica esa diferencia?


p a l

Chistes químicos

¿Por qué los osos blancosse disuelven en agua?

¡Porque son polares!

Relación de las fuerzas intermoleculares con la solubilidady los puntos de fusión y ebulliciónLas fuerzas intermoleculares son responsables de todas las interaccionesque una molécula puede establecer con sus vecinas. Así, por medio deellas podemos explicar el fenómeno de solvatación (cuando algo se di-

suelve en otra cosa), el punto de fusión y el punto de ebullición de unasustancia, entre otros.

· Sobre la solvatación: Cuando una sustancia puede ser disuelta porotra, se debe a que las partículas de una de las especies puede rodeara las moléculas de la otra, dispersándolas. Para que esto suceda, esnecesario que las moléculas se atraigan entre sí, o sea, que puedanestablecer fuerzas intermoleculares entre ellas, lo que se resume confrecuencia en la famosa frase: “semejante disuelve a semejante”.

· Sobre los puntos de fusión y ebullición: La temperatura a la queuna sustancia cambia de estado sólido a líquido y viceversa (puntode fusión) y a la que cambia de estado líquido a gaseoso y viceversa(punto de ebullición) depende directamente de la fuerza con quesus moléculas se encuentren unidas a sus vecinas. De esta forma, amayor fuerza intermolecular, mayor el punto de fusión y mayor elpunto de ebullición.

Aumento de la fuerza de la interacción molecularAumento del punto de ebullición

Aumento del punto de fusión

Moléculas que solo establecenfuerzas de dispersión con sus

vecinas.

Moléculas que establecenfuerzas dipolo-dipolo con sus

vecinas.

Moléculas que establecenpuentes de hidrógeno con sus

vecinas.

Para saber más

La tensión superficial del

aguaLas moléculas de agua se en-cuentran firmemente unidas asus vecinas por medio de puen-tes de hidrógeno. Producto deellas, las moléculas que estánen contacto con el aire, se unenmuy fuerte a sus vecinas dellado y de abajo, provocando unfenómeno conocido como altatensión superficial que permiteque algunos insectos se posen

sobre ella sin hundirse.




Un magnetrón, invento de la SegundaGuerra Mundial, genera las microondas.Consiste en un cilindro hueco encerradoen un imán con forma de herradura. En elcentro del cilindro se encuentra una barraque funciona como cátodo. Las paredes delcilindro actúan como un ánodo. Cuando secalienta, el cátodo emite electrones queviajan hacia el ánodo y el campo magnéti-co obliga a los electrones a moverse en unatrayectoria circular.

Este movimiento de partículas cargadas genera mi-

croondas, las cuales se ajustan a una frecuencia de2,45 GHz (2,95 × 109 Hz) para cocinar. Un “tubo desalida” dirige las microondas al compartimento paracocinar. y las aspas giratorias del ventilador distribu-yen las microondas por todo el horno.

La acción de cocinar en un horno de microondas es re-sultado de la interacción entre el componente del cam-po eléctrico de la radiación con las moléculas polares,en su mayor parte agua, contenidas en los alimentos.

Todas las moléculas rotan a temperatura ambiente. Sila frecuencia de la radiación y de la rotación molecular

son iguales, la energía se puede transferir de las mi-croondas a la molécula polar. Como resultado, la molé-cula rotará con mayor rapidez y en consecuencia, habráuna fricción entre las moléculas, que se observa comocalor en los alimentos.

A diferencia de los hornos convencionales, donde elcalor proviene desde el exterior del alimento y debecruzar capa por capa hasta llegar a la más profunda,en los microondas las moléculas no polares no absor-

ben la radiación, y por tanto ésta puede alcanzar dife-rentes partes de los alimentos al mismo tiempo (segúnla cantidad que agua presente, las microondas puedenpenetrar los alimentos a una profundidad de varioscentímetros).

Los siguientes puntos son relevantes para la operaciónde un horno de microondas: los recipientes de plás-tico y los de vidrio no contienen moléculas polares ypor tanto, no les afecta la radiación de las microondas.Por otra parte, los metales reflejan las microondas, portanto protegen a los alimentos, y hacen que regrese lasuficiente energía al emisor de microondas, que sufre

una sobrecarga.Debido a que las microondas pueden inducir una co-rriente en el metal, el colocar artículos metálicos podríaprovocar que salten chispas entre el contenedor y elfondo o las paredes del horno. Por último, a pesar deque las moléculas de agua en el hielo están inmovi-lizadas en una posición y por tanto no pueden girar,es posible descongelar los alimentos en un horno demicroondas.


El funcionamiento del horno microondas


Ánodo

Cátodo

Salida delas ondas

Plato giratorio

AlimentoImán

MagnetrónAspas giratorias


Contesta en tu cuaderno las siguientes preguntas:

1 ¿De qué se trata el artículo?

2 ¿Cuál es la diferencia entre utilizar un horno convencional y utilizar un horno de microondas?

3 A partir de lo leído, ¿qué sucede si introducimos a un horno microondas un vaso de vidrio lleno deaceite y lo hacemos funcionar? ¿Por qué?

4 ¿Es beneficioso o perjudicial utilizar horno de microondas?

Objetivo: Desarrollar la comprensión lectora.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l





¿Cómo limpian los detergentes y jabones?

Un jabón o detergente está formado por moléculas grandes que tienen unacabeza y una “cola” apolar. Como solo la cabeza de la molécula tiene carga,solo esa porción de la molécula de jabón se siente atraída por las moléculas

de agua (por fuerzas ion-dipolo), lo que provoca que al entrar en contactocon esa sustancia, las moléculas de jabón se organicen formando pequeñasesferas, llamadas micelas, donde las cabezas quedan hacia afuera y las colasapolares hacia adentro (escondidas del agua), tal como se puede apreciar enla siguiente imagen:

Ahora, cuando utilizamos el detergente o jabón para lavar, éste encuentra asu paso moléculas de grasa (apolares), y las colas apolares de la molécula de

jabón se sienten atraídas por ellas (por fuerzas de dispersión) y las rodearán.Sin embargo, como a su vez las colas son repelidas (rechazadas) por el agua,las moléculas de jabón se volverán a cerrar en micelas, pero esta vez, conten-drá a las moléculas de grasa en su interior. De esta forma, la grasa se eliminade la ropa y sale en el enjuague junto con el detergente.

Para pensar

A partir de lo leído, ¿cómo ex-plicarías el hecho de que exis-ten manchas que no salen dela ropa?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Química en la web

En el siguiente link podrás encontraruna animación que muestra el funcio-namiento de jabones y detergentes:

http://intro.bio.umb.edu/111F98Lect/soapandoil.html

Molécula del jabón

Exterior iónico,solvatado por el

agua (rodeado demoléculas de agua)

jabón

+

H2O agua

Micelas de jabón en agua(pequeñas esferas, gotitas)

Cola apolarCabeza (iónica)

interior apolar

Na+ –O CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3

O

C

Grasa

Micelas de jabón

Para saber más

Fijación de fragancias: per-fumes, colonias, y desodo-rantes.

La cantidad de tiempo que durauna fragancia en la piel se co-noce como “fijación”, y éstadepende de la facilidad quetengan los componentes delperfume, colonia o desodoran-te para pasar a estado gaseoso(volatilidad). A mayor volatili-dad, menor fijación.

La facilidad para evaporarse de-pende del tamaño de las molé-culas y de las fuerzas intermole-culares que existan entre ellas.

Desafío

Esmalte de uñas y más-cara de pestañas

Maquillarse es poner en acciónlas fuerzas intermoleculares. Apartir de ellas, te invitamos aexplicar:

1. ¿Por qué usamos acetona oquitaesmaltes para remover

el esmalte de uñas?2. ¿Por qué hay máscaras de

pestañas que se corren enpresencia de agua y otrasque son resistentes a ella?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l







i v i d u a l


1 ¿Qué es una molécula polar y una molécula apolar? (2 ptos.)2 ¿Qué son las fuerzas intermoleculares? (2 ptos.)

3 ¿Qué tipo de fenómenos se pueden explicar con las fuerzas intermoleculares? (4 ptos.)

4 ¿Qué tipo de interacciones tienen entre sí las moléculas de agua y qué propiedades de ella se explican a partir dedicha interacción? (4 ptos.)

5 ¿Qué aplicaciones tienen en la vida cotidiana el carácter polar o apolar de las moléculas y las fuerzas intermolecu-lares? Nombra al menos cinco. (1 pto. c/u)

6 ¿Por qué el aceite no se mezcla con el agua? Fundamenta tu respuesta. (2 ptos.)

7 ¿Qué fuerzas intermoleculares existirán entre las moléculas de aceite? Justifica tu respuesta. (2 ptos.)

8 El amoniaco (NH3), producto de uso frecuente en limpiadores y peluquerías es una sustancia polar. A partir de esto, señalael tipo de fuerzas intermoleculares que mantiene unidas entre sí a las moléculas de amoniaco. Fundamenta. (2 ptos.)


• Existen moléculas apolares y moléculas polares. Las primeras nopresentan zonas con más carga que otras, mientras que en lassegundas, es posible distinguir zonas positivas y zonas negativas(dipolos).

• Una molécula polar se puede relacionar con una especie ióni-ca por fuerzas ion-dipolo o con otra molécula polar por fuerzasdipolo-dipolo.

• Las moléculas apolares se pueden relacionar con otras por fuer-

zas de dispersión.

• Existe además, un tipo especial de fuerza dipolo-dipolo que esparticularmente fuerte, que se conoce con el nombre de puentede hidrógeno que se produce en moléculas con enlace F–H, O–Hy N–H.


La próxima Unidad, te invita a adentrarte en el mundo de lasreacciones químicas y sus cantidades.

Si quieres aprender más sobre los temastratados en esta lección, te sugerimosrealizar las siguientes actividades:

1 Realiza un esquema que relacione yorganice los tipos de fuerzas inter-moleculares con su fortaleza, natu-raleza de las especies entre las que

suceden y algunos ejemplos.2 Desarrolla un mapa conceptual que

relacione las ideas claves de la lección.

3 Te invitamos a volver a responder laspreguntas al comienzo de la Unidad,donde se relacionaba la naturalezade una sustancia con sus propieda-des. Compara tus respuestas de an-tes con las de ahora.


A c t i vid a d

g r u p

a l



Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar, puedes repasar la Lección. Si no estás seguro sobrerepasar o no, para ayudarte a decidir te recomendamos comparar las respuestas de las preguntas 1, 2 y 3 con lasrespuestas entregadas para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección.





Utilizando los conceptos revisados en esta Unidad, completa el siguiente mapa conceptual:

Determina

como se establece entre

de acuerdo a ladiferencia de

puede ser

como

se llama


ocurreentre

Ejemplo EjemploEjemploEjemplo

se clasifica en

también sellaman

Propiedades

átomos

iónico covalente

metales

moléculas fuerzasintermoleculares






i v i d u a l

I. Selección múltiple: Encierra en un círculo la alternativa correcta. (1 pto. c/u =10 ptos.)

1 ¿Cuál de las siguientes especies presenta un enlacecovalente apolar?

A. Cu (cobre).

B. N2 (nitrógeno diatómico).

C. Na (sodio).

D. HF (ácido fluorhídrico).

E. CsF (fluoruro de cesio).

2 El enlace iónico se caracteriza por:

I. La organización en redes cristalinas.

II. Suceder entre elementos con un diferencia de elec-tronegatividad inferior a 1,7.

III. La transferencia de electrones de un elemento aotro.

A. Solo II

B. Solo III

C. I y II

D. I y III

E. I, II y III

3 Se tiene un líquido que casi no se disuelve en agua,que no conduce la electricidad y que pasa a estadogaseoso luego de un breve calentamiento al mechero.A partir de esa descripción, es correcto señalar que lasustancia expuesta presenta un enlace:

I. Enlace iónico.II. Enlace covalente.

III. Enlace metálico.

A. Solo I

B. Solo II

C. Solo III

D. I y III

E. I y II

4 Las sales, como por ejemplo el cloruro de sodio (NaCl),se disuelven en agua por:

A. Fuerzas ion-dipolo.

B. Fuerzas dipolo-dipolo.

C. Fuerzas de dispersión.

D. Puentes de hidrógeno.

E. Enlace iónico.

5 El modelo del mar de electrones permite explicar algu-nas de las siguientes características de los metales:

I. Maleabilidad.

II. Ductilidad.

III. Conductividad eléctrica.

A. Solo I

B. Solo II

C. Solo IIID. II y III

E. I, II y III

6 Si el amoniaco (NH3) acepta un H+, se transforma enamonio (NH4

+). Al comparar las estructuras de Lewis ylas geometrías moleculares de ambas especies, consi-derando que el nitrógeno (N) pertenece al grupo VA yel hidrógeno (H) al IA, es correcto decir que:

A. La cantidad total de electrones presentes es di-

ferente.B. El nitrógeno (N) presenta un par de electrones li-

bres en ambas especies.

C. El nitrógeno (N) del amoniaco presenta un par deelectrones libres, que el amonio no tiene.

D. El amoniaco es tetraédrico, mientras que el amo-nio es piramidal.







7 En una molécula de agua (H2O) existe n:

A. Cuatro pares de electrones enlazados.

B. Cuatro pares de electrones libres.

C. Tres pares de electrones enlazados y un par deelectrones libres.

D. Un par de electrones enlazados y tres pares deelectrones libres.

E. Dos pares de electrones enlazados y dos pares deelectrones libres.

8 Si el silicio (Si) pertenece al grupo IVA y el azufre (S) algrupo VIA, entonces, la geometría molecular del SiS2 es:

A. Lineal

B. Angular

C. Piramidal

D. Tetraédrica

E. Plana trigonal

9 Las moléculas de dióxido de carbono (CO2) se mantie-nen unidas entre sí, principalmente, por:

A. Fuerzas ion-dipolo.

B. Fuerzas dipolo-dipolo.

C. Fuerzas de dispersión.

D. Puentes de hidrógeno.E. Enlace covalente polar.

10 El calcio es un elemento del grupo IIA y el flúor esun elemento del grupo VIIA, los cuales al combinarseformarán el fluoruro de calcio (CaF2). Sobre este com-puesto, es FALSO decir que:

A. Se disuelve en agua.

B. A temperatura ambiente se encuentra en estadosólido.

C. Presenta alta diferencia de electronegatividad ensu interior.

D. Se organiza en una red cristalina de iones.

E. Tiene cationes de flúor y aniones de calcio.

II. Desarrollo: Lee atentamente el contexto de la siguiente actividad y completa las tablas solicitadas([1 pto. cada celda en tabla conclusiones y 0,5 ptos. cada celda en tabla resultados] = 28 ptos.)

En el laboratorio químico a un grupo de estudiantes se les solicitó descubrir de forma experimental (por medio de laspropiedades de los compuestos) el tipo de enlace que tenían las cuatro muestras siguientes:

1 Azúcar de mesa (sacarosa, C12H22O11).

2 Aceite de oliva (rico en ácido oleico, C18H34O2).

3 Sal baja en sodio (rica en cloruro de potasio, KCl).

4 Moneda de 10 pesos (formada por una aleación 92%cobre (Cu); 6% aluminio (Al); 2% níquel (Ni)).

5 Sal de mesa (NaCl)

6 Lámina de Zinc (Zn, utilizado en los techos)

7 Isooctano (derivado del petróleo, es un compuesto pre-sente en la bencina, C8H18)

8 Etanol (alcohol común (de heridas o de beber), C2H5OH)

Para cumplir con la tarea solicitada, a cada una de estas muestras le realizaron los ensayos que a continuación se señalan:

a) Observación de estado físico inicial (sólido, líquido, gaseoso).

b) Solubilidad en un solvente polar (agua destilada, por ejemplo).c) Solubilidad en un solvente apolar (benceno, por ejemplo).

d) Conductividad eléctrica solo en estado puro.

e) Conductividad eléctrica disuelto en agua (si es que se disolvía en agua).

Los resultados obtenidos los ordenaron en una tabla, para luego compararlos con las propiedades teóricas de cada uno delos tipos de enlaces. El problema fue que antes de hacer las conclusiones, los estudiantes perdieron la tabla de resultados,por lo que no pudieron terminar la actividad y ahora necesitan ayuda. Entonces:




Con los conocimientos que posees, y la información que se te brinda en este ejercicio y en la tabla periódica de la página240, ayuda a los estudiantes a:

i) Completar la tabla de resultados.

ii) Completar la tabla de las conclusiones.

Tabla de resultados

Tabla de conclusiones

Revisa tus respuestas en el solucionario, calcula tu puntaje e interpreta tu resultado:

• Bajo 23 puntos: No has logrado los propósitos de la Unidad. :(




MuestraEstado

físico inicialSoluble en

solvente polarSoluble en

solvente apolarConduce corriente

en estado puroConduce corrientedisuelto en agua

Azúcar de mesa

Aceite de oliva

Sal baja en sodio

Moneda de $10

Sal de mesa

Lámina de Zn

Isooctano

Etanol

Muestra Enlace químico que posee

Azúcar de mesa

Aceite de oliva

Sal baja en sodio

Moneda de $10

Sal de mesa

Lámina de Zn

Isooctano

Etanol




LEYES PONDERALESY ESTEQUIOMETRÍA¿Cómo saber cuánta materia existe dentrode una reacción?

164

El curanto es una tradición de la Isla de Chiloé que de a poco se ha expandido

hacia el resto del país. En él existe –como en cualquier receta– una cantidad deingredientes que se deben agregar para conseguir un buen curanto, para ciertonúmero de personas.

De la misma forma que una receta de cocina se escribe con palabras, en un papel,indicando la cantidad de ingredientes para preparar cierto número de porciones, lasreacciones químicas se resumen en ecuaciones químicas, que vendrían siendo “Lareceta de cierto producto”, donde también podemos distinguir “ingredientes” y “nú-mero de porciones”.

4

U N I D AD

164




A c t

i vida d g r u

p a

l

Si una ecuación química es como una receta de cocina cualquiera, por ejem-plo la del curanto y una reacción química es como el acto de cocinar siguiendouna receta, entonces en Química:

a) ¿Qué nombre reciben los “ingredientes” y cuál es su rol dentro de la reacción?

b) ¿Qué nombre recibe el “plato a preparar” y cuál es su rol dentro de la reacción?

c) ¿Qué sucede con los “ingredientes” dentro de una reacción química?

d) ¿Cómo se sabe que efectivamente conseguimos obtener el “plato a preparar”

luego de la reacción?

e) ¿Qué se hace si tenemos una receta para diez porciones, pero necesitamostreinta? Y ¿qué significaría eso en una ecuación química?

Una vez que hayas pensado tus respuestas para las preguntas anteriores, formaun grupo con tres compañeros más y compartan sus respuestas. A continuación,elaboren una respuesta grupal breve que luego se comentará al resto del curso.

Esta Unidad se organiza en 2 Lecciones:

Lección 1: ¿Cómo se combinan los elementos?

Lección 2: ¿Cómo contamos la materia? ¿1 materia, 2 materias, 3 materias, 4….? El mol yestequiometría.

Cada una de las lecciones tiene detallado al comienzo los aprendizajes que esperamos quetú consigas, pues esta Unidad tiene como propósito que tú:

· Reconozcas y comprendas las reglas que regulan la combinación de un elemento conotro para originar compuestos.

· Conozcas y comprendas cómo se puede medir la materia a escala humana, para luego

aplicar esto a casos reales.· Puedas interpretar una ecuación química y asociar a ella diferentes cantidades de

materia.

· Para una reacción química cualquier, puedas predecir la cantidad de un producto quese formará y/o la cantidad de reactivo que se necesita.



Antes de empezar, debes recordar: átomo, elemento, molécula, com-puesto, cambio químico, fórmula química, enlace químico.


¿Cómo se combinan los

elementos?

Lección 1

Responde en tu cuaderno las siguientes preguntas (1 pto. c/u):

a) ¿Qué es una molécula?

b) ¿Qué es un compuesto?

c) ¿Qué es un elemento químico?

d) ¿En qué se diferencia un átomo de una molécula?e) ¿En qué se diferencia un elemento químico de un compuesto?

f) ¿Qué es una fórmula química y qué datos sacamos a partir de ella?

g) ¿Qué es un cambio químico?

h) ¿Cómo se reconoce la presencia de un elemento químico en una fórmulaquímica?

i) ¿Cuántos y cuáles elementos existen en una molécula de CoF2? Fundamen-ta tu respuesta.

Conceptos clave de la

lección: • Átomos

• Elementos

• Compuestos

• Moléculas

• Ley de conservación de lamateria

• Leyes ponderales

• Ley de las proporcionesdefinidas

• Ley de las proporcionesmúltiples

• Masa atómica

• Masa molecular

• Composición porcentual

• Fórmulas químicas

• Fórmula empírica

• Fórmula molecular

• Reacción química

• Ecuación química

• Reactantes

• Productos

• Transformación

• Estados de agregación

• Balance de ecuacionesquímicas

• Enlace químico

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

FIGURA 4.1. Un compuesto de cobre:Sulfato de Cobre (II) Pentahidratado(CuSO4 • 5H2O)



Conozcas y comprendas las diferentes leyes que rigen la formaciónde compuestos y las reacciones químicas. Además, buscamos queseas capaz de interpretar fórmulas y ecuaciones químicas y queextraigas información importante a partir de ellas.

¿Cómo te fue con las actividades? Revisa tus respuestas en el solucio-nario (pág. 232) y calcula tu puntaje. Bien (sobre 7 ptos.) Regular

(entre 5 y 7 ptos.) o Mal (bajo 5 ptos.)

Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a averiguar sobre laclasificación de la materia y los cambios químicos. Cuando te sientas prepa-rado para seguir, ¡podemos continuar!




Cuando átomos de diferentes elementos se combinan, se originan loscompuestos. Cada uno de los compuestos se compone de una canti-dad determinada de átomos que es lo que lo hace único. ¿Y cómo re-presentamos esas cantidades? Mediante las fórmulas químicas que soncaracterísticas de las moléculas.

En la presente lección estudiaremos las leyes que rigen la combina-

ción de compuestos, así como las reacciones químicas asociadas aellos y que después escribiremos de forma resumida utilizando ecua-ciones químicas.

Leyes ponderalesConocidas también como leyes de las combinaciones químicas, sonun grupo de reglas que regulan el comportamiento de la materia en loscambios químicos respecto a la masa de las sustancias que participan.Dentro de ellas están:

i) Ley de las proporciones definidas (propuesta por Proust)ii) Ley de las proporciones múltiples (propuesta por Dalton)

iii) Ley de Conservación de la masa (propuesta por Lavoisier)

iv) Ley de Avogadro (también llamada Hipótesis de Avogadro)

En la presente lección hablaremos sobre las tres primeras.




1 ¿Qué dice la ley de conservación de la materia?

2 ¿Qué es una fórmula química y qué representa?

3 ¿Qué representa una ecuación química y cuáles son sus partes másimportantes?




p a l


Averígualo…

¿Qué propone la hipótesis deAvogadro?

Chistes químicos¿Qué le pasa al Hierro (Fe)cuando se oxida?

¡Se pone FeO!

UNIDAD 4: Leyes ponderales y estequiometría



Ley de las proporciones definidasPublicada en 1799 por Joseph Proust 1, establece que muestras diferen-

tes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos

en la misma proporción en masa. Si tomamos el ejemplo del dióxidode carbono (CO2) tendremos que 12 gramos de carbono (masa de di-

cho elemento) se combinarán con 32 gramos de oxígeno (dos veces lamasa del oxígeno, por necesitarse 2 átomos en cada molécula). Así, laproporción carbono: oxígeno (C:O) será la división entre 12 y 32, valedecir, 12÷32 = 0,375. Ahora, como la ley en estudio dice que esaproporción es fija, si tuviéramos 72 g de carbono y quisiéramos formarCO2, deberíamos tener en cuenta la proporción inicial y buscar los gra-mos de oxígeno necesario de la siguiente manera:

gramos de carbono

gramos de oxígeno = 0,375 por tanto,

72 g de C

gramos de O = 0,375

y al resolver la ecuación 72 g de C 0,375 = 192 g = gramos de O

1 Joseph Proust (1754-1826). Químico francés. Fue el primero en aislar el azúcar de las uvas.

2 John Dalton (1766-1844). Químico, matemático y filósofo inglés. Además de una teoría atómica (pos-tulados), también formuló varias leyes sobre los gases y proporcionó la primera descripción detallada de laceguera al color, la cual padecía.

FIGURA 4.2. Relación entre átomos deoxígeno (esferas rojas) con los átomos decarbono (esferas negras) en el monóxidode carbono (CO, arriba) y en el dióxidode carbono (CO2, abajo).

O–C

2–1

O–C

1–1

Monóxido de carbono

Dióxido de carbono

Desafío

Comprueba la ley

Junto a dos compañeros más,te invitamos a aplicar la ley deproporciones múltiples para elCO2 y el CO. ¿Cuál será la re-lación de números enterospequeños?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

Observación:

Los átomos de cualquier ele-mento tienen una masa atómicapromedio que aparece escrita

en la tabla periódica. Este valorse puede trabajar en unidad demasa atómica (u.m.a.) o en gra-mos, dependiendo de cuántosátomos usemos.

Ley de las proporciones múltiplesFormulada en 1803 por John Dalton2, establece que si dos elementos

pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno

de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene

una relación de números enteros pequeños . Se puede enunciar comosigue: diferentes compuestos formados por los mismos elementos, se

diferencian solo en la cantidad de átomos de cada clase .Por ejemplo, sabemos que carbono (C) y oxígeno (O) se pueden com-binar para formar monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono(CO2), dos compuestos muy distintos, que se diferencian en la cantidadde átomos de O por cada átomo de C.


Objetivo: Aplicar la ley de Proust en compuestos químicos.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Desarrolla en tu cuaderno los siguientes ejercicios:

1 El azufre, el oxígeno y el zinc se encuentran formando el sulfato de zinc en unarelación S: O: Zn de 1: 1,99: 2,04. De acuerdo a esta información determina lacantidad de sulfato de zinc que se podrá obtener si tenemos 8,53 g de zinc.

2 Si 10 g de azufre se combinan con 5 g de oxígeno para formar cierto óxidode azufre, ¿cuántos gramos de dicho óxido de azufre se obtendrán a partirde 15 g de azufre y la cantidad necesaria de oxígeno?

Relaciona y aplica

La ley de proporciones defini-das se simplifica si aplicas aella el concepto de átomo queya conoces. ¿Puedes hacerlo?

A c

t i v ida d i n

d i v i d u a l Desafío





En grupos de cuatro estudiantes, desarrollen respuestas grupales para las preguntas a continuación.

1 Al observar y analizar las curvas del gráfico que aparece en la lectura, ¿qué pueden concluir sobre los resultadosde la muestra de sangre (curva C)?

2 Si la intoxicación con CO es potencialmente letal, ¿qué medidas conviene tomar para evitarla?



p a l

Objetivo: Desarrollar la comprensión de resultados de investigaciones científicas que se entregan en forma de gráficos,relacionar la química con hechos de la vida cotidiana y fomentar el autocuidado.

Lectura científica: Monóxido de carbono (CO)…Un asesino silenciosoA continuación leerás una adaptación de un artículo científico recuperado de http://www.biol.unlp.edu.ar/toxicologia/

seminarios/parte_1/monoxido_carbono.html que trata sobre uno de los compuestos que se forma entre el oxígeno yel carbono, el potencialmente letal monóxido de carbono (CO). Léelo y analizalo para luego, desarrollar la actividad 2.

Características generales de la intoxicación ymecanismo de acción.

El monóxido de carbono es un gas incoloro, inodoro, in-sípido y no irritante que se origina durante la combustiónincompleta de combustibles como por ejemplo en estu-fas, calefones y automóviles en mal estado.

La toxicidad del monóxido de carbono (CO) se debe asu combinación con la hemoglobina (Hb), una proteína

de la sangre –que contiene Hierro (Fe)– que se encargade transportar el oxígeno (O2) a nuestras células, que,en presencia de CO, se combina para formar carboxihe-moglobina (COHb). El problema, está en que en dichaforma (COHb), la Hb no transporta O2, pues aunque am-bos gases (O2 y CO) reaccionan con la misma zona de lahemoglobina, la afinidad del CO por la hemoglobina escerca de 240 veces mayor que la afinidad del O 2.

En caso de intoxicación, es necesario remover al pa-ciente del ambiente contaminado, para que la COHbdesaparezca rápidamente, proceso que se acelera con

la administración de O2, de modo que sólo pequeñasconcentraciones pueden ser detectadas cuando el pa-ciente llega al hospital.La formación de oxihemoglobina (HbFeO2), así como lade carboxihemoglobina (HbCO) son reacciones reversi-bles y dependen principalmente de la cantidad de gasesen el ambiente y de la acidez de la sangre, aunque otros

factores como la temperatura también tienen influencia.

←CO +HbO2 → HbCO + O2

A continuación se muestra un análisis realizado a tresmuestras: HbCO, Hb y una de sangre de un pacienteintoxicado con CO.

Espectros de absorción de (A) carboxihemoglobina, (B) hemoglobinareducida y (C) y muestra de sangre de paciente intoxicado con mo-nóxido de carbono.

Un espectro de absorción es una técnica que emplea la interacción dela radiación electromagnética con la materia. El objetivo, es compararla intensidad de un haz de luz medida antes y después de la interac-ción con una muestra. En este caso, se puede concluir que es mayor lacantidad de carboxihemoglobina (A) que hemoglobina reducida (B).


500 520 540 560 580 600 620

0.2

0.4

0.6

0.8

A

C

B

longitud de onda (nm)

a b

s o r

b a n c

i a

640




Como ya has visto, para simplificar la representación gráfica de unamolécula y no tener que dibujar permanentemente pelotitas que repre-senten a los átomos presentes en ellas, utilizamos fórmulas químicas.

Fórmulas de un compuesto químico

Las fórmulas químicas son representaciones gráficas que nos indican loselementos presentes en una molécula, así como también la cantidad enla que se encuentran estos.

Dentro de la fórmula química, distinguimos cada uno de los elementospresentes por las letras mayúsculas que existen, y la cantidad de cadauno por el subíndice (números pequeños) a su derecha.

Es importante mencionar que existen tipos de fórmula química:

i) La fórmula molecular, que indica la cantidad real (y total) de áto-

mos de cada tipo dentro de una moléculas, yii) La fórmula empírica, que corresponde a la relación numérica más

sencilla entre los distintos elementos que forman un compuesto, uti-lizando solo números enteros.

Un ejemplo para aclarar la diferencia:

La fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6, de donde entendemosque en una molécula existen seis átomos de carbono (C), doce átomosde hidrógeno (H) y seis átomos de oxígeno (O); mientras que su fórmula

empírica se obtendrá dividiendo todos los subíndices por el máximocomún divisor (número mayor que los divide a todos), en este casodividiendo todo por seis, para obtener la mínima proporción entre loselementos involucrados, vale decir, que cada un átomo de C hay dosátomos de H y un átomo de O. Así, la fórmula empírica de la glucosaserá: CH2O.

La fórmula molecular del benceno es C6H6, ¿cuál es su fórmula em-pírica?

Para pensar

¿Qué pasa con la fórmula em-pírica si los subíndices de lafórmula molecular no son divi-sibles por un mismo número?


Para las fórmulas moleculares de los siguientes compuestos, determina sufórmula empírica:

a) C4H8 c) Na2O2 e) NH3

b) H2O2 d) C2H6 f) H2SO4

Objetivo: Determinar fórmulas empíricas de algunos compuestos químicos.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u

a l

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Observación:

La estructura de Lewis de unamolécula de Al2O3 es la siguiente:

Puedes observar que una mo-lécula de este compuesto estáformada por dos átomos dealuminio (Al) y tres átomosde oxígeno (O). En total cincoátomos.

O

OO

AlAl




Fórmula molecular y masa molecularCada uno de los átomos que conforman una molécula le aportan masa.Dichos aportes individuales, son iguales a la masa atómica de cadaelemento, es decir, a la masa de un único átomo de esa especie. Esevalor se encuentra en las tablas periódicas y se mide en unidades de

masa atómica u.m.a.Entonces, si podemos conocer la masa de cada uno de los átomos consolo mirar la tabla periódica, podremos saber la masa de una moléculacompleta (masa molecular) al sumar las masas de todos los átomospresentes en ella.

Por ejemplo (mirando la tabla periódica):

i) Si queremos calcular la masa molecular de la sal de mesa (clorurode sodio, NaCl), bastará con sumar la masa atómica aproximada delsodio (23 u.m.a.) y la del cloro (35,5 u.m.a.). De esta forma, el NaCltiene una masa molecular de

23 + 35,5 u.m.a. = 58,5 u.m.a.

ii) Si lo que deseamos es calcular la masa de una molécula de agua, defórmula molecular H2O, entonces tendremos que sumar los aportesde todos los átomos presentes, pero para ello debemos tener muypresente que existen dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxíge-no, lo que provocará que la masa atómica del H deba ser multiplica-da por dos. Entonces:

Masa molecular H2O = 2 · masa atómica H + masa atómica O = 2 · 1 u.m.a. + 16 u.m.a.

= 18 u.m.a.

¿Qué sucederá si queremos obtener la masa de uno de los óxidos dehierro, el Fe2O3? ¿Cómo se tendría que hacer?

Observación:

A menudo en las tablas perió-dicas se le llama –incorrecta-mente– “peso atómico” a lamasa atómica.

Recordando...

u.m.a.

Unidad de masa atómica.

Equivale a 1,6 • 10–24 gramos.



Utilizando la tabla periódica de los elementos que aparece en la página 240,determina la masa molecular de los siguientes compuestos:

a) NH3 d) HCl g) NaOH

b) CH4 e) CO2 h) Mg(OH)2

c) H2SO4 f) KCl i) NaHCO3

Objetivo: Calcular las masas moleculares de compuestos químicos comunes.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Composición porcentualLos porcentajes (%) son una proporción directa que se utiliza para rela-cionar valores en función de un total (100%). Así, una vez que tenemos lamasa de una molécula, es posible determinar la composición porcentualde ella, vale decir, es posible determinar qué porcentaje (%) de la masa

total de la molécula fue aportado por cada uno de los elementos .Para esto, hemos de considerar que la masa molecular de la especiees el 100% (total) y buscar a qué porcentaje corresponde al aporte enmasa (u.m.a.) de cada uno de los elementos. Vale decir:

Masa molecular es el 100 %

Aporte en u.m.a. de elemento X es el % de elemento X

Entonces, para descubrir el porcentaje de cierto elemento en la molé-cula debemos despejarlo de la regla de 3 (multiplicamos los que se cru-

zan y dividimos por valor que acompaña a la incógnita X) y tendremosla siguiente fórmula:

Aporte en u.m.a. de X

Masa molecular % de elemento X en una molécula = · 100

Por ejemplo, continuando con la sal de mesa (NaCl) y el agua (H2O):

i) El NaCl tiene una masa molecular de 58,5 u.m.a., que fue aportadapor el átomo de Na y el átomo de Cl. Entonces, para cada uno deellos tendríamos:

% de Na en una molécula = · 100

= · 100

(=) 39,32%

Aporte en u.m.a. del Na

Masa molecular

23 u.m.a.

58,5

% de Cl en una molécula = · 100

= ·

100

(=) 60,68%

35,5 u.m.a.

58,5

Aporte en u.m.a. del Cl

Masa molecular

Observación:

La símbolo (≈) significa apro-ximadamente.

Entonces, podemos decir que una molécula de NaCl contiene, en masa,un 39,32% de sodio (Na) y un 60,68% de cloro (Cl).

Notar que los porcentajes deben sumar 100, por tanto si la moléculasólo tiene dos elementos, se puede obtener una composición porcen-tual de uno y restársela a 100 para obtener la del otro.

Desafío

¿Cómo se relacionan?

Junto a otro compañero, ¿pue-des encontrar la relación entrela composición porcentual y laley de proporciones definidas?Fundamenta tu respuesta y ejem-plifícala utilizando el amoniaco(NH3) y el hidróxido de aluminio(Al(OH)3 .

A c t i v i

da d e n p

a r e j a




ii) En el caso del agua, H2O, que tiene una masa molecular de 18u.m.a.:

% de H en la molécula = · 100

= · 100

(=) 11,11%

2 u.m.a.18

Aporte en u.m.a. del H

Masa molecular

% de O en la molécula = · 100

= · 100

(=)

88,89%

16 u.m.a.

18

Aporte en u.m.a. del O

Masa molecular

Entonces, podemos decir que una molécula de agua (H2O) contiene,en masa, un 11,11% de hidrógeno (H) y un 88,89% de oxígeno (O).


Actividad 6: Analízalo y responde

Utilizando la tabla periódica de los elementos que encontrarás en la página

240 y los resultados de la masa molecular de la actividad 3 (pág. 170), calculala composición porcentual de cada uno de los siguientes compuestos:

a) NH3 d) HCl g) NaOH

b) CH4 e) CO2 h) Mg(OH)2

c) H2SO4 f) KCl i) NaHCO3

Con los conocimientos que has adquirido hasta ahora, responde la siguientepregunta:

¿Por qué puede ser importante conocer la composición porcentual de un com-puesto y para qué podría servir?

Objetivo: Determinar la composición porcentual de algunos compuestos.

Objetivo: Reconocer importancia de un concepto.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Lección 1: ¿Cómo se combinan los elementos

Desafío

Aplicar la Ley de las pro-porciones múltiples

Ahora que ya conoces la com-posición porcentual se hacemás simple aplicar la Ley delas proporciones múltiples pro-puesta por Dalton.

Junto a dos compañeros más,¿pueden demostrar que la leyde proporciones múltiples secumple para los dos óxidos que

forma el hierro: FeO y Fe2O3? ¿ypara dos compuestos de fósfo-ro (P) y Cloro (Cl): PCl3 y PCl5?

Para guiarte te recomendamosleer en el solucionario la respues-ta al desafío de la página 168.

A c t i vi

d a d g

r u p

a l




Determinación de la fórmula empírica y molecular de un com-puesto cualquieraPara obtener la fórmula de un compuesto, será necesario contar con lacomposición porcentual de éste, que si no la dan como dato, debe serobtenida mediante una “regla de tres” que relaciona la masa presente

de un elemento X con el total de muestra en gramos (100%), así, al des-pejar el porcentaje del elemento X obtendremos que:

Masa presente de X

Masa total de la muestra% de elemento X en una molécula = · 100

Una vez que tenemos el porcentaje de composición para cada uno delos elementos presentes, seguimos los siguientes pasos para obtener lafórmula empírica y molecular de un compuesto:

Para pensar

¿Para qué puede servir esteprocedimiento para obtener lafórmula empírica y molecular

de un compuesto cualquiera? Y¿cuándo se utilizará?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Paso 1: Transformar los porcentajes antes obtenidos a gramos. Parafacilitar el trabajo supondremos que se tienen 100 u.m.a. de mues-

tra, de tal manera que los porcentajes se puedan transformar demanera directa a u.m.a.

Paso 2: Dividir la masa que se tiene de cada elemento por la masaatómica de cada uno de ellos.

Paso 3: Dividir todos los valores obtenidos en el paso 2, por el nú-mero más pequeño entre ellos. Si dentro de los resultados existe unnúmero decimal, debemos multiplicar todos los resultados por unnúmero que haga que el valor decimal se convierta en entero. Porejemplo, si existe un decimal 0,5 multiplicaremos todo por 2; y si

existe un decimal 0,3 multiplicaremos todo por 3.

Paso 4: Escribir la fórmula empírica. Para esto, en general ordena-mos los elementos empezando por los menos electronegativos (demayor carácter metálico) y terminando por los más electronegativos(no metales). Después, ponemos debajo de cada uno de los símbolos–como subíndice– el número que obtuvimos en el paso 3 para él.

Paso 5: Para obtener la fórmula molecular del compuesto tenemosque calcular la masa de la fórmula empírica y compararla con el datode la masa molecular que nos entregarán. Si las masas coinciden,

entonces la fórmula empírica es la misma que la fórmula molecular.Si la masa de la fórmula empírica es diferente de la masa molecularque nos dieron, eso significa que la fórmula molecular se obtienemultiplicando los subíndices de la fórmula empírica por algún núme-ro, y para descubrirlo tenemos que preguntarnos cuántas veces cabela masa de la fórmula empírica en la masa molecular, vale decir:

Masa fórmula molecular

Masa fórmula empíricaNúmero para multiplicar subíndices =

Recordando...

Subíndice:

Número pequeño escrito a laderecha de un elemento y queindica la cantidad de esos áto-mos que hay dentro de unamolécula.




A continuación se muestra un ejemplo detallado donde se aplican lospasos anteriores:

Los resultados aquí obtenidos son los

subíndices que cada uno de los elemen-

tos llevará en la fórmula empírica.

Desafío

Compuesto orgánico

¿Puedes descubrir qué es uncompuesto orgánico y dar almenos cinco ejemplos de com-puestos orgánicos en tu vidacotidiana?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l


El vinagre es ácido acético en agua. Dicho ácido contiene 40% decarbono (C), 53,3% de oxígeno (O) y 6,7% de hidrógeno (H). ¿Cuál

será su fórmula empírica y su fórmula molecular si se sabe que elcompuesto tiene una masa molecular de 60 u.m.a.?

Inicio: Necesitamos la composición porcentual, que en este caso nosfue dada. Organizando los datos:

Carbono (C): 40%Oxígeno (O): 53,3%Hidrógeno (H): 6,7%

Paso 1: Transformar porcentajes a u.m.a.

C: 40% → 40 u.m.a.O: 53,3% → 53,3 u.m.a.H: 6,7% → 6,7 u.m.a.

Paso 2: Dividir masa de cada elemento por su masa atómica (vertabla periódica de la página 240)

C → 40 u.m.a. ÷ 12 u.m.a. (=) 3,33O → 53,3 u.m.a. ÷ 16 u.m.a.(=) 3,33H → 6,7 u.m.a. ÷ 1 u.m.a. = 6,7

Paso 3: Dividir todos los valores del paso 2 por el resultado más pe-queño entre ellos, o sea, 3,33.

C → 3,33 ÷ 3,33 = 1O → 3,33 ÷ 3,33 = 1H → 6,7 ÷ 3,33 = 2,01 (=) 2

Paso 4: Escribir fórmula empírica. En este caso, los elementos se de-ben ordenar C, H, O, por tratarse de un compuesto orgánico.

Fórmula empírica: C1H2O1 = CH2O

Paso 5:

Calculamos la masa de la fórmula empírica:

Masa CHO2 = 1 · masa C + 2 · masa H + 1 · masa O = 1 · 12 u.m.a. + 2 · 1 u.m.a. + 1 · 16 u.m.a. = 12 u.m.a. + 2 u.m.a. + 16 u.m.a. = 30 u.m.a.




Luego, debemos descubrir cuántas veces cabe la masa de la fórmulaempírica en la masa molecular. Esto se puede hacer solo mirandolos valores o aplicando la fórmula. En el segundo caso tendríamos:

Masa fórmula molecular

Masa fórmula empíricaNúmero para multiplicar subíndices =

60 u.m.a.

30 u.m.a.Número para multiplicar subíndices = = 2

Luego, todos los subíndices de la fórmula empírica deben ser multi-plicados por 2 para obtener la fórmula molecular. Entonces:

Fórmula empírica: C1H2O1

Fórmula molecular: C2H4O2

Multiplicar subíndices por 2


Resuelve los siguientes ejercicios:

a) La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un

análisis de dicho compuesto muestra que tiene la siguiente composiciónporcentual: 44% de carbono (C); 6,21% de hidrógeno (H); 39,5% deazufre (S); y 9,86% de oxígeno (O). Calcula la fórmula empírica y mole-cular de la alicina, sabiendo que su masa molecular aproximada es de162 u.m.a.

b) El glutamato de sodio es un potenciador del sabor de los alimentos muyutilizado en la actualidad. Este compuesto tiene la siguiente composiciónporcentual en masa: 35,51% de carbono (C); 4,77% de hidrógeno (H);37,85% de oxígeno (O); 8,29% de nitrógeno (N) y 13,60% de sodio (Na).¿Cuál será la fórmula empírica y molecular del glutamato de sodio si sumasa molecular aproximada es de 169 u.m.a.?

c) El ácido caproico es el responsable del olor a calcetines sucios. Al analizaruna muestra de 0,225 g, se obtuvo que dentro de ella existían 0,140 g decarbono (C), 0,023 g de hidrógeno (H) y el resto de oxígeno (O). Si se sabeque la masa molecular de dicho compuesto es de 116 u.m.a., calcular sufórmula empírica y molecular.

Objetivo: Determinar la fórmula de algunos compuestos presentes en la vida cotidiana.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Química en la web En el siguiente link puedes en-contrar ejercicios resueltos decálculo de fórmula empírica ymolecular:

http://www.matematicasfisi-caquimica.com/fisica-quimica-bachillerato/45-quimica-2o-bachillerato/622-ejercicios-so-lucion-materia-composicion-centesimal-formulas-empirica-

molecular.html





Para alimentar a una población en rápido crecimiento,es preciso que los agricultores logren cosechas cadavez más grandes y saludables. Cada año se agregancientos de millones de toneladas de fertilizantes quími-cos al suelo para incrementar la calidad del cultivo y laproducción. Además del dióxido de carbono y agua, lasplantas necesitan al menos seis elementos para su cre-cimiento satisfactorio. Estos son: N, P, K, Ca, S y Mg. Porlo cual hay fertilizantes de N y P, por ser los elementosmás requeridos por los vegetales.

Los fertilizantes de nitrógeno contienen sales de ni-tratos (NO3

–), sales de amonio (NH4+) y otros com-

puestos. Las plantas pueden absorber directamente elnitrógeno en forma de nitrato, pero las sales de amo-nio y el amoniaco (NH3) deben convertirse primero ennitratos mediante la acción de las bacterias presentesen el suelo. La principal materia prima de los fertili-zantes de nitrógeno es el amoniaco, producto de lareacción entre el hidrógeno y el nitrógeno:

3H2( g ) + N2( g ) → 2NH3( g )

El amoniaco en forma líquida se puede aplicar di-rectamente en el suelo. Por otro lado, el amoniacose puede convertir en nitrato de amonio, NH4NO3,sulfato de amonio (NH

4)2SO

4, o hidrogenofosfato de

amonio (NH4)2HPO4, los cuales se pueden obtener porreacciones químicas controladas en fábricas.

Los fertilizantes de fósforo se derivan de la roca fosfó-rica llamada fluoroapatita, Ca5(PO4)3F, esta sustanciaes insoluble en agua, así que se debe convertir primeroen dihidrogenofosfato de calcio [Ca(H2PO4)2], que si essoluble en agua.

Existen varios factores que influyen en la elección de unfertilizante sobre otro:

1) el costo de las materias primas necesarias para pre-parar el fertilizante

2) la facilidad de almacenamiento, transporte y uso

3) la composición porcentual en masa del elementodeseado

4) la idoneidad del compuesto, es decir, si el compues-to es soluble en agua y si las plantas lo puedenaprovechar fácilmente.

Si se toman en cuenta todos estos factores, se llega a laconclusión de que el NH4NO3 es el fertilizante con nitró-geno más importante en el mundo, aunque el amoniacotenga el porcentaje de nitrógeno en masa más alto.

Se debe considerar el alto impacto de un mal manejode estas sustancias, que pueden contaminar cursos deagua, afectando los ecosistemas acuáticos. Además, unamala manipulación podría afectar la salud tanto de lostrabajadores como de los habitantes de zonas cercanas.


Los fertilizantes químicos

En la actualidad se está tomando conciencia de los efectos de losproductos químicos en la agricultura y se buscan alternativas orgá-nicas y agroecológicas que son más amigables con el ecosistema.

Desafío

¿Cuánto nitrógeno tienen?

A continuación se muestran las fórmulas de loscinco fertilizantes más comunes: NH3 ; NH4NO3;(NH4)2SO4; (NH4)2HPO4; (NH2)2CO

¿Puedes descubrir la composición porcentual denitrógeno (N) en cada uno de ellos?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Actividad 8: Reflexiona apartir de lo leído

Contesta en tu cuaderno las siguientes preguntas:

1 ¿Cuál es la idea central del texto?

2 ¿Qué factores se deben considerar a la hora deelegir un fertilizante?

3 ¿Qué opinas de utilizar fertilizantes químicos?

Objetivo: Desarrollar el pensamiento crítico.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Reacción química y ecuación químicaUna reacción química (cambio químico) sucede cuando cierto grupode sustancias, se combinan entre sí para originar nuevas especies. Cadareacción química se puede representar mediante una ecuación quími-ca, tal como una receta dice cómo hacer una comida.

Así, una ecuación química bien escrita muestra las sustancias a reac-cionar, el resultado de esa combinación, en qué condiciones físicas seencuentran las especies y las cantidades de cada una de ellas. Luego,una ecuación química tiene cinco componentes mínimos:

i) A la izquierda de la flecha, las sustancias a reaccionar reactantes oreactivos,

ii) Una flecha ( ) que señale la transformación,

iii) A la derecha de la flecha, las sustancias que se obtendrán en la reac-ción llamados productos,

iv) Delante de cada una de las especies, un número que indique la can-tidad de cada una de las especies, y

v) A la derecha de cada sustancia que reacciona (reactantes) y decada sustancia formada (producto), se escribe entre paréntesis, unaletra que señale el estado físico de la especie: s: sólido; l: líquido;g: gaseoso; ac: acuoso (disuelto en agua).

¿Cómo interpretarías la siguiente ecuación que resume la descomposi-ción del agua mediante electricidad?

2H 2 O

(l)

electricidad 2H 2(g)

+O 2(g)

Ley de conservación de la materiaEl origen de la masa sigue siendo un misterio para nosotros, y en la ac-tualidad, un grupo de importantes científicos se encuentran trabajandopara resolver este misterio. Sin embargo, a pesar de no saber el origende la masa, sí sabemos que esta siempre se conserva, incluso durante loscambios químicos (sinónimo de reacción química), vale decir, duranteaquellos cambios que modifican la estructura interna de una sustancia.

También conocida como Ley de conservación de la masa, fue publica-da en 1789 por quien es considerado el padre de la química moderna, Antoine Lavoisier, y sostiene que: la materia no se crea ni se destruye,solo se transforma.

O sea, si consideramos que toda la materia está compuesta por átomos,podemos deducir que dichos átomos no desaparecen durante una re-acción química, sino que ellos solamente se ordenarán de una formadiferente para dar origen a nuevas sustancias. Entonces, dentro de unareacción química, ¿qué sucede con los enlaces químicos de los átomos?

Química yfísica cuántica

La física cuántica llamó “bosónde Higgs” a la partícula respon-sable de la masa de las partícu-las subatómicas (protones, elec-trones y neutrones, por ejemplo),las que a su vez le dan masa alos átomos.

Desde 1964 Francois Englert yPeter Higgs estudian una teoríaque explica el origen de la masaen un gran laboratorio subte-rráneo en la frontera de Suiza yFrancia. El año 2012 anunciaron

el hallazgo de esta partícula, quehasta el momento era uno delos grandes enigmas de la física.Gracias a este descubrimien-to ambos recibieron el premioNobel de Física 2013. ¿Sabesqué otro nombre se le da albosón de Higgs y por qué?

Averígualo…

¿Qué tipo de reacciones quími-cas existen y en qué consistecada uno de ellos?

Peter Higgs en el túnel del aceleradorde partículas en el CERN.





¡Es un clásico!

El experimento de Lavoisier

La ley de la conservación de la materia se atribuye a Antoine Laurent

Lavoisier (1743-1794), químico francés que propuso este principioen 1789. Fue uno de los pocos químicos de su tiempo que valoróplenamente la importancia de que la masa de los productos de unareacción química debe ser igual a la masa de los reactantes. Es inte-resante mencionar que ya, un filósofo griego de nombre Anaxágo-ras, en el 450 a. C. expresaba una idea semejante: “Nada se crea nidesaparece, sino que las cosas ya existentes se combinan y luego denuevo se separan”.

Desde el principio de sus investigaciones, Lavoisier reconoció la im-portancia de las mediciones precisas. Siendo más sistemático quesus contemporáneos, utilizó la cuantificación como instrumento paraderribar las viejas teorías que entorpecían el progreso de la Química.

Fue así, que durante 101 días, hirvió agua en un aparato que con-densaba el vapor y lo devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del ex-perimento no se perdía sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes ydespués del experimento). El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varióde peso durante la ebullición. Sin embargo, una vez extraído el sedimento, resultóque el matraz pesaba menos, justamente lo que pesaba el sedimento. De manerasimilar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático explicarpara la química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el cursode los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte

de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambiode masa. Es por ello que Lavoisier mantuvo la idea de que la masa no se crea ni sedestruye, sino que solamente cambia de una sustancia a otra. Esta es la llamadaLey de la conservación de la masa, formulada en 1783, la cual sirvió de fundamen-to para la química del siglo XIX.

Antoine Lavoisier murió en la guillotina el 8 de mayo de 1794, en el marco de larevolución francesa.

Lavoisier junto a su esposa, lacientífica Marie-Anne Pierrette

Paulze, quien fuera su gran apoyoy comprensión.

Para pensar

A Lavoisier se le dice co-

múnmente el padre de laquímica moderna. ¿A quése puede deber eso?¿Habrá sido de tal im-portancia su contribu-ción a la química?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l


Contesta en tu cuaderno las siguientes preguntas.

1 ¿Cuál es el principal aporte de A. Lavoisier a la Química?

2 ¿Qué rasgos caracterizaban a este gran científico?

3 Después que Lavosier fue asesinado, J. Lagrange, célebre matemático inglés dijo: “Un segundo bastópara separar su cabeza del cuerpo, pasarán siglos para que una cabeza como aquella vuelva a ser lle-vada sobre los hombros de un hombre de ciencias”. ¿Qué quiso decir Lagrange con esta frase?


A c t i v i

da d e n p

a r e j a




Balance de ecuaciones químicasCualquier ecuación química que escribamos debe estar balaceada,vale decir, debe contar con las mismas cantidades y tipos de átomosantes y después de la reacción.

Por ejemplo, en la formación de ácido clorhídrico gaseoso (HCl(g)) a

partir de los gases H2 y Cl2, tendríamos lo que muestra la figura.

Para saber más Dos métodos para balancearecuaciones

El método de balance de ecuacio-nes que te estamos presentandose llama método de inspec-ción o de “tanteo”, pues sebusca “al ojo” el coeficiente(número) que se debe escribirdelante de una especie, según loque uno ve que falta. Como en la

ecuación: H2(g) +Br2(g) → HBr(g),donde es evidente que al produc-to le falta un 2 delante.

El segundo método se denominamétodo algebraico, pues utili-za operaciones matemáticas liga-das al algebra para descubrir loscoeficientes que le correspondena cada especie en la ecuación.


A chemical change –chemicalreaction– converts one substanceinto other.

Puedes encontrar la traducción en elsolucionario.

Productos

Reactivos

H

H

H H

Cl

Cl

Cl Cl

Paso 1: Identificar (y escribir) las sustancias presentes en cada ladode la ecuación.

Paso 2: Contar (y escribir) las cantidades de átomos de cada sustan-cia que existen en el lado izquierdo y derecho de la ecuación.

Paso3: En caso que uno o más sustancias tengan diferentes canti-dades de átomos a la izquierda y a la derecha, se debe buscar unnúmero que al ser multiplicado por las cantidad de átomos de cierto

elemento en uno de los lados de la ecuación, permita igualar el valordel otro lado. El número así obtenido, se escribe delante de la sustan-cia que contiene a ese elemento y nunca como subíndice.

Paso 4: Una vez que se escribe un número delante de una sustancia,éste multiplica las cantidades de todos los átomos de todos los ele-mentos que forman la sustancia, por tanto se debe recontar los áto-mos y repetir el paso 3 hasta que se igualen las cantidades de todoslos átomos involucrados en la reacción química.

En este caso es posible notar que como los reactivos aportaron dos áto-mos de H y dos átomos de Cl, es necesario generar dos moléculas deHCl, pues si solo formáramos una molécula de producto (HCl) estarían“desapareciendo” un átomo de H y un átomo de Cl. De esta forma, laecuación que representa a la reacción anterior es:

H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

La ecuación anterior se encuentra balanceada, pues tanto al lado iz-quierdo como al lado derecho de la ecuación existen dos átomos de Hy dos átomos de Cl.

Para realizar el balance de cualquier ecuación química. Debemos se-

guir los siguientes pasos:




A continuación, aplicaremos los pasos mencionados en la página ante-rior para realizar el balance de la siguiente ecuación:

Na2O(s) + H2O(l) → NaOH(ac)Química en la web

En el siguiente link puedesencontrar información sobreel método algebraico para ba-lancear ecuaciones químicas,además de ejercicios comple-mentarios.

http://balanceoecuaciones.blogspot.com/

Recuerda:

En química el número 1 no seescribe, por lo tanto no apare-ce en ningún contexto.


Paso 1: Reconocer los elementos presentesNa 2 O (s) + H 2 O (l)) → NaOH (ac)

A la izquierda A la derechaNa NaO OH H

Paso 2: Escribir las cantidades de cada uno de los átomos

Na 2 O (s) + H 2 O (l)) → NaOH (ac)

Na = 2 Na = 1O =1+1= 2 O = 1H = 2 H = 1

Paso 3: Como todos los átomos tienen cantidades diferentes a la iz-quierda y a la derecha, hay que balancearlos todos. Se puede partircon cualquier átomo, aunque es recomendable dejar el oxígeno (O)para el final. En este caso, partiremos por el Na. Buscamos un núme-ro que lleve –multiplicando– la cantidad de la izquierda (un átomo)a la cantidad de sodio al lado derecho (dos átomos); el número bus-

cado es 2 y se debe escribir luego, delante de la especie que aportóel Na en los productos, el NaOH.

Na 2 O (s) + H 2 O (l)) → 2NaOH (ac)

Na = 2 Na = 1·2O = 1+1=2 O = 1H = 2 H = 1

Paso 4: Recontamos los átomos, considerando el 2 delante delNaOH. El 2 multiplica a todos los subíndices del NaOH.

Na 2 O (s) + H 2 O (l)) → 2NaOH (ac)

Na = 2 Na = 1·2= 2O = 1+1= 2 O = 1·2= 2H = 2 H = 1·2= 2

Ahora, las cantidades de átomos están iguales a ambos lados, portanto la ecuación está balanceada.

En la página siguiente se muestra un segundo ejemplo paso a paso.

Se realiza el balancede un átomo a la vez.

Empieza siempre

por los átomos queaparecen en una solaespecie de reactantes

y productos.

Deja siempre eloxígeno (O) para el

final.

Ten presente que:




La combustión completa del butano (C4H8) presente en el gas licuadose representa mediante la siguiente ecuación a balancear:

C4H8(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

Paso 1:C 4H 8(g) + O 2(g) → CO 2(g) + H 2 O (l)

A la izquierda A la derechaC CH HO O

Paso 2:

C 4H 8(g) + O 2(g) → CO 2(g) + H 2 O (l)

C = 4 C=1H = 8 H=2O = 2 O= 2+1=3

Paso 3: (Siguiendo la recomendación, partiremos por balancear C)

C 4H 8(g) + O 2(g) → 4CO 2(g) + H 2 O (l)

C = 4 C = 1·4H = 8 H = 2O = 2 O = 2+1=3

Paso 4: Recontando:C 4H 8(g) + O 2(g) → 4CO 2(g) + H 2 O (l)

C = 4 C = 1·4 = 4H = 8 H = 2O = 2 O = 2·4+1 = 8+1 = 9

Un poco más claro:

C 4H 8(g) + O 2(g) → 4CO 2(g) + H 2 O (l)

C = 4 C = 4

H = 8 H = 2O = 2 O = 9

Como los H y los O siguen diferentes, volvemos a aplicar el paso3, esta vez para los H.

C 4H 8(g) + O 2(g) → 4CO 2(g) + 4H 2 O (l)

C = 4 C = 4H = 8 H = 2·4 = 8O = 2 O = 9

Para saber más Método algebraico de ba-lance de ecuaciones

Este método para balancearecuaciones químicas comienzaanteponiendo valores incógni-tos a cada uno de los reactan-tes y productos (a,b, c, d, e ). Porejemplo:

aMnO 2 + bHCl→ cMnCl 2 + dCl 2 + eH 2 O

Luego, considerando que losátomos de cada elemento de-ben permanecer constantes, seestablecen relaciones entre losvalores incógnitos de reactan-tes y productos a partir de cadauno de los elementos:

Mn → a = c

O → 2·a = e

H → b = 2·e

Cl → b = 2·c + 2·d

Después, se le asigna un valorpequeño a la letra que permitarelacionar a las demás entre sí.En este caso, le asignaremos elvalor de 1 a la letra a. Así, sia = 1:

a = c → 1 = c → c = 1

2a = e → 2·1 = e → e = 2

b = 2·e → b = 2·2 → b = 4

b = 2·c + 2·d→ 4 = 2·1 + 2·d

→ 4 – 2 =2·d → d= 1

Finalmente, reemplazamos losnúmeros obtenidos en la ecua-ción:1MnO 2 +4HCl→ 1MnCl 2 +1Cl 2 +2H 2 O




Recontamos, considerando el 4 en frente del agua (H2O) :

C 4H 8(g) + O 2(g) → 4CO 2(g) + 4H 2 O (l)

C = 4 C = 4H = 8 H = 2·4 = 8

O = 2 O = 4·2 + 4·1 = 8+4 = 12

Más claro:

C 4H 8(g) + O 2(g) → 4CO 2(g) + 4H 2 O (l)

C = 4 C = 4H = 8 H = 8O = 2 O = 12

Ahora, como lo único que permanece desbalanceado son los oxíge-nos, repetimos el paso 3 para el O

C 4H 8(g) + 6O 2(g) → 4CO 2(g) + 4H 2 O (l)

C = 4 C = 4H = 8 H = 8O = 2·6 = 12 O = 12

Ahora están todas las cantidades de átomos iguales, por tanto, laecuación está balanceada.

C 4H 8(g) + 6O 2(g) → 4CO 2(g) + 4H 2 O (l)

C = 4 C = 4H = 8 H = 8O = 12 O = 12

Una vez que adquieras destreza en el procedimiento para balancearecuaciones, puedes realizar todo en un solo paso, tal como se mues-tra a continuación para la reacción completa entre el ácido fosfórico(H3PO4) y el hidróxido de sodio (NaOH)

H 3PO 4(ac) + 3NaOH (ac) → Na3PO 4(ac) + 3H 2 O (l)

H = 3 6 H = 2·3 = 6P = 1 P = 1O = 5 7 O = 5 7Na = 1·3 = 3 Na = 3

Primer paso: en rojo (balance de Na y recontar).Segundo paso: en azul (balance de H y recontar).

Y como podemos ver, al agregar los dos 3, la ecuación quedó balan-ceada y ya cumple con la ley de conservación de la masa.


Química en la web

En el siguiente link puedes en-contrar información sobre lasreacciones químicas y la este-quiometría, además de ejerci-cios de balance de ecuacionesinteractivo:

http://www.lamanzanade-newton.com/materiales/apli-caciones/lrq/lrq_index.html

Desafío

Encuentra el balance

Hay algunas reacciones en las

que puede resultar más difícilencontrar los números enterosque hagan que una ecuaciónquímica quede balanceada.

¿Puedes descubrir, junto a doscompañeros, qué valores en-teros hay que poner en la si-guiente ecuación para que ellaquede balanceada?

¿Pueden establecer un procedi-miento para estos casos en queel número entero es más difícilde encontrar?

A c t i vi

d a d g

r u p

a l

C3H6(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)





Realiza el balance de las siguientes ecuaciones químicas a fin que las respec-tivas reacciones cumplan con la ley de conservación de la masa.

a) NaOH(ac) + H2SO4(ac) → Na2SO4(ac) + H2O(l)

b) NH3(g) + CO2(g) → (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

c) Al(s) + Fe2O3(ac) → Al2O3(ac) + Fe(s)

d) C4H10(g) + O2(g) → CO(g) + H2O(l)

Objetivo: Realizar balance de ecuaciones.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Guía de ejercicios: Leyes ponderales, fórmulas y balancede ecuaciones

Desarrolla los siguientes ejercicios:

1 Determina la proporción entre los elementos que forman el cloruro de calcio (CaCl 2), el anhí-drido sulfúrico (SO3) y el carbonato de sodio (Na2CO3 ).

2 Demuestra la ley de proporciones múltiples (en función de las masas) para los diferentes compuestos que formael cloro con el oxígeno: anhídrido perclórico (Cl2O7), anhídrido clórico (Cl2O5), anhídrido cloroso (Cl2O3), anhí-drido hipocloroso (Cl2O). Para guiarte, te recomendamos leer en el solucionario la respuesta al segundo desafíode la página 168.

3 Determina la fórmula empírica y molecular del sulfato de cobre, si se sabe que dicho compuesto está for-mado por un 39,83% de cobre (Cu), un 20,06% de azufre (S) y un 40,11% de oxígeno (O), y que tiene unamasa molecular de 159,54 u.m.a.

4 Una muestra de un compuesto contiene 1,52 g de nitrógeno (N) y 3,47 g de oxígeno (O). Sabiendo que la masamolecular de la especie es de 92 u.m.a., determina la fórmula empírica y molecular de este compuesto.

5 Realiza el balance de las siguientes reacciones químicas:

a) N2(g) + H2(g) → NH3(g)

b) P4O10(s) + H2O(l) → H3PO4(ac)

c) S(s) + HNO3(ac) → H2SO4(ac) + NO2(g) + H2O(l)

d) NH3(l) + CuO(s) → Cu(s) + N2(g) + H2O(l)

e) Be2C(s) + H2O(l) → Be(OH)2(ac) + CH4(g)

Objetivo: Ejercitar la determinación de fórmulas y balance de ecuaciones.


i v i d u a l

Recordando...

En el (NH2)2CO, el paréntesiscon el 2 a la derecha indicaque esa porción de la molécula(NH2) está repetida 2 veces.






i v i d u a l

Responde las siguientes preguntas (1 pto. c/u):

1 ¿Qué dice la ley de conservación de la materia?

2 ¿Qué es una fórmula química y qué representa?

3 ¿Qué representa una ecuación química y cuáles son sus partes más importantes?

4 ¿Qué es la fórmula empírica y la fórmula molecular de un compuesto?

5 ¿En qué consiste el balance de ecuaciones y para qué se realiza?

6 ¿Qué es la composición porcentual y para qué sirve?

7 ¿Qué dice la ley de las proporciones definidas y qué implica?

8 ¿Qué dice la ley de las proporciones múltiples y qué implica?


• Los compuestos químicos tienen una relación entre elemen-tos que es única, y se pueden representar mediante fórmulasquímicas.

• Una fórmula que muestre la cantidad de átomos reales decada una de las especies se conoce como fórmula molecular,mientras que la fórmula que muestra la proporción mínimaentre cada uno de los elementos, recibe el nombre de fórmu-la empírica.

• Las reacciones químicas se representan mediante ecuacio-nes químicas que deben estar balanceadas para cumplir conla Ley de conservación de la masa.


La próxima Lección, te invita a trabajar con las cantidadesde reactantes y productos que participan en una reacciónquímica, es decir, conocerás la estequiometría.



2 Escribe tu propia versión de pasos a se-guir para obtener la fórmula empírica ymolecular de un compuesto y luego aplí-cala a los ejercicios propuestos durante laLección.

3 Escribe tu propia versión de pasos a seguirpara balancear una ecuación química yluego aplícala a los ejercicios propuestosdurante la Lección.





Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar, puedes repasar la lección. Si no estás seguro sobrerepasar o no, para ayudarte a decidir te recomendamos comparar las respuestas de las preguntas 1, 2 y 3 con lasrespuestas que entregaste para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la lección.


i v i d u a l




Antes de empezar, debes recordar: reacción química, ecuación quí-mica, reactantes, productos, balance de ecuaciones químicas, ley de

conservación de la masa.


¿Cómo contamos la materia? ¿una

materia, dos materias...? El mol y

estequiometría

Lección 2

1 Busca en la sopa de letras las respuestas a las siguientes preguntas (2ptos. c/u):

a) Una reacción química se repre-senta mediante una ________.

b) Lavoisier postuló una ley quedice que la masa se ________.

c) Para que una ecuación cumpla

la ley de Lavoisier ésta se debe____________.

d) Lo que está a la izquierda deuna ecuación química son los___________.

e) Lo que está a la derecha de unaecuación química son los __________.

2 Responde las siguientes preguntas (2ptos. c/u):

a) ¿Cómo se obtiene la masa molecular de una sustancia?

b) ¿Qué pasa con los átomos y los enlaces dentro de una reacción química?

c) ¿En qué se diferencia un compuesto de otro?


• Moléculas

• Compuestos

• Elementos

• Átomos

• Reacción química

• Ecuación química

• Reactantes

• Productos

• Número de Avogadro

• Mol

• Equivalencias del mol

• Masa

• Masa molar• Estequiometría

• Reactivo en exceso

• Reactivo limitante

• Porcentaje de rendimiento.

A c t i v id

a d i n d i v

i d u a l

FIGURA 4.3. Los ingredientes para ha-cer un queque de chocolate aparecen enla receta de más arriba, al igual que lascantidades necesarias de cada uno deellos. De la misma forma, una ecuaciónquímica indica las cantidades a mezclary el producto que obtendremos.

I C G J P Q X W X R

L T X H B P J Z E S

R A E C N A L A B O

V B T T B W C F Z T

N E N Q G T K T L C

P E C U A C I O N U

D L U N K I D H R D

T U T Y B R W M G O

V E K Z X T I O J R

S A V R E S N O C P

Aprendizajes esperados de la lección


Conozcas, comprendas y apliques el concepto de mol, así comolas relaciones que existen entre cantidades de reactantes y produc-tos dentro de una reacción química (estequiometría).




Si no estás conforme con tu desempeño, te invitamos a volver a leer la lecciónanterior: “¿Cómo se combinan los elementos?”. Cuando te sientas preparadopara continuar, ¡podemos continuar!




Hasta ahora hemos visto que dentro de una reacción química la masatotal se conserva, por tanto, los átomos deben ser los mismos a un ladoy al otro de la ecuación. Para conseguir esto, es decir, para balancearlas ecuaciones químicas, es necesario muchas veces agregar númerosdelante de las especies que nos indiquen cuántas moléculas (o átomos)necesitamos de dicha especie. Sin embargo, existe un inconvenienteimportante con estas mediciones: nuestra tecnología aún no cuentacon balanzas que puedan medir una sola molécula o un solo átomo.

Entonces, para resolver el problema, se inventó una unidad de medidaque pudiera traer la cantidad de materia a nuestra escala microscópica.Esta unidad es el MOL.

¿Y cómo medimos moles?El mol, que corresponde a una unidad de medida que contiene tan-tas unidades elementales (átomos, moléculas u otros) como átomoshay exactamente en 12 gramos del isótopo carbono-12, vale decir,6,022·1023 partículas. Este valor se conoce como número de Avoga-dro, en honor a ese científico italiano.

Entonces, de la misma forma que sabemos que una docena de huevoscontiene 12 huevos o que un centenar de lápices son 100 lápices:

· 1 mol de cierto elemento contendrá siempre 6,022·1023 átomos

· 1 mol de cierto compuesto contendrá siempre 6,022·1023 moléculas.

Así también podríamos pensar en moles de sillas, de mesas o de cual-quier cosa, y siempre el número relacionado sería el número de Avoga-dro (6,022·1023), o sea, 6,022·1023 sillas o 6,022·1023 mesas.




1 ¿Qué es un mol?

2 ¿En qué consiste la estequiometría?

3 ¿Qué se entiende por porcentaje de rendimiento?




p a l

Lección 2: ¿Cómo contamos la materia? ¿una materia, dos materias...? El mol y estequiometría

Química e inglés

En el idioma inglés se diferencialo contable de lo incontable, através del uso del “how many ”(para lo que se puede contar) yel “how much” (para aquelloque no se puede contar).

Dentro de lo que se puede con-tar están los objetos, por ejem-

plo: un lápiz, dos lápices, treslápices, etc… Mientras que den-tro de lo incontable encontra-mos sustancias como el agua…Como la materia es incontable,utilizamos el MOL para podercuantificarla.

Número de Avogadro =

6,02 · 1023




El mol ofrece además, la posibilidad de relacionar el mundo de los áto-mos con nuestro mundo macroscópico, al tener equivalencias en masa(gramos) y en volumen para los gases (litros). De esta forma:

i) Equivalencia en cantidad de partículas: 1 mol contiene tantas par-tículas como señala el número de Avogadro, vale decir:

1 mol = 6,022 · 1023 entidades

ii) Equivalencia en masa: 1 mol de átomos masa es la masa atómica delelemento expresada en gramos, mientras que 1 mol de moléculas masaes la masa molecular de la especie también expresada en gramos.

Entonces, estamos hablando que los valores de masa de la tabla pe-riódica se pueden interpretar en u.m.a. si hablamos de átomos indi-viduales o de moléculas, o se pueden interpretar en una unidad mu-cho más grande, los gramos/mol (g/mol). Si la unidad que ponemos

para masar es g/mol, entonces la masa atómica y la masa molecularpasarán a llamarse masa molar (MM), pues corresponderá a la masa(en g) contenida en 1 mol de esa sustancia. En resumen:

1 mol sustancia = masa molar en gramos de dicha sustancia

iii) Equivalencia en volumen: Los gases no tienen un volumen fijo, sinoque este depende de las condiciones de presión y temperatura a laque se encuentra. De esta forma, el volumen que ocupa un mol de gasocupa se puede calcular mediante la ecuación de los gases ideales:

P · V = R · T · n , donde

P = Presión (en atmósferas, atm); V = Volumen (en litros, L); R = Constantede los gases ideales [0,082 atm · L/(mol · K)]; T = Temperatura (en Kelvin, K);

n = moles

Así, si el gas se encuentra en condiciones normales de presión y tempe-ratura (“c.n.p.t.” o solo “c.n.”), vale decir 1 atm de presión y 0°C (273 K),1 mol de éste ocupará un volumen de 22,4 L, o sea:

1 mol gas en c.n.p.t. = 22,4 L


Utilizando la tabla periódica de los elementos que aparece en la página 240,determina la masa molar de los siguientes compuestos:

a) H2S b) C4H10 c) KCl d) CCl4 e) HNO3 f) Al(OH)3

Objetivo: Calcular las masas molares de algunos compuestos químicos.

A c t i v id

a d i n d

i v i d u a l

Averígualo…

La Sociedad de Química de EstadosUnidos impulsó hace unos años lacreación del DÍA DEL MOL.

¿Cuándo es el DÍA DEL MOL? ¿y

por qué se celebra en esa fecha yentre ciertas horas?

Observación:

En general, el número de Avo-gadro se utiliza solo con dosdecimales, por tanto, de ahoraen adelante, en lugar de utili-zar el 6,022 · 1023, utilizare-mos solo 6,02 · 1023.

Observación:

La forma de calcular la masa

molar (MM) de una sustancia esla misma utilizada en la lecciónanterior para calcular la masamolecular, solo que ahora nomediremos los aportes de cadauno de los átomos en u.m.a.,sino que lo haremos en g/mol.

Por ejemplo, para el H2SO4:

Masa molecular = 98 u.m.a.

Masa Molar = 98 g/mol




Entonces, las equivalencias del mol, así como el paso de una a otra, sepueden resumir en el siguiente cuadro:

Para pensar

Para pensar

¿Qué tamaño es aproximada-mente 22,4 L?

Para las equivalencias del mol,

¿es importante saber la fórmulade la especie con que estamostrabajando o no? Y ¿por qué?

Desafío

¿Cuántos moles?

Junto a otro compañero, ¿pue-

des determinar cuántos molesde agua existen en una botellade medio litro (500 g de esasustancia), si la masa molar delH2O es de 18 g/mol?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

*6,02x1023

(Para gases en c.n.p.t)

*MM

*22,4L÷22,4L

÷MM÷6,02x1023

PARTÍCULAS(átomos omoléculas)

MOL

VOLUMEN (L)

MASA (g)


A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Para recordar la Ley de los ga-ses ideales se puede usar la ne-motecnia (asociación mental):

“PaVo igual RaTón”, la cualentrega la ley al quitar las vo-cales de “PaVo” y “RaTón” yreemplazar “igual” por un sig-no igual:

P·V = R ·T ·n

Es importante notar que el cuadro anterior resume las relaciones deequivalencia del mol, y busca simplificarlas. Sin embargo, también esposible convertir una unidad en otra utilizando proporción directa (“re-gla de tres”), donde siempre tienes que tener claro que:

contiene 1 mol 6,02 · 1023 partículas

masa la1 mol Masa molar (MM) de la sustancia

ocupa un volumen de 1 mol de gas 22,4 L en c.n.p.t.

Así por ejemplo, si para el ácido cianhídrico (HCN) te preguntan:

i) ¿Cuántas moléculas existen en 3 moles? Puedes responder a partirdel cuadro multiplicando 3 por 6,02·1023 o aplicando la siguiente“regla de 3”:

contiene 1 mol de HCN 6,02 · 1023 moléculas de HCN

contiene 3 moles de HCN X moléculas de HCN

donde la respuesta (X) se obtiene resolviendo (3 · 6,02·1023) ÷ 1.

Como puedes notar, de ambas formas se llega al mismo resultado:1,806 · 1024 moléculas.

ii) ¿Cuántos moles existen en 108 gramos de esa sustancia (MM =27g/mol)? Puedes responder a partir del cuadro dividiendo 108 gpor 27 g/mol o aplicando la siguiente “regla de 3”:

masa1 mol de HCN 27 g

masanX moles de HCN 108 g

donde la respuesta (X) se obtiene resolviendo (108 · 1) ÷ 27.

Como puedes notar, de ambas formas se llega al mismo resultado: 4 moles.




Actividad 13: De la teoría a tu mundo

En grupos de tres estudiantes, consigan las siguientes sustancias:· Sal de mesa (NaCl)

· Agua (H2O)

· Azúcar de mesa (sacarosa, C12H22O11)

· Papel de aluminio (Al)

Luego, con ayuda de la tabla periódica de la página 240, calculen la masamolar de cada una de las sustancias.

Finalmente, utilizando una balanza, midan la cantidad de gramos que obtu-vieron como masa molar de la especie y comparen las cantidades de cada una

de ellas con las demás.¿Cuántos moles de cada sustancia tienen? Y ¿qué pasa con las cantidades engramos? ¿se parecen?


p a l

Objetivo: Comparar en la realidad 1 mol de diferentes sustancias.

Actividad 14: Ejercita lo aprendido

En parejas, responde las siguientes preguntas:

a) ¿Cuántos gramos son 3,01·1024 átomos de plomo (Pb)?

b) ¿Qué volumen ocupan (en c.n.p.t) 132 g de CO2?

c) ¿Cuántas moléculas de glucosa (C6H12O6) existen en 900 g de esa sus-tancia?

d) ¿Cuántos átomos de cobre (Cu) existen en 400 g de alambre de esematerial?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Objetivo: Ejercitar las equivalencias del mol.

Desafío

¿Cuántos átomos?

Junto a otro compañero, ¿pue-des determinar la cantidad de

átomos de sodio (Na), azufre(S) y oxígeno (O) que existen entres moles de sulfato de sodio(Na2SO4)?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

FIGURA 4.4. 1 mol de diferentes sustan-cias. 1 mol de carbón (sustancia negra);1 mol de mercurio (en el vaso); 1 mol deazufre (polvo amarillo); 1 mol de cobre(alambre color naranjo); 1 mol de hierro(clavos).


Utilizando una calculadora, responde: ¿cuántos moles existen en________?:

a) 22 g de CO2 c) 5,6 L de NH3 en c.n.p.t.b) 12,04·1024 átomos de He d) 120 g NaOH

Objetivo: Determinar la cantidad de moles presentes en cierta cantidad de materia.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




EstequiometríaLa estequiometría estudia las cantidades de cada reactante que partici-pa en una reacción y la cantidad de productos que se formarán.

Lo mínimo que necesitamos para trabajar en estequiometría es la ecua-

ción química balanceada que representa a la reacción. Los “números deadelante” que surgían del balance, reciben el nombre de coeficientesestequiométricos y representan la cantidad de moles de cada una delas sustancias.

Una reacción balanceada como la que se muestra a continuación, co-rrespondiente a la combustión del propano (parte del gas licuado):

C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)

Se puede leer como: “un mol de propano (C3H8) en estado gaseoso se

mezcla con cinco moles de oxígeno molecular (O2) gaseoso para formartres moles de dióxido de carbono (CO2) gaseoso y cuatro moles de agua(H2O) líquida”.

Ahora, como los coeficientes estequiométricos corresponden a moles,estos pueden ser transformados luego a otras unidades, utilizando lasequivalencias de mol ya estudiadas. Por tanto, para la misma reacciónanterior podemos establecer relaciones cuantitativas de reactantes yproductos en cualquiera de las siguientes unidades y combinarlas se-gún se necesite:

Importante:

Si miras con detención la fila de la

masa de la tabla de abajo, podrásnotar que al sumar la masa de losreactantes (44 g + 160 g) y lamasa de los productos (132 g +72 g), en ambos casos se obtieneel mismo resultado: 204 g. Estodemuestra que se cumple la Leyde Conservación de la masa.

C3H8(g) O2(g) → CO2(g) H2O(l)

Mol 1 5 → 3 4

Moléculas 1 · 6,02 · 1023 5 · 6,02 · 1023 → 3 · 6,02 · 1023 4 · 6,02 · 1023

Masa (g)1 · MM C3H8 =

1 · 44 = 44 g

5 · MM O2 =

5 · 32 = 160 g→

3 · MM CO2 =

3 · 44 = 132g

4 · MM H2O =

4 · 18 = 72 g

Volumen (L) (en cn) 1 · 22,4 = 22,4L 5 · 22,4 = 112 L → 3 · 22,4 = 67,2 L


¿Qué significa cuantitativo?

Se refiere a cantidades.

Así por ejemplo, podemos decir: “22,4 L C3H8 gaseoso se mezclan con160 g de O2 gaseoso para formar tres moles CO2 gaseoso y 2,408·1023 moléculas H2O en estado líquido”.





La siguiente ecuación química (no balanceada) muestra la combustión del

heptano, un compuesto que de estar presente en la gasolina, favorece el de-terioro del motor:

C7H16(l) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

Para esta reacción:

a) Realiza el balance de la ecuación química.

b) Con la ecuación balanceada completa el siguiente párrafo:

“En la combustión completa del heptano, mol(es) de

en estado

reacciona(n) con mol(es) de

en estado para formar mol(es)

de en estado y

mol(es) de en estado ”

c) A partir de la ecuación balanceada, completa la siguiente tabla:

C7H16(l) O2(g) → CO2(g) H2O(l)

Mol →

Moléculas →

Masa (g) →

Volumen (L)(en cn)

→

d) A partir de la tabla anterior, responde:

i) ¿Cuántos gramos de CO2 se formarán a partir de la reacción completa de1 mol de C7H16?

ii) ¿Qué volumen de O2 será necesario para que reaccionen completamente100 g de C7H16?

iii) ¿Cuántas moléculas de H2O se formarán a partir de la reacción completade 1 mol de C7H16?

iv) ¿Qué masa de O2 es necesaria para producir 156,8 de CO2 gaseoso enc.n.p.t.?

Objetivo: Aplicar equivalencias del mol a ecuaciones concretas y responder pre-guntas sobre estequiometría.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l






¿Cómo funcionan los airbags ?

Un choque severo de automóviles modernos gatilla la salida de los airbags ,cuando un sensor eléctrico provoca la descomposición de la azida sódica(NaN3) en sodio (Na) y nitrógeno gaseoso (N2), según la siguiente reacción:

2NaN3(s) → 2Na(s) + 3 N2(g)

Los moles de gas nitrógeno (N2) producidos causa que los airbags se inflencompletamente en 40 milisegundos, ayudando a proteger a los pasajeros delesiones serias. Los átomos de sodio formados en esta primera reacción sonpeligrosos, de modo que son convertidos después a sales estables de sodio.

b. Un airbag inflado en una colisión frontal.

a. La reacción química que infla un airbag .

sensor de choque

inflador

airbag inflado

NaN3 azida sódica

N2

Na

Mediante la reacción mostrada e ilustrada, el airbag del asiento del choferalcanza un volumen aproximado de 60 L y el del asiento del acompañanteun tamaño aproximado de 150 L, ambas mediciones bajo condiciones nor-males de presión y temperatura (c.n.p.t.).

El desarrollo de sistemas de airbags confiables para automóviles demorócerca de 30 años.

Para pensar

Ahora que ya has visto el fun-cionamiento de un airbag , yque se inflan por la apariciónde gas nitrógeno (N2), ¿cómo

se explica la diferencia devolumen (espacio ocupa-do) entre el N2 y la azidasódica (NaN3)?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Cálculos estequiométricosComo habrás notado hasta aquí, las relaciones de cantidad entre pro-ductos y reactantes en una ecuación química se pueden hacer tanto enmoles, como en moléculas (átomos), masa y volumen (si la especie esgaseosa). Por tanto, a partir de la ecuación química balanceada es po-

sible responder cualquier pregunta referida a cantidades dentro de unareacción. Este tipo de cálculos se conocen como cálculos estequiomé-tricos y se basan en proporciones.

Para realizar cálculos estequiométricos es importante que veas una ecua-ción química como una receta que dice cómo preparar cierta sustanciay que reconozcas en los coeficientes estequiométricos las cantidades decada una de las especies involucradas. Así, los cálculos estequiométricosson “reglas de tres” donde se agregan los datos que nos da la ecuación,combinados con los datos de una situación imaginaria que es planteadacomo una pregunta que involucra a un valor desconocido (incógnita).

Para realizar cálculos estequiométricos asociados a una pregunta, po-demos seguir los siguientes pasos:

Química en la web

Para ver más ejemplos de la re-lación en masa entre productos

y reactantes en una ecuaciónquímica, te invitamos a revisarlas secciones de “experimento”del siguiente link:

http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/lavoisier.swf

Observación:

Los cálculos estequiométricosse pueden realizar por variasvías. La secuencia de pasosque aquí se presenta es solouno de los caminos posibles.

Paso 1: Identificar qué especies se están relacionando en la pregunta.

Paso 2: A partir de la ecuación, establecer la proporción en moles (yluego en alguna de sus equivalencias si la pregunta lo pide) entre lassustancias que aparecen en la pregunta.

Paso 3: Armar la “regla de tres” con el par de datos sacados desde laecuación y lo que aparece en la pregunta (un dato y una incógnita,

esta última en general llamada X).

Paso 4: Resolver la “regla de tres” y descubrir el valor de X.

Paso 5: Responder la pregunta.

Ejemplo aplicado: Se tiene la siguiente ecuación balanceada querepresenta la reacción de algunos antiácidos en el estómago:

3HCl(ac) + Al(OH)3(ac) → AlCl3(ac) + 3 H2O(l)

Para esta ecuación responder:a) ¿Cuántos moles de agua (H2O) se forman por la reacción com-pleta de 5 moles de Al(OH)3?

Paso 1: La pregunta relaciona H2O con Al(OH)3

Paso 2: A partir de la ecuación, establecer relación en moles entreH2O y Al(OH)3

Se forman por la reacción de 3 moles de H 2 O 1 mol de Al(OH) 3

Aclarando conceptos

Reacción completa: Son re-acciones donde se ocupa todo

el reactivo dado, sin que sobrealgo.




Paso 3: Agregar a la relación obtenida en el paso 2, el dato y laincógnita (valor desconocido, X) que aparece en la pregunta, paraarmar la “regla de tres”:

Se forman por la reacción de 3 moles de H 2 O 1 mol de Al(OH) 3

Se forman por la reacción de X moles de H 2 O 5 mol de Al(OH) 3

Paso 4: Resolver la “regla de 3” del paso anterior.

X= =155 · 3

1

Paso 5: Responder la pregunta.

“Por la reacción completa de 5 moles de Al(OH)3 se formarán 15moles de H2O”


Proporción directa

Proporción directa es un tipo de

relación entre dos o más varia-bles, donde si una aumenta suvalor, las demás también. Pararesolverlas se utiliza la llamada“regla de tres”, que consiste entres valores (A, B y C, por ejem-plo) y una incógnita (en generalllamada X) que se relacionan me-diante flechas o en fracciones.

Por ejemplo:

o =A

B

C

X

A→ B

C → X

En ambos casos se puede saberel valor de la incógnita multipli-cando los dos números que secruzan entre sí (B y C) y divi-diendo ese resultado por el nú-mero cruzado a la X, vale decir,para el ejemplo anterior:

B · C

Ax =

Observación:

Recordar que la multiplicaciónes conmutativa, de modo queal resolver la “regla de tres”da lo mismo cuál de los valo-

res ocupe el primer lugar en lamultiplicación.


b) ¿Cuántos gramos de AlCl3 se formarán por la reacción completade 4 moles de HCl?

Paso 1: La pregunta relaciona AlCl3 con HCl

Paso 2: A partir de la ecuación, establecer relación en moles entre AlCl3 y HCl

Se forma por la reacción de 1 mol de AlCl 3 3 moles de HCl

Ahora, como la pregunta relaciona en realidad gramos de AlCl3 con

moles de HCl, transformamos el mol de AlCl3 en masa (gramos), mul-tiplicándolo por la masa molar de la especie (MM = 133,5g/mol):

Se forman por la reacción de 133,5 g de AlCl 3 3 moles de HCl

Paso 3: Agregar a la relación anterior el dato y la incógnita que apa-rece en la pregunta, para armar la “regla de tres”:

Se forman por la reacción de 133,5 g de AlCl 3 3 moles de HCl

Se forman por la reacción de X g de AlCl 3 4 moles de HCl

Paso 4: Resolver la “regla de tres” del paso anterior

X = =1784 · 133,5

3

Paso 5: Responder la pregunta

“Por la reacción completa de 4 moles de HCl se formarán 178 g de AlCl3”.




Para la misma ecuación anterior:


Responder:

c) ¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para formar 240 g de H2O?

Observación:

La “regla de tres” se puede ar-mar mencionando cualquierade las especies primero, siem-pre que se mantenga el ordenen ambas filas (o en ambasfracciones).

Desafío

¿Y si fuera volumen?

Junto a otro compañero, ¿pue-des determinar cómo habríaque proceder para responderuna pregunta de estequiome-tría que involucre una especiegaseosa en condiciones nor-

males de presión y temperatura(c.n.p.t.)?

A c t i v ida d e n

p a r e j a


Para la ecuación que estamos trabajando:


Responde las siguientes preguntas:

a) ¿Qué masa (g) de AlCl3 se formará por la reacción completa de 120 g de Al(OH)3?

b) ¿Cuántos moles de Al(OH)3 se necesitan para que reaccionen completamente 350 g de HCl?

c) ¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para formar 70 gramos de H2O?

d) ¿Cuántos moles de AlCl3 se formarán a partir de 2 moles de Al(OH)3

e) ¿Cuántos gramos de Al(OH)33 se necesitan para formar 50 gramos de AlCl3?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Objetivo: Ejercitar cálculos estequiométricos.

Paso 1: La pregunta relaciona HCl con H2O

Paso 2: De la ecuación escribir la relación en moles entre HCl y H2O

Se forman a partir de 3 moles de H 2 O 3 moles de HCl

Ahora, multiplicamos los moles por sus respectivas masas molares(MM del H2O = 18g/mol; y MM HCl = 36,5 g/mol). Así:

Se forman a partir de 54 g de H 2 O 109,5 g de HCl

Paso 3: Armar la “regla de tres”:Se forman a partir de

54 g de H 2 O 109,5 g de HCl

Se forman a partir de 240 g de H 2 O X g de HCl

Paso 4: Resolver la “regla de 3” del paso anterior240 · 109,5

54X = (≈) 486,7

Paso 5: Responder la pregunta“Para formar 240 g de H2O se necesita que reaccionen aproximada-mente 486,7 g de HCl”.




Los cálculos estequiométricos hasta aquí realizados han supuesto unasituación ideal, donde se cuenta con todos los reactivos necesarios yen las cantidades suficientes para llevar a cabo una reacción. Sin em-bargo, esto no es lo más común, pues lo que en general pasa –al igualque cuando nos disponemos a cocinar– es que tenemos un exceso de

reactivo y un déficit de otro.En el proceso de comprobar si contamos con todos los reactantespara una reacción, lo más probable es que no dispongamos de can-tidades suficientes de todos como para repetir la reacción la canti-dad de veces que nosotros deseamos. Cuando esto pasa, estamos enpresencia de un reactivo limitante.

Reactivo limitante es aquel reactivo que está en menor proporción a

la necesaria –y que por tanto se agotará– durante el transcurso de unareacción. Reactivo en exceso, es aquel reactante que está en mayor

proporción a la necesaria –y que por tanto sobra y queda sin reaccionar.Siempre que exista un reactivo limitante, se deberá primero deter-minar cuál de los reactivos es el que se agota y luego responder lapregunta, utilizando para esos cálculos, únicamente, la informaciónrelacionada con el reactivo limitante, sin considerar los datos delreactivo en exceso.


Desafío

Menciona un ejemplo cotidianoen el que exista un reactivo li-mitante y otro en exceso.

A c t i v i

da d i n d i v

i

d u a l


Desarrolla en tu cuaderno los siguientes ejercicios.

1 El azufre a altas temperaturas se combina con el Fe para producir FeS deacuerdo a la siguiente reacción química: Fe + S → Fe S

En un experimento se hicieron reaccionar 8,67 g de S con 7,62 g de Fe.

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

b) ¿Qué masa de producto se formó?

c) ¿Qué cantidad de reactivo en exceso queda al final de la reacción?

2 Para obtener la urea se hicieron reaccionar 637,2 g de amoníaco con1142 g de dióxido de carbono, según la siguiente ecuación:

2 NH3 + CO2 → (NH2)2CO + H2O

a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?

b) ¿Qué masa de producto (urea) se formó?

c) ¿Qué masa de reactivo en exceso quedó sin reaccionar?

Objetivo: Establecer relaciones estequiométricas en ejercicios que contengan un reactivo

limitante.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l


Puedes encontrar la traducción y explicación en el solucionario de la unidad.

amount of refractants beforereaction

↓

amount ofproducts after left overreactant




Paso inicial: Determinar reactivo limitante (con “regla de tres” entrelos dos reactivos)

i) Establecer la relación de los reactivos en molesReaccionan con

3 moles de HCl 1 mol de Al(OH) 3

ii) Transformar la relación anterior (en moles) a la unidad en que senos entregan los datos de cada una de los reactivos.

En este caso, habría que multiplicar los moles de HCl por la masamolar de esa sustancia (MM HCl = 36,5 g/mol).

Reaccionan con109,5 g de HCl 1 mol de Al(OH) 3

iii) Armar la “regla de tres” combinando los datos del paso anteriorcon la cantidad dada en la pregunta para uno de los reactivos ydejando el otro como incógnita.

Reaccionan con

109,5 g de HCl 1 mol de Al(OH) 3Reaccionan con200 g de HCl X mol de Al(OH) 3

iv) Resolver la “regla de 3” del paso anterior

X = (≈) 1,82

200 · 1

109,5

v) Interpretar el resultado anterior: “Para que reaccionen completamente 200 g de HCl, es necesario

utilizar 1,82 moles de Al(OH)3”

vi) Definir quién es el reactivo limitante y quién es el reactivo en exceso: Para esto, comparamos la cantidad de Al(OH)3 que necesitamos

con la cantidad que tenemos (mencionada en la pregunta). Así,como solo necesitamos 1,82 moles de Al(OH)3 y la pregunta diceque tenemos cuatro moles de esa especie, podemos notar quenos sobrará de ese reactante, por tanto, ese es el reactivo en ex-ceso. Luego, el que se agota en la reacción será el HCl, por tanto,lo llamaremos reactivo limitante.

Observación:

Para determinar el reactivolimitante es posible utilizarcualquiera de los dos reactan-tes como incógnita. Lo únicoque variará será el resultado ysu interpretación, pero quiénestá en exceso y quién limita,se mantiene.

Desafío

¿Y cómo es con el otro?

Junto a otro compañero y parael ejemplo que se está trabajando en esta página, ¿puedesrealizar la determinación delreactivo limitante para la re-acción del ejemplo, utilizandocomo dato los moles de Al(OH)3 e interpretar la información queahí obtengas?

A c t i v i

da d e n p

a r e j a

Por ejemplo, para la ecuación:


Responder: ¿Cuántos moles de H2O se formarán por la reacción de200 g de HCl y 4 moles de Al(OH)3?

En este caso, como se mencionan los dos reactantes es necesario revisarsi están en una proporción adecuada. Para esto, se realiza primero un“regla de tres” que relacione los dos reactantes. En concreto:




Cantidad de producto realmente obtenido

Cantidad de producto esperado (teórico) % rendimiento =

Para aplicar esta relación, debes tener en cuenta que el valor esperadode producto (teórico) es lo que se obtiene cuando se utiliza la ecuación,tal como hemos hecho hasta ahora. Mientras que la cantidad real deproducto formado la deberán informar en la pregunta.

Por ejemplo, un caso hipotético:

¿Cuál sería el rendimiento de la reacción

3HCl(ac) + Al(OH)3(ac) → AlCl3(ac) + 3H2O(l)

si al hacer reaccionar 200 g de HCl y 4 moles de Al(OH)3 se forman4,3 moles de H2O?

Los datos aquí planteados corresponden al último ejemplo desarrolla-do para esa ecuación, donde tuvimos que: “Por la reacción de 200 gde HCl y 4 moles de Al(OH)3 se debían formar 5,48 moles de H2O”.Luego, este valor (5,48 moles) corresponde a la cantidad de productoesperado (teórico, obtenido desde la ecuación), y la información quenos entregan en esta pregunta (4,3 moles de H2O) sería la cantidadrealmente obtenida. Entonces, el rendimiento queda:

4,3 moles

5,48 moles % rendimiento = (=) 78,5%

Y si en lugar de 4,3 moles se hubiesen formado 5 moles, ¿cuál sería elrendimiento de la reacción?

Observación:

Para obtener el rendimiento de una reacción es posible utilizar la cantidad real y teó-rica del producto en cualquier unidad, siempre que para ambos se utilice la misma,de manera que las unidades se cancelen al resolver la fracción.

Por último, es importante mencionar que las reacciones químicas casinunca ocurren al 100% de rendimiento, vale decir, muy pocas veces seobtiene la cantidad de producto que podemos predecir desde la ecua-ción. A la relación que existe entre lo realmente formado y lo que teóri-camente se debería formar, se le conoce con el nombre de porcentaje

de rendimiento (o solo rendimiento) de la reacción y se calcula comose muestra a continuación:

Para pensar

¿Qué significa que una reacciónquímica tenga un rendimientodel 60%?


i v i d u a l

Para pensar

¿Cómo se obtiene la cantidadreal de producto a obtener enuna reacción si nos entregaransolo la ecuación, las cantidadesde reactivo presentes y el por-centaje de rendimiento de ella?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l

Desafío

Utilizando la misma reacciónde neutralización del HCl yAl(OH)3, ¿cuál es el rendimien-

to de la reacción si ahora seobtienen 38,7 g de agua?

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




Guía de ejercicios: Estequiometría

ACTIVIDAD: Para la reacción de combustión del acetileno (etino), representada por la siguien-te ecuación (no balanceada):

C2H2(g) + O2(g) → CO2(g) + H2O(l)

Responde las siguientes preguntas en tu cuaderno.

a) ¿Qué masa (gramos) de H2O se producen por la reacción completa de 8 moles de O2?

b) ¿Cuántos litros de CO2 en c.n.p.t. se producen por la reacción completa de 180 g de C2H2?

c) ¿Cuántos gramos de H2O se producen por la reacción de 6 moles de C2H2 y 4 moles de O2?

d) ¿Cuántos moles de CO2 se producen por la reacción de 50 g de C 2H2 y 70 g de O2?

e) ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción si al reaccionar completamente 120 g deC2H2 se producen 72 g H2O?

f) ¿Cuál sería el porcentaje de rendimiento de la reacción si al reaccionar 3,7 moles de C2H2 con5,2 moles de O2 se produjeran 4,9 g de H2O?

Objetivo: Realizar cálculos estequiométricos.

A c t i v

ida d i n d i v

i d u a l



Para la ecuación que estamos trabajando:

3HCl(ac) + Al(OH)3(ac) → AlCl3(ac) + 3H2O(l)

Responde las siguientes preguntas en tu cuaderno.

a) ¿Qué rendimiento tendría la reacción si la reacción completa de 5 molesde HCl originan 3 moles de H2O?

b) ¿Qué rendimiento tendría una reacción si al reaccionar completamente450 g de Al(OH)3 se generarán 270 g de H2O?

c) ¿Cuántos moles de AlCl3 se formarán por la reacción completa de 7 molesde HCl, si la reacción tuviera un rendimiento del 90%?

d) ¿Cuántos gramos de agua (H2O) se formarían por la reacción completa de3 moles de Al(OH)3 si la reacción tiene un rendimiento del 84%?

e) ¿Cuál sería el rendimiento de la reacción si al hacer reaccionar 5 moles deHCl con 2 moles de Al(OH)3 se obtuviera solo 1,2 moles de AlCl3?

Objetivo: Ejercitar cálculos estequiométricos y porcentaje de rendimiento.

A c t i v i

da d i n d i v

i d u a l




En esta actividad se espera que compruebes experimentalmente la existencia de un reactivo que limita una reacción (reac-tivo limitante). Además, se espera que desarrolles la habilidad de observar, que apliques las normas de seguridad en todo

momento –comprendiendo su importancia– y que adquieras destrezas para el trabajo de laboratorio.En grupos de cinco estudiantes, reúnan los siguientes materiales y reactivos para trabajar:

Materiales

• 3 botellas plásticas

• 3 elásticos

• 3 globos

• Cinta adhesiva

• 1 jeringa de 30 mL

Reactivos

• Bicarbonato de sodio sólido (NaHCO3)

• Vinagre comercial (ácido acético dilui-do, CH3COOH)

ACTIVIDAD:


a. A cada una de las botellas, hacerle un orificio pequeñoen su pared cerca del cuello, por el que pueda entrar lapunta de la jeringa.

b. Agregar a cada una de las botellas, 20 g de bicarbonato

de sodio sólido (NaHCO3)c. En la boca de cada una de las botellas, fijar un globo,

que luego debe ser afirmado con un elástico.

d. Numerar las botellas.

e. Con la jeringa, ex-traer 10 mL de vi-nagre y agregarlosrápidamente por elorificio a la botella1. Luego, también

de forma rápida,sacar la jeringa ytapar el orificio conla cinta adhesiva.Registra tus obser-vaciones en la tabla dispuesta para ello.

f. Con la jeringa, extraer 20 mL de vinagre y agregarlosrápidamente por el orificio a la botella 2. Luego, tam-bién de forma rápida, sacar la jeringa y tapar el orificiocon la cinta adhesiva. Registra tus observaciones en latabla dispuesta para ello.

g. Con la jeringa, extraer 30 mL de vinagre y agregarlosrápidamente por el orificio a la botella 3. Luego, tam-bién de forma rápida, sacar la jeringa y tapar el orificiocon la cinta adhesiva. Registra tus observaciones en latabla dispuesta para ello.

h. Realiza una comparación entre los resultados que ob-tuviste en cada uno de los experimentos anterioresy escríbela.

Al laboratorio: Reactivo limitante

A c t i vi

d a d g r u p

a l

IMPORTANTE: Las observaciones deben ser tomadasen sus cuadernos, de forma individual. Y al final de laactividad experimental, deben dejar limpio el mesón detrabajo y los materiales utilizados.





• No probar ninguno de los reactivos.






1. Cooperó y aportó con mi grupo en el desarrollo de la parte experimental (labo-ratorio).

2. Cooperó y aportó con reflexiones al grupo para responder las preguntas

teóricas.3. Si se presentó alguna duda preguntó a mi profesor.





Organiza lo realizado y tus observaciones en la siguiente tabla:

ExperimentoGramos de

NaHCO3

mL deCH3COOH

Reacciónobservada

¿Sobró algún reactivo?En caso que sí, ¿cuál?

Botella 1

Botella 2Botella 3

De acuerdo con los resultados obtenidos en este laboratorio y con el aporte de todos los integrantesdel grupo, respondan en su cuaderno las siguientes preguntas de análisis y conclusión de los resultadosobtenidos.

1 A partir de lo observado, ¿qué semejanzas y diferencias encontraron entre las tres reacciones?

2 ¿Cómo se explican la reacción?

3 ¿Cómo se explican las diferencias entre un experimento y otro?

4 ¿Cuál(es) tema(s) de los revisados en la lección están presentes en esta actividad experimental? Fundamenten surespuesta.

5 Sabiendo las fórmulas de los reactantes (en el listado de materiales), teniendo presente lo observado y la ley de con-servación de la masa, propongan una ecuación química balanceada que represente la reacción recién vista.

6 Para lo observado en cada una de las botellas, ¿existió algún reactivo limitante? En caso que sí, ¿cuál? Y, ¿cómo loreconocen?

7 Si alguno de las reacciones tuvo un reactivo limitante, ¿cómo se podría determinar la cantidad de reactivo que faltópara completar la reacción y qué datos se necesitarían para ello? Fundamenten su respuesta.

8 La reacción vista en este práctico de laboratorio se usa muchas veces para simular la salida de lava desde las maquetasde volcán. ¿Cómo se relaciona este uso con lo que le sucedió al globo? Justifiquen su respuesta.

COEVALUACIÓN:

Una vez que hayan terminado la actividad, completen de forma grupal la siguiente evaluación, escribiendo una X en lacasilla que consideren que representa mejor el trabajo de cada uno en el laboratorio. Cada miembro del grupo completarála tabla en su propio libro reflejando las opiniones de todo el equipo.





Fritz Haber (1868–1934).Químico alemán, nacido en

Breslau en 1868. Conocido porel desarrollo de un método eco-nómico de síntesis del amonía-co que permitió la fabricación agran escala de abonos y fertili-zantes nitrogenados.

Fue discípulo de Liebermann yprofesor en Karlsruhe y Berlín.Investigó sobre la combustióny la electroquímica. Desde 1906investigó acerca de la síntesisindustrial del amoníaco, llevadoa cabo por vía catalítica y a fuer-te presión.

En 1909, en colaboración conCarl Bosch, descubrió un siste-ma de fijación del nitrógeno atmosférico en granescala que permite obtener fácilmente amoníacoa partir de nitrógeno e hidrógeno con empleo decatalizadores (fundamentalmente hierro), métodoactualmente conocido como el proceso de Haber-

Bosch. Fue durante la Primera Guerra Mundial queHaber desarrolló el salitre sintético marcando el finde la era comercial del salitre natural.

A partir de ese momento, los capitales ingleses fueronabandonando paulatinamente el territorio salitrerochileno, dejando un tremendo problema social de ce-santía y desplazamiento de obreros que abandonaban

el norte de Chile. En la actualidad,el salitre ya no es tan solicitado

como antes; su explotación es mar-ginal, ya que no es rentable econó-micamente. Pese a lo anterior, losprocesos de producción dejaron uninestimable patrimonio histórico ycultural en nuestro país.

A partir de 1913 el amoníaco ad-quirió importancia en el procesode fabricación de abonos nitroge-nados.

Haber y Bosch fueron galardona-dos con el Nobel de Química en1918 y 1931 respectivamente,por sus trabajos y desarrollos enla aplicación de la tecnología enaltas presiones y temperaturas.

Hacia 1911, Haber ocupó el cargo del recientemen-te fundado Instituto Kaiser Wilhelm de Química yFísica, en Berlín-Dahlen. Durante la Primera GuerraMundial participó en el proceso de fabricación deexplosivos en Alemania y en el control científico de

la guerra química germana, diseñando máscaras degas y otros medios de defensa contra las armas bé-licas de los aliados. En 1933 renuncio al puesto queocupaba y emigró en protesta contra el antisemitis-mo. Trabajó en Cambridge y murió mientras viajabaa Israel, donde le esperaba un puesto para investiga-ción en Basilea el año 1934.

Y el Nobel es...


Reúnete con un compañero y contesten en sus cuadernos las siguientes preguntas:

1 ¿De qué se trata el artículo?

2 ¿Cuál es el aporte de Haber a la química?

3 ¿Cómo repercutió este aporte a la química en nuestro país?

4 Considerando que este descubrimiento fue realizado por Haber durante la Primera Guerra Mundial,averigua: ¿Para qué se necesitaba el salitre en ese contexto histórico?


A c t i v i

da d e n p

a r e j a







i v i d u a l

Responde en tu cuaderno las siguientes preguntas (1 pto. c/u):

1 ¿Qué es un mol?2 ¿En qué consiste la estequiometrría?

3 ¿Qué se entiende por porcentaje de rendimiento?

4 ¿Cuáles son las equivalencias de un mol y cómo se relacionan entre ellas?

5 ¿Cuál es la importancia de la estequiometría y para qué se puede utilizar?

6 ¿Cuántos átomos de nitrógeno molecular (N2) existen en 28 g de esa sustancia?

7 ¿Qué volumen ocupan 2,5 moles de un gas cualquiera en condiciones normales (c.n.)?

8 ¿Qué es el reactivo limitante y reactivo en exceso? Entrega un ejemplo de la vida cotidiana que ayude a compren-

der el concepto.

Al terminar esta Lección, no olvidesque:

• La materia no se puede contar por símisma, por tanto, se utiliza una unidadllamada MOL que contiene 6,02•1023 entidades (átomos, moléculas, etc.).

• El mol tiene equivalencias en masa, enpartículas y en volumen (para gases).A cada una de ellas se llega utilizando,respectivamente, la masa molar (MM),

el numero de Avogadro (6,02 • 1023) yun factor de 22,4 (si se trabaja enc.n.p.t.)”

• Se conoce como coeciente estequio-métrico al número que señala la canti-dad de moles necesarios de cada espe-cie y que se obtiene mediante el balancede la ecuación.

Si quieres aprender más sobre los temas tratados en esta Lec-ción, te sugerimos realizar las siguientes actividades:

1 Para la reacción que infla un airbag , descrita en la sección“La química en tu vida” (página 193), responde:a) ¿Qué masa de NaN3 de debe descomponer para que

un airbag alcance su volumen aproximado para elasiento del chofer (en c.n.p.t.)?

b) ¿Cuántos moles de NaN3 se deben descomponer para

que el airbag alcance su volumen aproximado para elasiento del acompañante (en c.n.p.t.)?

2 Desarrolla un mapa conceptual que relacione las ideasclaves de la Lección.

3 Te invitamos a volver a responder las preguntas al co-mienzo de la unidad, donde se relacionaba una receta decocina con una ecuación química y a las reacciones quí-micas con el acto de cocinar. Compara tus respuestas deantes con las de ahora.


A c t i vi

d a d g

r u p

a l



Si no estás conforme con tu desempeño y/o quieres recordar, puedes repasar la Lección. Si no estás seguro sobrerepasar o no, para ayudarte a decidir te recomendamos comparar las respuestas de las preguntas 1, 2 y 3 con lasrespuestas que entregaste para estas mismas en la actividad “Lloviendo ideas” al comienzo de la Lección.





El texto siguiente, que resume la Unidad 4, tiene palabras faltantes. ¡Te invitamos a descubrirlas! Si lo

necesitas, puedes utilizar las pistas que te damos al final de la página, donde encontrarás la primeraletra de cada palabra y una pista sobre la cantidad de letras totales en ellas (cada línea es una letra).¡Buena suerte!

Un elemento se combina con otro en una (1) definida paraformar un tipo de (2), la cual será igual sin importar elorigen de éste. Algunos elementos se pueden combinar conotro en más de una proporción, lo que queda establecidoen la ley de proporciones (3) propuesta por Dalton.

La composición de una molécula se puede abreviar median-te una (4), la cual muestra la cantidad y tipos de átomospresentes en ella. La fórmula puede ser (5), si ella muestrala proporción mínima en que los elementos se están com-binando o (6) si lo que muestra son las cantidades realesde los elementos presentes.

Por otra parte, una ecuación química es una representaciónde una (7), donde los (8) están a la izquierda, los (9) a laderecha y la (10) simboliza la transformación.

Las reacciones químicas cumplen con la ley de (11), pro-puesta por Lavoisier y que dice que la materia no se crea nise destruye, solo se transforma. A partir de esta ley, se haceevidente la necesidad de balancear las ecuaciones a fin que

la masa de reactantes sea igual que la de productos. Losnúmeros utilizados para balancear la ecuación se denomi-nan coeficientes estequiométricos e indican la cantidad demoles que participan en la reacción.

Un mol es una unidad para medir materia que contiene6,02 · 1023 partículas (número de (12)). El mol tiene ade-más una equivalencia en (13), donde un mol tiene unamasa igual a la masa molar (MM) de la sustancia en cues-tión, y una equivalencia en (14), donde para gases a 0°C y1 atm de presión (cnpt) ocupa un espacio de 22,4L.

Se conoce con el nombre de (15) a la ciencia que se dedicaa estudiar la relación cuantitativa entre productos y reac-tivos. En ella, se conoce con el nombre de reactivo (16) alreactivo que se agota durante una reacción y como reactivoen (17) a aquel que se encuentra en una proporción (18)a la necesaria. Por último, llamamos (19) al porcentaje querelaciona la cantidad de productos realmente formados conla cantidad de productos esperados.

1

P _ _ _ _ _ _ _ _ _

2

C _ _ _ _ _ _ _ _

3

M _ _ _ _ _ _ _ _

4

F _ _ _ _ _ _ Q _ _ _ _ _ _

5

E _ _ _ _ _ _ _

6

M _ _ _ _ _ _ _ _

7

R _ _ _ _ _ _ _ Q _ _ _ _ _ _

8

R _ _ _ _ _ _ _ _ _

9

P _ _ _ _ _ _ _ _

10

F _ _ _ _ _

11

C _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ M _ _ _ _ _ _

Las palabras son:

12

A _ _ _ _ _ _ _

13

M _ _ _

14

V _ _ _ _ _ _

15

E _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

16

L _ _ _ _ _ _ _ _

17

E _ _ _ _ _

18

M _ _ _ _

19

R _ _ _ _ _ _ _ _ _ _






i v i d u a l

I. Selección múltiple: Encierra en un círculo la alternativa correcta. (1 pto. c/u = 10 ptos.)

1 Sobre una ecuación química es FALSO que:

A. Los productos está al lado izquierdo.

B. La flecha señala la transformación.

C. Se utiliza para representar un cambio químico.

D. La masa se conserva.


2 “Relación mínima entre dos o más elementos que con-forman un compuesto”. La definición refiere a:

A. Fórmula empírica.

B. Fórmula molecular.

C. Mol.

D. Molécula.


3 ¿Cuánto masa el H3PO4 si H masa 1 u.m.a., P masa31 u.m.a. y O masa 16 u.m.a.?

A. 47 u.m.a.

B. 50 u.m.a.

C. 98 u.m.a.

D. 188 u.m.a.

E. 200 u.m.a.

4 Un mol de un compuesto cualquiera:

A. Tiene una masa igual a la masa molar del com-puesto.

B. Contiene una cantidad de moléculas igual al nú-mero de Avogadro.

C. Bajo ciertas condiciones de presión y tempera-tura, ocupará un volumen fijo si el compuesto esgaseoso.

D. Sirve para contar materia.

E. Todas las anteriores.

5 Es FALSO decir que:

A. Algunos elementos se pueden combinar con otroen más de una proporción.

B. Un compuesto tiene una proporción definida entrelos elementos que lo componen.

C. Cada compuesto tiene una masa característica.

D. La composición porcentual de un elemento varíasegún su origen.


6 La masa de 2 moles de N2 es (masa molar N = 14 g/mol):

A. 56 g

B. 32 g

C. 28 g

D. 14 g

E. 7 g

7 La masa, en gramos, de un átomo de calcio es: (Masamolar Ca = 40 g/mol)

A. 40 · 6,02 · 1023

B. 40 ÷ 6,02 · 1023

C. 6,02 · 1023 ÷ 40

D. 6,02 · 1023

E. 6,02 · 1023 ÷ 20

8 ¿Qué porcentaje de oxígeno existe en el H2S2O3 (masas

atómicas: H = 1 u.m.a.; S = 32 u.m.a.; O = 32 u.m.a.)?A. 42,1%

B. 48,0%

C. 50,0%

D. 56,1%

E. 65,1%






II. Desarrollo:

1 Completa la tabla señalando si la fórmula química que se presenta es empírica o molecular (0,5 puntosc/u = 2 ptos.)

9 La fórmula empírica de un compuesto que contiene52,9% de aluminio y 47,1% de oxígeno es: (masasatómicas: Al = 27 u.m.a.; O = 16 u.m.a.).

A. AlO

B. Al2O3

C. Al3O2

D. Al0,53O0,47

E. Al4O6

10 De la ley de conservación de la masa NO se desprendeque:

A. La masa de reactivos es igual a la masa de losproductos en una reacción química.

B. Las ecuaciones químicas se tienen que balancear

para trabajar con ellas.C. La cantidad de átomos en una reacción permanece

constante.

D. El número de moles antes y después de la reacciónes igual.

E. Todas las anteriores.

Fórmula Tipo de fórmula Fórmula Tipo de fórmula

PCl5 C6H12O6

H2O2 C3H4

2 Realizar el balance de las ecuaciones que se indican a continuación (2 pto.s c/u = 8 ptos.):

a) KOH (ac) + H 2 SO 4(ac) → K 2 SO 4(ac) + H 2 O (l)

b) NaCl (ac) + Pb(NO 3 ) 2(ac) → PbCl 2(s) + NaNO 3(ac)

c) C 4 H 8(g) + O 2(g) → CO 2(g) + H 2 O (l)

d) CH 4(g) + O 2(g) → CO (g) + H 2 O (l)

3 La siguiente ecuación química (no balanceada) muestra la combustión completa del pentano (C5H12):

C 5

H 12(l)

+ O 2(g)

→ CO 2(g)

+ H 2

O (l)

Para esta ecuación, realice el balance y completa las frases a continuación (0,5 ptos. c/u = 6 ptos.):

En la combustión del pentano (C5H12), mol(es) de en estado

reacciona(n) con mol(es) de en estado para for-

mar mol(es) de en estado y mol(es) de

en estado




A partir de la misma ecuación balanceada, completa la siguiente tabla (1 punto cada celda = 12 ptos.):

Unidad/ compuesto C5H12(l) O2(g) → CO2(g) H2O(l)

Mol →

Número de moléculas →

Gramos (g) →

Para la reacción anterior, responde:

a) ¿Cuántos gramos de O2 serán necesarios para que reaccionen completamente 15 moles de C 5H12? (3 ptos.)

b) ¿Qué masa de agua (H2O) se forma por la reacción de 50 g de pentano (C 5H12) y 14 moles de O2? (5 ptos.)

c) Calcular la masa de CO2 que se forma a partir de la reacción completa de 6 moles de C5H12 si el rendimiento de la

reacción fuera del 75% (4 ptos.)

4 La fotosíntesis es un proceso vital para las plantas y para nuestro ecosistema, en el cual el dióxido de carbono (CO 2)se mezcla con agua (H2O) y en presencia de luz forman glucosa (C6H12O6) y oxígeno respirable (O2) . Este importanteproceso se puede resumir en la siguiente ecuación química no balanceada:

CO 2(g) + H 2 O (l) → C 6 H 12 O 6(s) + O 2(g)

Luz

Para esta reacción:

a) Escribe la ecuación química balanceada (2 ptos.)b) Responde, ¿cuántos moles dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O) se necesitan para producir 10 moles de oxígeno respirable

(O2)? (4 ptos.)

c) Responde, ¿cuántos gramos de glucosa (C6H12O6) se pueden producir por la reacción completa de 320 g de CO2? (3 ptos.)

d) Responde, ¿cuántos moles de C6H12O6 y de O2 se pueden producir por la reacción de 180 g de CO2 y 200 g de H2O?(5 ptos.)

e) Responde, ¿qué rendimiento tendría la reacción si la reacción completa de 3 moles de CO2 generara 90 g de O2? (4 ptos.)

Revisa tus respuestas en el solucionario, calcula tu puntaje e interpreta tu resultado:• Bajo 41 puntos: No has logrado los propósitos de la unidad. :(

• Entre 41 y 53 puntos:Has logrado medianamente los propósitos de la unidad. :/








SOLUCIONARIOUNIDAD 1

Piénsalo y compártelo (pág. 11)

Las respuestas a las preguntas planteadas en la actividad deben ser desa-rrolladas por ti con la guía de tu profesor si lo necesitas, pues constituyen unacercamiento a los contenidos desde lo que tú conoces y/o piensas.

Actividad inicial (pág. 12-13)1. Año 1808 1897 1911 1913

Representacióngráfica

Nombre delmodelo

----------- Budín de pasas Planetario Estacionario

Científico que lopropuso

John Dalton (sele asocia…)

J.J. ThomsonErnest

RutherfordNiels Bohr

Consiste en

No era unmodelo, sino unpequeño grupode postulados

que…

Las cargasnegativas

(electrones) seencuentran…

Los electronesgiran en torno aun conglomera-

do central…

Los electronesgiran alrededordel núcleo en…

Se caracterizapor

----------- Incorpora partí-culas de carganegativa…

Incorpora elconcepto denúcleo atómico

Incorpora elconcepto deniveles…

2. Z = cantidad de protones en el núcleo de un átomo. De este valor de-pende el nombre que se le da al elemento.

A = suma de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. Ion = átomo o grupo de átomos que tiene una carga positiva o negativa.3.

Átomoo Ion

Nombreelemento Z A

Pro-tones(p+)

Elec-trones

(e–)

Neu-trones

(n0)Carga

C 14

6 Carbono 6 14 6 6 8 0

Al 27

13 Aluminio 13 27 13 13 14 0Br

80

35

1– Bromo 35 80 35 36 45 –1

Cl 35

17

1– Cloro 17 35 17 18 18 –1

Cu 65

29

2+Cobre 29 65 29 27 36 +2

Lloviendo ideas (pág. 14)

Estas preguntas deben ser respondidas solo con lo que sabes, para que tuprofesor pueda reconocer los conocimientos e ideas que ya tienes sobres loscontenidos que serán estudiados en la Lección.

Practice your English (pág. 14)

Considerando que la palabra “matter” se puede entender como “materia”

o como una conjugación verbal para decir que algo es importante, la frasese puede entender como:a) Los átomos son los que nos hacen a todos materia, yb) Los átomos son los que nos hacen a todos importantes.

Actividad 1 (pág. 14)

Tu línea de tiempo debería incluir toda la información ya organizada en laactividad 1 de la actividad inicial de la Lección, además de una mención alos griegos hacia el siglo V a.C.

Averígualo (pág. 15, superior)

Física clásica: Física que se basa en principios anteriores a los de la me-cánica cuántica.


a) física clásica; b) mecánica cuántica; c) mecánica cuántica; d) física clásica.

Averígualo (pág. 15, inferior)

Onda: vibración mediante la cual se transmite energía.Longitud de onda: se representa por la letra griega lambda (λ) y es la dis-tancia entre puntos iguales de ondas sucesivas. Se mide en metros (m).Frecuencia: representada por la letra griega “nu” ( υ), corresponde a la

cantidad de ondas que pasan por un punto determinado en un segundo. Enpalabras más sencillas, es la cantidad de veces que se repite una onda en unsegundo. Se mide en Hertz (Hz).¿Cómo se relacionan? Cuando baja la longitud de onda, sube la frecuen-cia y sube la energía. Y cuando crece la longitud de onda, baja la frecuenciay con ello también baja la energía.


La actividad no tiene una única respuesta correcta, pues depende de tusvivencias personales. Sin embargo, lo más probable es que algo hayas es-cuchado de todos ellos, excepto quizás de los rayos ultravioleta (que sondetenidos en parte por la capa de ozono que rodea la Tierra), de los rayosgamma (muy importantes en radiactividad) y de las ondas infrarrojas (queen general las percibimos como calor).

Averígualo (pág. 17, superior)Prisma: Poliedro que tiene dos caras paralelas e iguales llamadas bases ysus caras laterales son paralelogramos.

Por ejemplo:

Desafío (pág. 17)

El grupo es Pink Floyd. El disco se llama The dark side of the moon . Y laimagen es un triángulo al que ingresa un haz de luz blanca, que luego salecon todos los colores del espectro visible.

Desafío (pág. 17, inferior)

a) Porque son radiaciones de alta energía, por lo que pueden causar dañosserios en nuestra piel.

b) Solo vemos las radiaciones que conforman el espectro visible (colores, anuestros ojos). De las demás, solo podemos sentir –con la piel– las ondasinfrarrojas como el calor irradiado por objetos. Las demás radiaciones nolas podemos percibir, aunque sus efectos sí notamos, por ejemplo: que-maduras en la piel por rayos ultravioleta, los alimentos se cocinan dentrodel microondas, mutaciones genéticas por exposición a rayos gamma.

Para pensar (pág. 17)

Aunque la respuesta es personal, si alguna vez has necesitado de una radio-grafía, entonces el aporte de Roentgen sí ha sido útil e importante para ti. Porsu parte, si padeces o has padecido de anemia perniciosa, el aporte de Hodg-kin ha sido vital para ti. Considerar que la anemia perniciosa en Chile, afectaalrededor del 1% de la población nacional (fuente de la estadística: http://

www.basesmedicina.cl/hematologia/15_3_anemia_mega/contenidos.htm)Si pensamos que la anemia perniciosa es un trastorno serio que debe ser trata-do, lo mismo que alteraciones en nuestro esqueleto, entonces es evidente queRoentgen y Hodgkin han contribuido significativamente con la humanidad.


No existe una única respuesta correcta para esta actividad, pues se trata de juicios de valor. No obstante, es importante que el debate sea respetuoso ybien argumentado.


En el de Bohr (modelo estacionario), por la existencia de niveles de energíadefinida (cuantizada).



Solucionario


El sensor fotosensible tiene muchas celdas me-tálicas que al recibir fotones (partículas de luz)liberan electrones, tal cual lo predice el efectofotoeléctrico. Dichos electrones son señales eléc-tricas, que después se transforman en datos di-gitales y se almacenan. Uno de los más famosos

sensores fotosensibles es el CCD. Te invitamos ainvestigar sobre él.

Averígualo (pág. 22)

Rendija

Altovoltaje

Tubo de descarga

Placa fotográfica

Espectro delíneasPrisma

Luz separada ensus componentes

400 nm 500 600 700

b)

a)

Figura S.1 a) Dispositivo experimental para es-tudiar los espectros de emisión de átomos y mo-léculas. El gas en estudio se encuentra en un tubode descarga que contiene dos electrodos. Al fluirlos electrones del electrodo negativo al electrodopositivo, chocan con el gas. Este proceso de cho-que finalmente provoca la emisión de la luz porparte de los átomos (o moléculas). La luz emitidase separa en sus componentes por medio de unprisma. Cada componente de color se enfoca enuna posición definida, de acuerdo a su longitud deonda, y da lugar a una imagen colorida sobre laplaca fotográfica. Las imágenes a colores se deno-

minan líneas espectrales.b) Espectro de emisión de líneas de cualquierátomo de hidrógeno.


Obtener los espectros de emisión de los elemen-tos presentes en la mezcla (usando las máquinasapropiadas) y luego, comparar esos espectros conlos espectros de todos los elementos conocidoshasta encontrar a cuáles son idénticos. Como cadaespectro es único para cierto elemento, al encon-trar dos iguales, podemos asegurar que se trata deun mismo elemento.

Desafío (pág. 25, superior)

A partir de los tres primeros postulados, el mode-lo que se deriva es:

Núcleo+

n =1n =2

n =3

Ahora, incluyendo el cuarto postulado:

Núcleo+

n =1

n =2

Pierdeenergía

Ganaenergía

No gana nipierde energía

n =3


Los objetos que brillan en la oscuridad se dejan“cargando” a la luz, lo que sería entregarle ener-gía a los electrones para que suban de nivel yen la oscuridad, cuando ya no están recibiendoenergía que excite a los electrones, entonces es-tos empiezan a retornar a su estado basal, libe-rando energía.


Nivel 1 = 2 electrones; nivel 2 = 8 electrones;nivel 3 = 18 electrones; nivel 4 = 32 electrones.


35p


Igual (pues las diferencias energéticas entre losdos niveles es la misma, sin importar si un elec-trón va subiendo o bajando).


Color rojo con estroncio, verde con cobre, lila conpotasio y naranjo con sodio.


Si bien los argumentos son individuales y puedenvariar, es importante reconocer que incluso losgrandes científicos son tan humanos como cual-quiera de nosotros y también cometen errores.

Laboratorio: Fuego de color (pág. 28-29)

Las preguntas planteadas deben ser revisadaspor tu profesor, constituyen parte del proceso deconclusión y análisis que debe ser hecho a partirde las observaciones tomadas durante el práctico.


Los resultados de su trabajo deberían llevarlos alas siguientes respuestas generales:a) Diferentesb) No. Debía ser una específica.c) La lana representaba a los electrones en su

comportamiento como onda, y al hacer quedicha onda se cerrara sobre sí misma, se com-pletaba una órbita de energía definida.


Para explicar la idea de la dualidad en términossimples, los físicos usaban un experimento imagi-nario llamado el “experimento de la doble rendija(o de la doble ranura)”. En este experimento sehacía incidir un haz de electrones sobre una placaprovista de dos rendijas próximas y se observaba

qué pasaba sobre una pantalla detectora colocadadetrás de las rendijas sobre la cual cada electrónproducía un punto luminoso al chocar. Si los elec-trones se comportasen como partículas al pasarpor las rendijas el patrón esperado en la pantallasería el de dos franjas luminosas, cada una de ellasimagen de una de las rendijas. Sin embargo, deacuerdo a la física cuántica, el haz electrónico sedividiría en dos y los haces resultantes interferiríanuno con otro, formándose en la pantalla un curio-so patrón de bandas oscuras y luminosas. Reciénen 1961 alguien (Claus Jönsson de Tübingen, Ale-mania) llevó a cabo el experimento en el mundoreal y comprobó que nuestra realidad es cuántica.

Te recomendamos buscar en internet un videodel “Dr. Quantum” donde se ilustra de forma muylúdica el experimento acá mencionado.


Por comparación. Porque los electrones dejaronla misma marca que dejaban los rayos X, que sesabía que eran ondas (pág. 16-17). Por tanto, loselectrones se estaban comportando igual que lasondas (o sea, tenían que ser ondas), pero hastaese entonces se había comprobado que los elec-trones eran partículas. Así, se concluye que loselectrones son ambas cosas, onda y partícula a lavez, que era lo propuesto por de Broglie (naturale-za dual, como la luz).

Para pensar (pág. 32)Aunque las respuestas podrían variar entre es-tudiantes, éstas deberían rondar las siguientesideas: Es importante porque nos permite cono-cer (y ver) el mundo de los átomos, quitándoleun poco de espacio a la sola teoría abstracta. Ycomo posibles usos está el trabajo en nanotec-nología y el reconocimiento de la organizaciónde los átomos en determinadas estructuras, pormencionar algunos.

Desafío (pág. 33)

Aunque las respuestas pueden variar, es funda-mental que en el análisis consideren una dismi-nución de tamaño, pues es el tamaño del sistemalo que impide la medición precisa y simultáneade la cantidad de movimiento y la posición.


Si no es posible conocer la posición del electróncon exactitud, entonces no puede ser posible queexista un “camino” fijo que éste recorra (órbita).Luego, se desecha la idea de que los electrones setrasladan siguiendo órbitas definidas.


Porque la química estudia la materia y sus trans-formaciones y estas últimas se explican por el




comportamiento de los electrones, por tanto,aunque existan otras partículas, ellas no cola-boran –hasta donde sabemos– con explicar loscambios químicos que sufren las sustancias.


1. No podríamos predecir con exactitud si laTierra se encuentra en peligro de ser impac-

tada por ese tipo de objetos.2. No, pues tal como predice el principio de

incertidumbre, no podemos medir con exac-titud la posición de un electrón y la cantidadde movimiento de éste, que son las variablesque se analizan para estudiar el comporta-miento de los asteroides.

3. No. El principio de incertidumbre se aplicapara partículas muy pequeñas (subatómicas).

Cuánto aprendí de esta Lección (pág. 35)

1. Es la emisión de energía en forma de ondaselectromagnéticas, producida muchas vecescuando los electrones de un átomo regresandesde un estado excitado a su estado basal.Algunos ejemplos: los láser, la energía infra-rroja de los cuerpos calientes, los rayos X, laluz de colores de los fuegos artificiales, etc.

2. No. Como la energía está cuantizada, loselectrones permanecen a ciertas distanciasdel núcleo (niveles de energía).

3. Significa que su comportamiento es a la vezel de una partícula (cuerpo con masa) y el deuna onda (sin masa). Esto implica que el elec-trón a veces interactúe con la materia (par-tícula) y a veces no (onda). Una implicanciapráctica es el desarrollo de microscopios dealta tecnología.

4. El principio de incertidumbre establece queno es posible conocer simultáneamente ycon exactitud la posición y cantidad de mo-vimiento de un electrón, lo que implica queno es posible conocer el recorrido exacto deestas partículas, por tanto la idea de órbitafue desechada.

5. La ecuación de Schrödinger es una ecuaciónmatemática que busca describir el compor-tamiento de un electrón considerando su na-turaleza dual. Su importancia radica en quea partir de ella se pudo desarrollar un mode-lo atómico basado en funciones de onda yprobabilidades que actualmente usamos.

6. a) Los electrones se organizan en nivelesde energía (aún aceptado).b) Los electrones giran alrededor del nú-

cleo describiendo órbitas circulares(desechado, según el principio de in-certidumbre, no es posible conocer latrayectoria exacta de un electrón dentrodel átomo).

c) Los niveles aumentan su energía a me-dida que se alejan del núcleo (aún acep-tado).

d) Los niveles que permanecen en su nivelno ganan ni pierden energía (aún acep-tado).

7. Una ampolleta común tiene un filamento detungsteno (fino alambre de ese material),cuyos electrones son excitados por el pasode corriente eléctrica a través de él. Esta ex-

citación provoca que los electrones suban denivel y que al regresar a su nivel original emi-tan fotones que son la luz que vemos salir dela ampolleta.

8. 28 electrones.

Para practicar más (pág. 35)

Ambas actividades propuestas son invitaciones ay trabajar un poco más, y para conservar la liber-tad de esa búsqueda, solo haremos sugerencias:1. Sugerimos trabajar con el modelo de Thom-

son (“budín de pasas”), el de Rutherford(“planetario”) y el de Sommerfeld. Este úl-timo un poco menos conocido.

2. El mapa conceptual debe ser útil para ti. Por

tanto, organiza la información bajo ideas que tite hagan sentido. Por ejemplo: qué concepto sedesprende de cuál, la importancia según tú, lafecha en que fue propuesta una idea, la ramade la ciencia de la que procede el científico,etc…

Actividad inicial (pág. 36-37)

I.1. Partícula2. de Broglie3. incertidumbre4. menos5. exactitud

6. electromagnética7. microscopios8. identificar

9. energía10. cuantizada11. más12. posición13. electrones

14. Schrödinger15. onda

II. 1. Que permitió buscar explicaciones alcomportamiento de los electrones tra-tándolo como onda, lo que luego seplasmó en la ecuación de Schrödinger.

2. Que permitió entender que no se po-día conocer el recorrido exacto de loselectrones y por tanto, se incorporó elconcepto de zonas de probabilidad (or-bitales atómicos).

3. Que permite comprender el comporta-miento del electrón dentro del átomo y

la existencia de zonas de probabilidaddonde se mueven los electrones.


Estas preguntas deben ser respondidas solo conlo que sabes, para que tu profesor pueda recono-cer los conocimientos e ideas que tienes sobreslos contenidos de la Lección.

Desafío (pág. 39)

* que es una aproximación: la figura nomuestra nada definido y los puntos parecenestar distribuidos al azar en el espacio dado.

* movimiento de los electrones: la figura tienemuchos más puntos que los electrones de los ele-mentos conocidos, lo que significa que los puntosno son electrones quietos, sino la posición de unode ellos en un momento cualquiera.

* probabilidad: los puntos (electrones) no si-guen ningún camino trazado, sino que se agru-

pan en ciertas zonas.* nube difusa: Los puntos no forman algo sóli-do, y podemos ver el fondo blanco entre ellos.

* nube negativa: la nube está rodeando a uncentro positivo, por tanto tiene que tener cargaopuesta.

* densidad variable de la nube: hay zonas másconcentradas que otras (zonas más celestes).


La maqueta y si se ajusta con lo esperado, debe serrevisada por tu profesor.

Desafío (pág. 40)

El modelo mecano-cuántico cumple el principio

de incertidumbre al decir que el electrón se mue-ve sin trayectoria definida alrededor del núcleo.Actividad 12 (pág. 40)

Los resultados son experimentales, por cuantomientras escribas exactamente lo que sucedió,estará correcto. Recuerda que resultados que noapoyen la teoría son importantes también.


Tamaño y forma de un orbital es justamente eso:qué tan grande es la zona de probabilidad y quéforma geométrica tiene.Partiendo de la base que el electrón se muevealrededor del núcleo:* tamaño del orbita dependerá de: qué tan lejos

del núcleo se anda moviendo el electrón, y* forma del orbital será la forma geométrica que

puede contener la mayor parte de los sitios pordonde se mueve cierto electrón.


Las letras s , p , d , y f provienen de las palabrasinglesas s harp (agudo), p rincipal, d iffuse (difu-so) y f undamental , que se usaban para describirciertas características de los espectros antes quese desarrollara la mecánica cuántica.

Desafío (pág. 42)

Por espacio, la respuesta se entrega de forma ho-rizontal, en lugar de tabla.

n=1 → ℓ=0(s) n=2 → ℓ=0(s); ℓ=1(p) n=3 → ℓ=0(s); ℓ=1(p); ℓ=2(d) n=4 → ℓ=0(s); ℓ=1(p); ℓ=2(d); ℓ=3(f) n=5 → ℓ=0(s); ℓ=1(p); ℓ=2(d); ℓ=3(f); ℓ=4(g) n=6 → ℓ=0(s); ℓ=1(p); ℓ=2(d); ℓ=3(f); ℓ=4(g);

n=5(h)

Desafío (pág. 43)

La respuesta corresponde al diagrama de orbita-les hasta n = 4 que se encuentra en la página 46de este libro (tabla 1.5).



Solucionario

Desafío (pág. 44)

Al hacer girar la esfera en el origen del sistema decoordenadas, siempre veremos la misma figura.Luego, solo hay una manera de orientarla en elespacio. En el caso de los lóbulos, existen tres po-sibilidades, una por cada eje, vale decir: el lóbulosobre el eje X, sobre el eje Y y sobre el Z. Todas

ellas diferentes entre sí.Actividad 13 (pág. 45)

Relación matemática: cantidad de mℓ = 2∙ ℓ + 1

Desafío (pág. 45)

a) 5 ; b) 11.


El tamaño. El orbital 3s es más grande que el 1s.


1. El nivel 1 contiene 1 subnivel (s) que a su veztiene 1 orbital.El nivel 2 contiene 2 subniveles (una s y unap). El subnivel s contiene 1 orbital y el subni-vel p contiene 3 orbitales.

El nivel 3 contiene 3 subniveles (un s, un py un d). El subnivel s contiene 1 orbital, elsubnivel p contiene 3 orbitales y el subniveld contiene 5 orbitales.

El nivel 4 contiene 4 subniveles (un s, un p,un d y un f ). El subnivel s contiene 1 orbital,el subnivel p contiene 3 orbitales, el subniveld contiene 5 orbitales y el subnivel f contie-ne 7 orbitales.

2. a) –1, 0, +1 b) –2, –1, 0, +1, +2c) 0 d) –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

3. Porque no se está tomando el nivel comple-to, sino que se está hablando de subcapas (o

subniveles) específicos, que para diferenciar-los entre sí deben tener ya asignado el valorde ℓ (s = 0, p =1, d =2, f = 3, etc). Además,no sería posible determinar el conjunto devalores de mℓ sin contar con el valor de ℓ.

4. Que en el caso de buscar los valores de m ℓ para 3p estamos trabajando con una sub-capa (o subnivel) que tiene un valor de ℓdefinido,1 en este caso, y por tanto sólo seconsideran los números entre -1 y 1, mien-tras que para el nivel 3 completo existe unconjunto mayor de m ℓ , pues cada subcapatiene los suyos, como se puede apreciar en eldiagrama de orbitales de la tabla 1.5.

Desafío (pág. 47)Efecto Zeeman.


Se observa que el electrón no solo se mueve al-rededor del núcleo, sino que también gira sobresu propio eje (rota y se traslada). Además, el elec-trón solo tiene dos sentidos de giro posible (haciala derecha y hacia la izquierda).


Traducción de parte de la carta enviada por L.H.Thomas a S. Goudsmit: “Pienso que usted y

Uhlenbeck tuvieron mucha suerte de haber pu-blicado su electrón que gira antes de que Paulilos escuchara. Parece ser que hace más de unaño atrás Kronig creyó que el electrón giraba ytrabajó en eso; el primero al que se lo mostró fuePauli. Pauli ridiculizó tanto todo el trabajo que laprimera persona en leerlo se volvió también la úl-tima y nadie más escuchó nada al respecto (…)”


Aunque la respuesta es personal, consideramosnecesario que leas lo que a nosotros nos dejó laexperiencia de Kronig: “Es de suma importanciaconfiar siempre y en todo momento en uno mis-mo y en nuestras capacidades. Y aunque siemprese debe respetar a los demás, atreverse a mani-festar y defender las propias ideas –por extrañasy novedosas que parezcan– es vital para el éxito”.

Desafío (pág. 48)

No se puede predecir el espín electrónico en con-creto, pero debe ser + ½ o – ½ , pues no existeuna tercera posibilidad para el espín.

Actividad 16 (pág. 49)a) ms = + ½ ; ( ) ; Sentido manecillas del reloj;

Giro a la derecha ;b) ms = – ½ ; ( ) ; Sentido contrario manecillas

del reloj; Giro a la izquierda;


Si tu respuesta está o no correcta, dependerá dequé tanto fundamento ofrezcas. Defiende tu opi-nión con argumentos sólidos.


La tecnología de la información permite un avancemás rápido de la ciencia, pues es más fácil conocerlas líneas de investigación y los trabajos de los de-más miembros de la comunidad científica, ya seapara utilizarlos de punto de partida, de fuente, dedato o para no repetir un experimento ya realizado.

Desafío (pág. 49)

La palabra “espín” proviene del verbo inglés “tospin” que significa “girar”.


1. Porque coincide con lo propuesto para el es-pín: el electrón genera un campo magnéticoque solo tiene dos posibilidades (solo haydos desviaciones en el experimento).

2. Los átomos en los que el número cuánticomagnético de espín (ms) del electrón no apa-

reado es +1/2 se desvían en una dirección;aquellos en los que el ms es –1/2 se desvíanen la otra.


1. Es un núcleo positivo rodeado de una nubede carga negativa, que tiene más densidaden ciertas zonas que en otras, aunque sucarga es baja en todas partes. Los electro-nes se distribuyen en zonas de probabilidad(orbitales atómicos), aunque no tienen unatrayectoria fija.

2. Es la zona de mayor probabilidad de encon-trar un electrón.

3. Son números derivados (3 de ellos) de lasolución de la ecuación de Schrödinger parael átomo de hidrógeno. Sirven para describirorbitales (los tres primeros) y a un electrónen específico (el cuarto).

4. n : número cuántico principal, representa ladistancia desde un orbital al núcleo (tamañodel orbital). Toma valores enteros desde 1hasta 8.

ℓ : número cuántico secundario, representala forma del orbital. Toma todos los valoresdesde 0 hasta n –1.

m ℓ : número cuántico magnético, representala orientación espacial de un orbital. Tomatodos los valores desde –ℓ a + ℓ .

m s : número cuántico magnético de espín,representa el giro de un electrón específico.Puede tomar dos valores: +1/2 y –1/2.

5. El nivel 5 contiene 5 subniveles (un s , un p ,

un d , un f y un teórico subnivel g.). El subnivels contiene 1 orbital, el subnivel p contiene 3orbitales, el subnivel d contiene 5 orbitales yel subnivel f contiene 7 orbitales, el subnivelg tiene 9 orbitales.

6. a) n = 2; ℓ = 0 b) n = 4; ℓ = 2 c) n = 5;ℓ = 3 d) n = 1; ℓ = 0 e) n = 3; ℓ = 1

7.n ℓ m

ℓ m

s Justificación

5 5 –2 +1/2 ℓ toma valores solohasta n – 1

0 1 0 –1/2 n toma sólo valorespositivos

1 0 0 0ms solo puede valer+ ½ o – ½

–2 1 –1 +1/2 n toma solo valorespositivos

3 1 2 –1/2 mℓ no puede su-perar el valor de ℓ


Las actividades propuestas son invitaciones a ave-riguar y trabajar un poco más, y para conservar lalibertad de esa búsqueda, solo haremos sugeren-cias y comentarios que puedan guiar tu trabajo:1. El mapa conceptual debe ser útil para ti. Or-

ganiza la información bajo ideas que ti tehagan sentido, lo que no tiene porqué serigual a lo de tus compañeros.

2. En general, sería conveniente realizar un dia-grama de orbitales al menos hasta n = 4.3. Lo esperable es que tus nuevas respuestas

usen conceptos vistos en la unidad y quecomprendas mejor la similitud entre el com-portamiento de los electrones y de las perso-nas en un concierto.

Actividad inicial (pág. 52-53)

1. electrones; núcleo; nube; negativa.2. orbital3. nivel; distancia; uno




4. momento angular; cero5. magnético; subcapa6. esfera; dos

W X M O Z O I G P M R G R O X

U G H Q N H R R F O X S A R E

V M Z M P U L B T T U O L E N

N E G A T I V A I B U A U C D

A N U C L E O E C T R X G P O

S I M B A U B A G E A S N I S

H E C X R U P Z F A T L A A L

E T N N N A Y S L B K E O T R

Q L G O A T E D E G G O T L D

L W D U R T N K V F J L N F K

E Z R B N T S Q I D S X E S O

V H M U U Z C I N A M X M E W

W D N D M N A E D U B I O G J

X G O S J Q X Z L S O S M C X

M A G N E T I C O E L X I C K


Estas preguntas deben ser respondidas solo con loque sabes, para que tu profesor pueda reconocerlos conocimientos e ideas que ya tienes sobres loscontenidos que serán estudiados en la Lección.

Para pensar (pág. 54, superior)

Esta pregunta aún no tiene respuesta. Los cien-tíficos aún no han descubierto cuál es el puntoen que la organización de los átomos (inertes) sehace tan compleja que genera una nueva estruc-tura, una nueva organización (célula), que es ca-paz de cumplir con los ocho requisitos que existenpara que algo se considere “vivo”: reproducción,metabolismo, irritabilidad, homeostasis, creci-miento, movimiento, organización y adaptación.

Para pensar (pág. 54, inferior)

Porque las transformaciones de la materia, temacentral para la química, se explican por el com-portamiento de los electrones, lo que a su vezdepende de su ubicación, naturaleza dual, inte-racciones, giro, etc... Luego, es necesario saberde electrones para comprender a los elementos ymoléculas y cómo estos interactúan y reaccionan.


Traducción: En otras palabras: “El principio de Pau-li establece que: un electrón en una posición infi-nitamente improbable no puede estar en la mismainfinitamente improbable posición que otro elec-trón”. Es importante mencionar que esta formade expresar el principio de exclusión de Pauli enningún caso es formal y toma con humor la natu-raleza probabilística del modelo mecano-cuántico.

Desafío (pág. 55)

Al llenar correctamente los orbitales (cajas), los 4electrones del berilio tienen al menos un númerocuántico diferente entre sí, pues ellos son:n = 1, ℓ = 0 , m ℓ =0 ; m s = + ½n = 1, ℓ = 0 , m ℓ =0 ; m s = – ½n = 2, ℓ = 0 , m ℓ =0 ; m s = + ½n = 2, ℓ = 0 , m ℓ =0 ; m s = – ½

Desafío (pág. 56)

El Helio es diamagnético (todos sus electronesquedan apareados), mientras que el Boro es pa-ramagnético, pues uno de sus electrones quedadesapareado.

Actividad 17 (pág. 57)a) Paramagnéticob) Paramagnéticoc) Diamagnético

d) Paramagnéticoe) Diamagnético


Cantidad de electrones por subnivel = 4∙ ℓ + 2.

Recordar que en la fórmula se utilizarán los nú-meros que se asocian con las letras de los subni-veles: s = 0; p = 1; d = 2; f = 3

Desafío (pág. 57)

1. subcapa s : 2 electrones subcapa p : 6 electrones subcapa d : 10 electrones subcapa f : 14 electrones2. Nivel 1 (n = 1) : 2 electrones Nivel 2 (n = 2) : 8 electrones Nivel 3 (n = 3) : 18 electrones Nivel 4 ( n= 4) : 32 electrones

Desafío (pág. 58)

a) 1; b) 0; c) 3; d) 2Actividad 21 (pág. 59)

1. Al (Z = 13) Aluminio es paramagnéticon = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

3. Si (Z = 14) Silicio es paramagnéticon = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1n = 3 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1


1. S (Z = 16)n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

n = 3 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

Números cuánticos del electrón diferencial(encerrado en círculo): n = 3; ℓ = 1 ; m ℓ =–1 ; m s = –½ .

2. Na (Z = 11)n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

n = 3 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

Números cuánticos del electrón diferencial (ence-rrado en círculo): n= 3; ℓ = 0 ; m ℓ = 0; m s = + ½ .3. P (Z = 15)n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1n = 3 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

Números cuánticos del electrón diferencial (ence-rrado en círculo): n= 3; ℓ = 1 ; m ℓ = 1 ; m s = + ½ .

Desafío (pág. 60)

Te presentamos una de las posibilidades para re-crear el diagrama de diagonales: En una hoja cua-driculada escribe hacia arriba los números del 1 al8, un número por cuadrado. Luego, en la columnasiguiente, parte escribiendo desde un cuadrado

más arriba y escribe hacia arriba los números del2 al 7. En la tercera columna escribe hacia arribadel 3 al 6, partiendo desde un cuadrado más arri-ba que la anterior y en la cuarta columna escribehacia arriba el 4 y el 5, partiendo también un cua-drado más arriba que en la columna anterior. Des-pués, al lado de todos los números de la primeracolumna escribe una “s”, al lado de los númerosde la segunda columna una “p”, de la tercera una“d” y al lado del 4 y 5 finales una “f”. Ahora esta-mos listos para realizar las flechas sobre el diagra-ma y obtener el orden de llenado de las subcapas,respetando el principio de mínima energía.


Cl (Z = 17)n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

n = 3 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

Configuración electrónica del Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5



Solucionario

Para los elementos siguientes solo se presentansus configuraciones electrónicas completas:Boro: 1s2 2s2 2p1 Sodio: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Aluminio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3s1


Ne: 1s2 2s2 2p6

Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Ca2+ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6


Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Ar (Z = 18): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

P (Z = 15): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Ga (Z=31): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1

Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2

Sc (Z=21): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

Cd (Z=48): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10


Se les llama gases “nobles” porque son especies

poco reactivas, que en general no se combinancon otros elementos, pero de hacerlo, formancompuestos importantes. La denominación an-tigua era la de gases “inertes”, que fue válidamientras se creyó que estos gases nunca reac-cionaban. Cuando se descubrieron compuestosque contenían a estos gases (como el XeF4), ladenominación de “inertes” dejó de ser correcta.


Sc (Z = 21): [Ar] 4s2 3d1

Br (Z = 35): [Ar] 4s2 3d10 4p5

Ga (Z = 31): [Ar] 4s2 3d10 4p1


Podemos saber la identidad del elemento al de-terminar en qué subcapa se encuentra el electróndiferencial y cuántos electrones hay en esa sub-capa. Con esa información, aplicamos el principiode mínima energía que nos asegura que los orbi-tales anteriores a esa subcapa están todos llenos,y así encontrar la cantidad total de electrones delelemento y desde ahí saber qué elemento es, porla relación entre protones y electrones (igualesen átomos y diferentes en iones). Para el ejemplotenemos que: n = 3, ℓ = 1, m ℓ = –1, m s = –½,e interpretando los valores, vemos que el últimoelectrón se encuentra en la subcapa 3p siendoel segundo electrón que ingresó a ocupar la pri-mera caja, luego en la subcapa hay 4 electrones.Así, el final de la configuración electrónica será3p4. Ahora, como el principio de aufbau aseguraque hacia atrás todos los orbitales están llenos,la configuración electrónica completa es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Entonces, al sumar los electronesvemos que son 16 y como la especie es neutra(átomo), también tendrá 16 protones (númeroatómico), que según la tabla periódica corres-ponde al azufre (S).


a) (2,1,0,+½ ) b) (2,1,0,–½ )c) (3,0,0,–½ )

Desafío (pág. 66)

a) Fluor (F) b) Sodio (Na)c) Rodio (Rh) d) Yodo (I)e) Rutherfordio (Rf)


B (Z = 5): [He] 2s2 2p1 (2, 1, –1, + ½ )I (Z = 53): [Kr] 5s2 4d10 5p5 (5, 1, 0, –½ )Co (Z = 27): [Ar] 4s2 3d7 (3, 2, –1, –½ )S (Z = 16): [Ne] 3s2 3p4 (3, 1, –1, – ½ )Y (Z = 39): [Kr] 5s2 4d1 (4, 2, –2, + ½ )K (Z = 19): [Ar] 4s1 (4, 0, 0, + ½ )

Desafío (pág. 67)

a) [Rn] 7s15f146d10 (excepción)b) [Ne] 3s23p5 (no excepción)


a) [Ne] 3s23p2 (no excepción)b) [Kr] 5s14d5 (excepción)


Otras excepciones al principio de mínima energía:

Plata (Ag), Oro (Au), Molibdeno (Mo).Desafío (pág. 69)

a) Be2+ b) Sc3+ c) Rb+

Desafío (pág. 70)

a) Br– b) P3– c) Te2–


Para formar cationes un elemento tiene que te-ner unos cuantos electrones más que aquellossuficientes para completar subcapas. Esto, paraque al momento de ceder electrones, el elementogane estabilidad al quedar con subcapas com-pletas.

Por otra parte, para formar aniones el elementodebe tener unos cuantos electrones menos que losnecesarios para completar las subcapas. De estaforma, el elemento tenderá a ganar electronespara llenar las subcapas incompletas y en general,logrará igualarse con el gas noble más cercano.

Desafío (pág. 71)

a) El nitrógeno N (Z = 7) tiene configuraciónelectrónica [He]2s2 2p3. A partir de ella po-demos ver que para estabilizarse puede, porejemplo: ganar 3 electrones para completarel nivel 2, perder 3 electrones para dejar sólollena su subcapa 2s o puede también perder5 electrones y quedar sólo con la subcapa 1s

llena. Así, para cada uno de los casos ante-riores formará un tipo de ion distinto: N3–,N3+, N5+, respectivamente.

b) En el caso del Hierro (Fe, Z=26), vemos queestá lejos del gas noble anterior (18 e-) y delsiguiente (36 e-). Pero, a partir de su configura-ción electrónica abreviada [Ar] 4s23d6 es posi-ble notar otras posibilidades de estabilización.Las más probables son: liberar los dos electro-nes del nivel 4, que lo dejarían como catiónFe2+ y la otra es liberar, además de los 2 elec-trones en 4s, el único electrón con ms = – ½

en la subcapa 3d (esto para quedar solo conelectrones de espines paralelos,+ ½). Esta úl-tima opción, daría como resultado el catiónFe3+. En resumen, el Hierro se estabiliza co-múnmente formando cationes Fe2+ o Fe3+.

Guía de ejercicios (pág. 71)

I. a) Litio, Li (Z = 3)

1s2

2s1

/ [He] 2s1

Paramagnético. Sí. Catión. Li +

(2, 0, 0, + ½ )b) Carbono, C (Z = 6)

1s2 2s2 2p2 / [He] 2s2 2p2

Paramagnético. No(2, 1, 0, + ½ )

c) Flúor, F (Z = 9)1s2 2s2 2p5 / [He] 2s2 2p5

Paramagnético. Sí. Anión. F–

(2, 1, 0, –½ )d) Magnesio, Mg (Z = 12)

1s2 2s2 2p6 3s2 / [Ne] 3s2

Diamagnético. Sí. Catión. Mg2+

(3, 0, 0, –½ )e) Azufre, S (Z = 16)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 / [Ne] 3s2 3p4

Paramagnético. Sí. Anión. S2–

(3, 1, –1, –½ )f) Potasio, K (Z = 19)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 / [Ar] 4s1

Paramagnético. Sí. Catión. K+

(4, 0, 0, + ½ )g) Titanio, Ti (Z = 22)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

[Ar] 4s2 3d2

Paramagnético. Sí. Catión. Ti4+

(3, 2, –1, + ½ )h) Cobalto, Co (Z = 27)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7

[Ar] 4s2 3d7

Paramagnético. Sí. Catión. Co2+

(3, 2, -1, –½ )i) Zinc, Zn (Z=30)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 [Ar] 4s2 3d10

Diamagnético. Sí. Catión. Zn2+

(3, 2, 2, –½ ) j) Selenio, Se (Z = 34)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4

[Ar] 4s2 3d10 4p4

Paramagnético. Sí. Anión. Se2–

(4, 1, –1, –½ )k) Itrio, Y (Z = 39)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1 [Kr] 5s2 4d1

Paramagnético. Sí. Catión. Y3+

(4, 2, –2, + ½ )l) Circonio, Zr (Z = 40)

1s2 2s2 p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2

[Kr] 5s2 4d2

Paramagnético. Sí. Catión. Zr2+ o Zr4+ (4, 2, –1, + ½ )




m) Molibdeno, Mo (Z = 42)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5

[Kr] 5s1 4d5

Paramagnético. Sí. Catión. Varios, entreellos Mo6+

(4, 2, 2, + ½ )n) Yodo, I (Z = 53)

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d10

4p6

5s2

4d10 5p5 / [Kr] 5s2 4d10 5p5

Paramagnético. Sí. Anión. I–

(5, 1, 0, –½ )o) Neodimio, Nd (Z = 60)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f4 / [Xe] 6s2 4f4

Paramagnético. Sí. Catión. Nd3+ , aun-que no se puede predecir desde la con-figuración(4, 3, 0, + ½ )

p) Europio, Eu (Z = 63)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f7 / [Xe] 6s2 4f7

Paramagnético. Sí. Catión. Eu2+

(4, 3, 3, + ½ )q) Tungsteno, W (Z = 74)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4

[Xe] 6s2 4f14 5d4

Paramagnético. Sí. Catión. Varios, entreellos W4+

(5, 2, 1, + ½ )r) Oro, Au (Z = 79)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10

[Xe] 6s1 4f14 5d10

Paramagnético. Sí. Catión. Au+

(5, 2, 2, –½ )s) Plomo, Pb (Z = 82)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p4

[Xe] 6s2 4f14 5d10 6p4

Paramagnético. Sí. Catión. Pb4+

(6, 1, –1, –½ )t) Actinio, Ac (Z = 89)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f1/[Rn] 7s2 5f1

Paramagnético. Sí. Catión. Ac3+

(5, 3, –3, + ½ )II. (2, 1, –1, + ½) (4, 0, 0, + ½) a) Z = 5 (Boro, B) a) Z = 19 (Potasio, K) b) 1 b) 1 c) B3+ c) K+

d) 3 d) 1(3, 1, 0, –½) (4, 1, –1, –½) a) Z = 17 (Cloro, Cl) a) Z = 34 (Selenio, Se) b) 1 b) 2 c) Cl– c) Se2–

d) 7 d) 6


1. Solo dos, porque se debe respetar el principiode exclusión de Pauli. Si existieran más elec-trones, inevitablemente para dos de ellos suscuatro números cuánticos coincidirían.

2. Los orbitales se llenan de menor a mayorenergía. Este orden se puede obtener utili-

zando el diagrama de diagonales.3. Ingresan primero todos los electrones con

ms= + ½ en orbitales diferentes. Y una vezque se ocuparon todos los orbitales comien-zan a ingresar los de ms antiparalelo (–½).

4. Es el ordenamiento de los electrones en or-bitales atómicos. Sirve para predecir algunaspropiedades de los elementos, así como paraubicarlos en la tabla periódica.

5. Se explica por la búsqueda de estabilidad.Para esto es necesario saber que la estabili-dad energética se encuentra cuando se tie-nen subcapas de electrones completas. Así,es posible predecir qué tipo de ion tiende aformar una especie según si le faltan o lesobran electrones para quedar con sus sub-capas completas.

6. La plata (Ag), pues al realizar primeramentesu configuración electrónica obtenemos [Kr]5s2 4d9, lo que indica que la subcapa 4d estáa un electrón de llenarse, por tanto el orbital5s le “prestará” el electrón a esa subcapa,terminando el elemento con una configura-ción electrónica [Kr] 5s1 4d10.

7. Diagrama de orbitales:n = 1 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

n = 2 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

mℓ

= 0

mℓ = –1, 0, 1

0

–1 0 +1

n = 3 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

ℓ = 2 (d)

mℓ = 0

mℓ = –1, 0, 1

mℓ = –2, –1,0, 1, 2

0

–1 0 +1

–2 –1 0 +1 +2

n = 4 ℓ = 0 (s) mℓ = 0

0

Configuración electrónica completa:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

Configuración electrónica abreviada: [Ar] 4s2 3d2

Número de orbitales llenos: 10Número de orbitales semillenos: 2Número de orbitales vacíos: 38. El elemento en cuestión es el Renio (Re,

Z=75). Su diagrama de orbitales se omitepor temas de espacio, pero debe dibujarsehasta el nivel 6 subcapa s (ℓ = 0), conside-rando que para el nivel 5 sólo se dibuja has-ta la subcapa f (ℓ = 3). Los orbitales llenos,semillenos y vacíos se detallan más abajo.

Configuración electrónica completa:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d5

Configuración electrónica abreviada: [Xe]6s2 4f145d5

Número de orbitales llenos: 35 (hasta subca-pa 5p + orbital 6s)

Número de orbitales semillenos: 5 (todos losde la subcapa 5d)

Número de orbitales vacíos: 7 (todos los dela subcapa 5f)


Las actividades propuestas son invitaciones a ave-riguar y trabajar un poco más, y para conservar lalibertad de esa búsqueda, solo haremos sugeren-cias y comentarios que puedan guiar tu trabajo:1. El mapa conceptual debe ser útil para ti. Por

tanto, organiza la información bajo ideasque te hagan sentido, lo que no tiene porquéser igual a lo de tus compañeros.

2. Los elementos son a tu elección, una vez rea-lizado, busca en libros, en internet o en tablasperiódicas comerciales las configuracioneselectrónicas de los elementos escogidos ycompáralas para comprobar si están correctas.

Síntesis (pág. 73)

12 4 1 10

7 9 2 6

5 8 3 11

Evaluación final (74-75)

I. Selección múltiple:

1. 2. 3. 4. 5.

C D C E D6. 7. 8. 9. 10.

D B C E E

II. Desarrollo:Configuración electrónica completaConfiguración electrónica abreviada¿Paramagnético o diamagnético?¿Catión o anión o no se puede predecir?Nos cuánticos del e- diferencial (n, ℓ , m ℓ , m s )a) Cloro, Cl (Z = 17)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 / [Ne] 3s2 3p5

Paramagnético. Anión(3, 1, 0, –½ )

b) Telurio, Te (Z = 52)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4 / [Kr] 5s2 4d10 5p4

Paramagnético. Anión(5, 1, –1, –½ )

c) Estroncio, Sr (Z = 38)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 /[Kr] 4s2

Diamagnético. Catión(5, 0, 0, –½ )



Solucionario

d) Zinc, Zn (Z = 30)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

[Ar] 4s2 3d10

Diamagnético. Catión(3, 2, 2, –½ )

e) Silicio, Si (Z = 14)1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 / [Ne] 3s2 3p2

Paramagnético. No se puede predecir(3, 1, 0, + ½ )f) Sodio, Na (Z = 11)

1s2 2s2 2p6 3s1 / [Ne] 3s1

Paramagnético. Catión(3, 0, 0, + ½ )

III. Desarrollo:a) El principio de mínima energía consiste en

que los orbitales se llenan de menor a ma-yor energía. Se aplica en la configuraciónelectrónica al seguir el orden que predice eldiagrama de diagonales.

Un ejemplo claro de su uso está en la confi-

guración del zinc: 1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d10 , donde se ve que la subnivel 3d solose completa después de que el orbital 4s sellena. Esto, porque el orbital 4s tienen menorenergía que los orbitales 3d.

b) El principio de exclusión de Pauli estableceque no pueden haber dos electrones con loscuatro números cuánticos iguales. La dife-rencia, entonces, la hace el ms.

Un ejemplo claro de su uso es la determi-nación de los cuatro números cuánticos delelectrón diferencial del estroncio (Sr), dondevemos que el orbital 5s tiene dos electrones,que debemos diferenciar. El primero de ellos

tiene números cuánticos (5, 0, 0, +½ ) yel segundo (5, 0, 0, –½ ). Como se puedeapreciar, los set de números no son iguales,pues difieren en el último.

c) El principio de máxima multiplicidad de Hunddice que en presencia de orbitales degenera-dos los electrones ingresan primero con espi-nes paralelos y solo cuando no hay orbitalesvacíos ingresan los de m s antiparalelo (–½).

Para mostrar un ejemplo claro de su uso esnecesario mostrar los orbitales como cajas yla organización de los electrones en su inte-rior. Por ejemplo, para el silicio, de configura-ción [Ne] 3s2 3p2 , al hacer el diagrama de

orbitales de la subcapa 3p:

–1 0 +1Vemos que el segundo electrón ingresa en el se-gundo orbital, no junto con el primer electrón yque ambos tienen el mismo ms (+ ½ ).IV. OBSERVACIÓN: Los diagramas de orbitales

se omiten por temas de espacio pero en lasrespuestas sobre orbitales se especifican cuá-les deben estar vacíos, llenos y semillenos y apartir de eso, puedes corregir tus respuestas.

a) El elemento es Magnesio (Mg, Z=12) Configuración electrónica abreviada:

[Ne] 3s2

Número de orbitales llenos: 6 (hastasubcapa 3s)

Número de orbitales semillenos: 0 Número de orbitales vacíos: 0

b) El elemento es Carbono (C, Z=6) Configuración electrónica abreviada:

[He] 2s2 2p2

Número de orbitales llenos: 2 (hastasubcapa 2s)

Número de orbitales semillenos: 2 (losdos primeros de la subcapa 2p)

Número de orbitales vacíos: 1 (el tercerode subcapa 2p)

c) El elemento es Argón (Ar, Z=18) Configuración electrónica abreviada:

[Ne] 3s2 3p6

Número de orbitales llenos: 9 (hasta

subcapa 3p) Número de orbitales semillenos: 0 Número de orbitales vacíos: 0d) El elemento es Tecnecio (Tc, Z=43) Configuración electrónica abreviada:

[Kr] 5s2 4d5

Número de orbitales llenos: 19 (hastasubcapa 4p + orbital 5s)

Número de orbitales semillenos: 5 (to-dos los de la subcapa 4d)

Número de orbitales vacíos: 7 (todos losde la subcapa 4f)

UNIDAD 2


Las respuestas a las preguntas planteadas en laactividad deben ser desarrolladas por ti con laguía de tu profesor si lo necesitas, pues consti-tuyen un acercamiento a los contenidos desde loque tú conoces y/o piensas.

Actividad inicial (pág. 78)

I. a) Nitrógeno, N (Z = 7)[He] 2s2 2p3

5 electrones de valencia(2, 1, 1, + ½ )

b) Fósforo, P (Z = 15)

[Ne] 3s

2

3p

3

5 electrones de valencia(3, 1, 1, + ½ )

c) Escandio, Sc (Z = 21)[Ar] 4s2 3d1

3 electrones de valencia(3, 2, –2, + ½ )

d) Hierro, Fe (Z = 26)[Ar] 4s2 3d6

8 electrones de valencia(3, 2, –2, –½ )

e) Galio, Ga (Z = 31) [Ar] 4s2 3d10 4p1

3 electrones de valencia(4, 1, –1, + ½ )

f) Tecnecio, Tc (Z = 43)[Kr] 5s2 4d5

7 electrones de valencia

(4, 2, 2, + ½ )g) Plata, Ag (Z = 47)

[Kr] 5s1 4d10

1 electrón de valencia(4, 2, 2, –½ )

h) Cesio, Cs (Z = 55)[Xe] 6s1

1 electrón de valencia(6, 0, 0, + ½ )

i) Holmio, Ho (Z = 67)[Xe] 6s2 4f11

No se aplica el concepto(4, 3, 0, –½ )

j) Francio, Fr (Z = 87)[Rn] 7s1

1 electrón de valencia(7, 0, 0, + ½ )

II. a) Cloro (Cl, Z=17); [Ne] 3s2 3p5

b) Zinc (Zn, Z=30); [Ar] 4s2 3d10

c) Litio (Li, Z=3); [He] 2s1

d) Circonio (Zr, Z=40); [Kr] 5s2 4d8

e) Azufre (S, Z=16); [Ne] 3s2 3p4

f) Aluminio (Al, Z=13); [Ne] 3s2 3p1

g) Calcio (Ca, Z=20); [Ar] 4s2

h) Selenio (Se, Z= 34) ; [Ar] 4s2 3d104p4

i) Plomo (Pb, Z = 82); [Xe] 6s2

4f14

5d10

6p4

j) Americio (Am, Z=95) ;[Rn] 7s2 5f7


Estas preguntas deben ser respondidas solo conlo que sabes, para que tu profesor pueda recono-cer los conocimientos e ideas que tienes sobreslos contenidos que serán tratados en la Lección.


1. Aunque la respuesta es personal, es bastan-te frecuente que sí, pues la mayoría de laspersonas tienden a creer que tenemos altosporcentajes de calcio o algún otro elementoque hayan oído nombrar que forma parte de

los huesos o músculos.2. A la alta cantidad de agua (H2O) que existenen nuestro cuerpo.

Averígualo (pág. 79, izquierda)

Existen solo 90 elementos naturales. El últimoelemento natural es el uranio (U, Z= 92), sin em-bargo antes de él hay dos que son sintéticos, eltecnecio (Tc, Z = 43) y el prometio (Pm, Z = 61).

Averígualo (pág. 79, derecha)

Los elementos que no son naturales (sintéticos)se obtienen mediante reacciones nucleares enlaboratorios especiales.





1. Se puede mencionar por ejemplo: que loselementos de los “tiempos antiguos” son ensu mayoría metales que se podían encontraren estado puro y aislado (pepitas) y que sepodían usar para hacer armas; que duran-te la edad media casi no se descubrieron

elementos, muy relacionado con que hacerciencia estaba prohibido (herejía), que loselementos después del Uranio son todosmodernos por ser sintéticos y requerir cono-cimientos e infraestructura adecuada.

2. Porque es cuando comenzó a desarrollarsecon fuerza la química nuclear. Esto, pues loselementos después del Uranio no son natu-rales y tienen que ser fabricados en un labo-ratorio especial.


Debe ser revisada por tu profesor según los crite-rios que acuerden.


A temperatura ambiente (25°C), la mayoría delos elementos conocidos son sólidos, salvo:• 11 elementos que son gases a nivel del mar

(los gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, y elhidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2),flúor (F2) y cloro (Cl2)), y

• 2 elementos que son líquidos (el mercurio(Hg) y el bromo (Br2)).

A estos últimos se les podría sumar un tercerelemento líquido, el francio (Fr), según indi-can las proyecciones matemáticas del puntode fusión, pues este elemento es radiactivo yse desintegra con rapidez, lo que ha dificul-

tado el estudio de sus propiedades físicas.Las proyecciones matemáticas se basan enlas propiedades periódicas del grupo IA.

Desafío (pág. 84)

Todos los elementos de ese grupo se pueden es-tabilizar formando cationes de carga +1. Ahora,si todos se estabilizan de la misma manera, esoimplicará que tienen un el mismo comportamien-to químico, y como están en el mismo grupo, sepuede decir que todos los elementos de un grupose comportan igual, vale decir, tienden a formarel mismo tipo de compuesto.

Desafío (pág. 85)

a) 3; b) 4; c) 5

Observación (pág. 85)

La configuración electrónica abreviada del Kriptónes [Ar] 4s23d104p6. No existen niveles de energíaincompletos, pues el nivel 3 se llenó (al completarla subcapa d) y los orbitales hasta 4p están todoscompletos. Además, se ve que la configuración si-gue el patrón esperado en el último nivel (ns2np6).


a) Calcio, Ca (Z = 20)[Ar] 4s2 Grupo: IIA; Periodo: 4

b) Aluminio, Al (Z = 13)[Ne] 3s2 3p1

Grupo: III A; Periodo: 3c) Carbono, C (Z = 6)

[He] 2s2 2p2

Grupo: IV A; Periodo: 2d) Azufre, S (Z = 16)

[Ne] 3s2 3p4

Grupo: VIA: Periodo: 3e) Hierro, Fe (Z = 26)

[Ar] 4s2 3d6

Grupo: VIII B (primera columna); Periodo: 4f) Bromo, Br (Z = 35)

[Ar] 4s2 3d10 4p5

Grupo: VIIA; Periodo: 4g) Antimonio, Sb (Z = 51)

[Kr] 5s2 4d10 5p3

Grupo: VA; Periodo: 5h) Plata, Ag (Z = 47)

[Kr] 5s1 4d10

Grupo: I B; Periodo: 5i) Zinc, Zn (Z = 30)

[Ar] 4s2 3d10 Grupo: II B; Periodo: 4

j) Rodio, Rh (Z = 45)[Kr] 5s2 4d7

Grupo: VIIIB (segunda columna); Periodo: 5k) Flúor (2,1,0,–½)

[He] 2s2 2p5

Grupo: VII A; Periodo: 2l) Itrio (4,2,–2,+ ½)

[Kr] 5s2 4d1

Grupo: III B; Periodo: 5

m) Sodio (3,0,0,+ ½)[Ne] 3s1 Grupo: I A; Periodo: 3

n) Indio (5,1,–1,+ ½)[Kr] 5s2 4d10 5p1

Grupo: III A; Periodo: 5ñ) Renio (5,2,2,+ ½)

[Xe] 6s2 4f14 5d5

Grupo: VII A; Periodo: 6

Desafío (pág. 87)

Sí es cierto. Todas las configuraciones de los ele-mentos del grupo VIA tienen en su último nivella combinación ns2np4, luego, en el último sub-nivel p sí existen los 4 electrones que la figura2.7 muestra.


El helio se ubica en grupo VIIIA por ser un gasnoble, sin embargo, como no comparte la confi-guración electrónica del grupo, no todo el mundoestá de acuerdo con su ubicación.


Se les llamó “tierras raras” porque cuando sedescubrieron se pensó que eran escasas.

Desafío (pág. 88 superior)

No existe una única respuesta, pues los elementosson a tu elección. Sin embargo, es importante que:los elementos representativos hayan sido escogidosde los grupos A entre el I y en VII; Los ejemplos degases nobles deben ser del último grupo de la dere-cha; para los elementos de transición escogieras en

la sección central de la tabla periódica; y para los detransición interna, del bloque inferior –separado– dela tabla periódica.

Desafío (pág. 88 inferior)

El problema de ubicar al hidrógeno en el grupo IAse genera cuando se denomina al grupo IA de los“metales alcalinos”, por cuanto el hidrógeno es unno metal. Una de las soluciones más novedosas queexiste para este problema –aunque no la única– sonlas tablas periódicas dibujadas de forma circular, quedejan al hidrógeno y al helio en el centro. Otras po-nen al hidrógeno en un cuadrado arriba, separadodel resto y lo utilizan también para explicar dóndese encuentra cada uno de los datos (a modo de le-

yenda). Para que te hagas una idea de las tablasperiódicas redondas, puedes revisar:www.xatakaciencia.com/quimica/una-nueva-forma-de-dibujar-la-tabla-periodica


Debe ser revisada por tu profesor según los crite-rios que acuerden.


No existe una única respuesta, pues los elemen-tos son a tu elección. Por tanto, te invitamos arevisar la tuya con la tabla periódica de la pág.240, que está coloreada según las propiedadesestructurales y eléctricas. Para usos futuros, te

recomendamos guiarte por la línea de los meta-loides, reconociendo que a la izquierda de ellase encuentran los metales (sin contar el H) y asu derecha los no metales, sin contar a los gasesnobles que son la última columna.


Aunque la respuesta es personal, lo más proba-ble es que conozcas, al menos los siguientes:Metales: Cobre, Plata, Oro, Calcio (leche, huesos),estaño (soldadura), entre otros.Metaloides: Silicio (en los chips de aparatos tec-nológicos).No metales: Carbono (en las minas de grafito),Cloro (por el olor de algunos productos de lim-pieza)Gas noble: Neón (de las luces) o Xenón (usadoluces de automóviles)


Todas las empresas mencionadas se relacionancon el mundo de lo electrónico y todos los sis-temas electrónicos actuales funcionan en base achips. A su vez, todos los chips funcionan graciasal silicio. De ahí el nombre de “Silicon Valley”,que significa literalmente, el “valle del silicio”.Para más información sobre el silicio en todo lo



Solucionario

electrónico, te invitamos a leer la sección “La quí-mica en tu vida” de esta unidad.


A que facilita reconocer cómo reacciona un ele-mento, pues aunque no conozcas muy bien a eseelemento en específico, una vez que sabes a quéfamilia (grupo) pertenece puedes saber con quién

se mezcla o qué tipo de reacciones hace, por sim-ple similitud con otros elementos de la familia queson más “famosos” y sí conoces bien.


Traducción:“Un chiste químico: El argón entra a un bar. Elbarman le dice ‘sal de aquí’. El argón no reaccio-na”. Este chiste hace referencia a la condición degas noble del argón y su nula reactividad.

Desafío (pág. 91)

Los letreros como los de la foto, son tubos cerra-dos que contienen pequeñas porciones de un gasnoble, por donde pasa electricidad, provocando

la excitación de los electrones y la liberación defotones. Así, el neón da coloración roja, el helioun rosado pálido, el argón un color lila y el krip-tón y xenón azul.


a) El descubrimiento de los gases nobles se hu-biera retrasado o tal vez no hubiera sucedido.

b) Que el Neón, Kriptón y Xenón se encuentrantambién en el aire.

c) Que su espectro de emisión no era conocido.como vimos en la unidad 1, el espectro deemisión es único y si se comparó con todoslos que existían en la época y no coincide,es porque no es ninguno de ellos y es uno

diferente, totalmente desconocido hasta esemomento.


La respuesta es personal, pero si usas disposi-tivos digitales, ciertamente utilizas Silicio en tuvida cotidiana.


a) Estroncio, Sr (Z = 38)[Kr] 5s2 Grupo: IIA; Periodo: 5Elemento representativo; Metal

b) Fósforo, P (Z = 15)[Ne] 3s2 3p3

Grupo: VA; Periodo: 3Elemento representativo; No metal

c) Galio, Ga (Z = 31)[Ar] 4s2 3d10 4p1

Grupo: IIIA; Periodo: 4Elemento representativo; Metal

d) Aluminio, Al (Z=13)[Ne] 3s2 3p1


e) Radón, Rn (Z = 86)[Xe] 6s2 4f14 5d10 6p6 Grupo: VIIIA; Periodo: 6Gas noble; Gas noble

f) Yodo, I (Z = 53)[Kr] 5s2 4d10 5p5

Grupo: VIIA; Periodo: 5

Elemento representativo; No metalg) Titanio, Ti (Z = 22)[Ar] 4s2 3d2

Grupo: IV B; Periodo: 4Elemento de transición; Metal

h) Cobalto, Co (Z = 27)[Ar] 4s2 3d7

Grupo: VIII B (segunda columna); Periodo: 4Elemento de transición; Metal

i) Hafnio, Hf (Z = 72)[Xe] 6s2 4f14 5d2 Grupo: IV B; Periodo: 6Elemento de transición; Metal

j) Terbio, Tb (Z = 65)

[Xe] 6s2 4f9 Grupo: –(serie de lantánidos); Periodo: 6Elemento de transición interna; Metal

k) Rutherfordio, Rf (Z = 104)[Rn] 7s2 5f14 6d2

Grupo: IVB; Periodo: 7Elemento de transición; Metal

l) Níquel, Ni (Z = 28)[Ar] 4s2 3d8

Grupo: VIII B (tercera columna); Periodo: 4Elemento de transición; Metal

m) Cadmio, Cd (Z = 48)[Kr] 5s2 4d10

Grupo: II B; Periodo: 5Elemento de transición; Metaln) Astato, At (Z = 85)

[Xe] 6s2 4f14 5d10 6p5

Grupo: VIIA; Periodo: 6Elemento representativo; Metaloide

o) Cesio, Cs (Z = 55)[Xe] 6s1

Grupo: I A; Periodo: 6Elemento representativo; Metal

p) Boro, B (Z = 5)[He] 2s2 2p1

Grupo: IIIA; Periodo: 2

Elemento representativo; Metaloideq) Selenio, Se (Z = 34)

[Ar] 4s2 3d10 4p4

Grupo: VIA; Periodo: 4Elemento representativo; No Metal

r) Estaño, Sn (Z = 50)[Kr] 5s2 4d10 5p2

Grupo: IV A; Periodo: 5Elemento representativo; Metal

s) Oro, Au (Z = 79)[Xe] 6s1 4f14 5d10 Grupo: I B; Periodo: 6Elemento de transición; Metal

t) Helio, He (1,0,0,–½)1s2

Grupo: VIIIAPeriodo: 1Gas noble; Gas noble

u) Oxígeno, O (2,1,–1,–½)[He] 2s22p4

Grupo: VIA; Periodo: 2Elemento representativo; No metal

v) Rubidio, Rb (5,0,0,+½)[Kr] 5s1

Grupo: IA; Periodo: 5Elemento representativo; Metal

w) Talio, Tl (6,1,–1,+½)

[Xe] 6s2

4f14

5d10

6p1


x) Osmio, Os (6,2,–2,–½) [Xe] 6s2 4f14 5d6

Grupo: VIIIB (primera columna); Periodo: 6Elemento de transición; Metal

y) Litio, Li (3,0,0,+½)[He] 3s1

Grupo: IA; Periodo: 2Elemento representativo; Metal

z) Hierro, Fe (3,2,–2,–½)

[Ar] 4s2

3d6

Grupo: VIII B (primera columna); Periodo: 4Elemento de transición; Metal

aa) Iridio, Ir (5,2,–1,–½)[Xe] 6s2 4f14 5d7

Grupo: VIIIB (segunda columna); Periodo: 6Elemento de transición; Metal

bb) Bohrio, Bh (7,2,2,+½)[Rn] 7s2 5f14 6d5

Grupo: VIIB; Periodo: 7Elemento de transición; Metal

1

1AoIA

2

2AoIIA

3

3BoIIIB

4

4BoIVB

5

5BoVB

6

6BoVIB

7

7BoVIIB

9

8BoVIIIB

11

1BoIB

108 12

2BoIIB

13

3AoIIIA

14

4AoIVA

15

5AoVA

16

6AoVIA

17

AoVIIA7

18

8AoVIIIA

1

2

3

4

5

6

7

Li

R b S r

Cs Hf

Rf

Ti Fe

Os

Bh

Ir

Ni

Au Tl

Cd

Tb

Sn

B O

P

Se

I

A t R n

He

Al

Ga

Laboratorio: Comparación de reactividadde algunos metales (pág. 94)

Las preguntas planteadas en el práctico debenser revisadas por tu profesor, pues constituyenparte del proceso de análisis y conclusión que




debe ser hecho a partir de las observaciones to-madas durante el práctico.


1. El cobre se debe usar en estado sólido, puro(99,9%) o como aleación (con 70% o másdel metal). La respuesta se apoya en los re-sultados que muestra el gráfico (disminución

del recuento bacteriano cuando se trabajacon ese tipo de material y a esa pureza).2. Las sillas, porque son las que muestran la

mayor reducción en el recuento bacteriano,como se puede apreciar en el gráfico.

3. Si bien la respuesta depende de cada grupo,consideramos importante considerar los efec-tos que podría tener sobre la salud de la po-blación (nacional y/o mundial), además de losaspectos económicos para nuestro país, porser Chile un país productor de Cobre.


1. 7 periodos y 18 grupos2. El número de periodo corresponde al “n”

más grande escrito, mientras que el númerode grupo corresponde a la cantidad de elec-trones en niveles incompletos.

3. Según su estructura electrónica (en elementosrepresentativos, de transición, de transicióninterna y gases nobles), y según sus propieda-des estructurales y eléctricas (en metales, nometales, metaloides y gases nobles).

4. Es una herramienta importante porque orga-niza mucha información sobre los elementosen poco espacio. Sirve, por ejemplo parapredecir el comportamiento de un elementosólo viendo dónde está ubicado y el tipo de

elemento del que estamos hablando.5. Metales: elementos con tendencia a cederelectrones.No Metales: elementos con tendencia a ga-nar electrones.Metaloides: elementos con tendencias inter-medias entre metales y no metales.Gases nobles: Gases poco reactivos que secaracterizan por tener sólo niveles comple-tos de electrones.

6 Con los números cuánticos del electrón dife-rencial podemos determinar la configuraciónelectrónica abreviada del elemento y conella ver la cantidad de electrones que que-

dan fuera del gas noble en niveles incomple-tos (grupo del elemento) y el n más grandeescrito (periodo).

7. Estas denominaciones se relacionan con laconfiguración electrónica de los elementos.Si la configuración electrónica termina en s o p , entonces el elemento será representa-tivo, mientras que si termina en d será detransición y en f será de transición interna (ypertenecerá a la serie de los lantánidos o ala de los actínidos).

8. Los elementos de un mismo grupo tienen unaconfiguración electrónica que termina igual ysolo se modifica el nivel, dejando así la mismacantidad de electrones apareados y desapa-reados. De esta manera, todos los elementosde un grupo tendrán el mismo tipo de inesta-bilidad y por tanto se combinarán con los mis-mos elementos y en las mismas proporcionespara alcanzar su estabilidad.


Las actividades propuestas son invitaciones a ave-riguar y trabajar un poco más, y para conservar lalibertad de esa búsqueda, solo haremos sugeren-cias y comentarios que puedan guiar tu trabajo:1. El mapa conceptual debe ser útil para ti. Por

tanto, organiza la información bajo ideasque ti te hagan sentido, lo que no tiene por-qué ser igual a lo de tus compañeros.

2. Como los elementos son a tu elección, unavez realizado, utiliza la tabla periódica de lapágina 240 para comprobar tus respuestas.

3. Como los elementos son a tu elección, unavez realizada la actividad, compara tusrespuestas con la información que puedesextraer de la tabla periódica de este texto(página 240).


a) Flúor, F (Z= 9)[He] 2s2 2p5

Grupo: VII A; Periodo: 2b) Tecnecio, Te (5,2,2,+½)

[Kr] 5s2 4d5

Grupo: VII B; Periodo: 5c) Cromo, Cr (Z=24)

[Ar] 4s13 d5

Grupo: VI B; Periodo: 4d) Cloro, Cl (Z= 17)

[Ne] 3s2 3p5

Grupo: VII A; Periodo: 3e) Calcio, Ca (Z= 20)

[Ar] 4s2

Grupo: II A; Periodo: 4f) Telurio, Te (Z=52)

[Kr] 5s24 d10 5p4

Grupo: VI A; Periodo: 5g) Cobre, Cu (Z=29)

[Ar] 4s1

3d10

Grupo: I B; Periodo: 4h) Mercurio, Hg (5,2,2,- ½)

[Xe] 6s2 4f14 5d10

Grupo: II B; Periodo: 6i) Cadmio, Cd (Z=48)

[Kr] 5s2 4d10

Grupo: II B; Periodo: 5 j) Rubidio, Rb (Z=37)

[Kr] 5s1

Grupo: I A; Periodo: 5

k) Selenio, Se (Z=34)[Ar] 4s2 3d10 4p4

Grupo: VI A; Periodo: 4l) Plata, Ag (Z=47)

[Kr] 5s1 4d10

Grupo: I B; Periodo: 5m) Actinio, Ac (6,2,-2,+ ½)

[Rn] 7s2 6d1

Grupo: III B; Periodo: 7n) Lantano, La (Z=57)

[Xe] 6s2 5d1

Grupo: III B; Periodo: 6o) Carbono, C (2,1,0,+ ½)

[He] 2s2 2p2

Grupo: IV A; Periodo: 21

1AoIA

2

2AoIIA

3

3BoIIIB

4

4BoIVB

5

5BoVB

6

6BoVIB

7

7BoVIIB

9

8BoVIIIB

11

1BoIB

108 12

2BoIIB

13

3AoIIIA

14

4AoIVA

15

5AoVA

16

6AoVIA

17

AoVIIA7

18

8AoVIIIA

1

2

3

4

5

6

7

Ca Cr Cu

Ag Cd

Hg

TcRb

La

Ac

Se

F

Cl

C

Te


Estas preguntas deben ser respondidas solo conlo que sabes, para que tu profesor pueda reco-nocer los conocimientos e ideas que ya tienessobres los contenidos que serán tratados en laLección.


Tendencia de un átomo para ceder electrones.

Desafío (pág. 100)

La respuesta es absolutamente personal. Aunque

te recomendamos conversarla con tu profesor,para asegurarte de que los conceptos están sien-do bien usados.


a) Mayor Zef: azufre (S); Menor Zef: sodio (Na)b) Mayor Zef: polonio (Po); Menor Zef: bario (Ba)


a) el de más abajob) el que está en el extremo izquierdoc) el Selenio (Se)


El gráfico donde se unen los elementos de unmismo periodo se debe ver como sigue:

Li

Na

K

Rb

Cs

F

Cl

Br

I

Po

100

300

250

200

150

50

0

R a d i o a t ó m i c o ( p m )

90

Número atómico

8070605040302010



Solucionario

El gráfico donde se unen los elementos de unmismo grupo se debe ver como sigue, aunquecon más líneas, por cuanto aquí solo represen-tamos las uniones entre elementos del grupo IA,IIA y VIIA:

Li

Na

K

Rb

Cs

F

Cl

Br

I

100

300

250

200

150

50

0

R a d i o a t ó m i c o ( p m )

90

Número atómico

8070605040302010

De los gráficos obsevamos que a medida que nosmovemos hacia la derecha en un periodo el radioatómico disminuye y que al movernos hacia aba-

jo en los grupos el radio atómico aumenta.


Los gráficos para los grupos IA y VIIA se muestrana continuación (a la izquierda y derecha, respecti-vamente). El gráfico para los elementos del grupoIIA se tiene que parecer al del IA y el del VIA aldel VIIA.

100

300

250

200

150

50

0

R a d i o ( p m )

Número atómico

605040302010

Li

Na

K

Rb

Cs

Cs+

Rb +

K +

Na+

Li +

100

300

250

200

150

50

0

R a d i o ( p m )

Número atómico

605040302010

F –

Cl–

Br–

I –

I

Br

Cl

F

En los gráficos se observa que cuando se generancationes el tamaño disminuye y que cuando segeneran aniones, el tamaño aumenta.


Porque al tener especies isoelectrónicas sucedeque los cationes tienen núcleos más grandesatrayendo a menos electrones mientras que losaniones tienen núcleos más pequeños atrayendoa más electrones en comparación, siendo el áto-mo (neutro) el punto de referencia.Por ejemplo, el Neón tiene 10 electrones, al igualque el anión N3– y que el catión Al3+, sin embargoel núcleo de Ne tiene 10 protones, mientras queel de N sólo tiene 7 y el de Al tiene 13, luego, seda la situación de que el núcleo con más fuerzaatractora se debe hacer cargo de 10 electronesigual que el núcleo de 7 protones (N). Así, este úl-timo será menos capaz de atraer a esa cantidad deelectrones y por tanto estos podrán girar más lejos,haciendo que el radio del anión sea más grandeque el del átomo. En el caso el catión, el núcleoes muy eficiente atrayendo electrones, por tantomantiene más cerca a sus electrones y el catión esmás pequeño que el átomo y que el anión.


El cloro (Cl)


Todos los elementos mencionados al ganar 1electrón no quedarán más estables de lo que yason, pues algunos son gases nobles (helio, neón yargón) y otros tienen una subcapa s llena (s 2), que

implica más estabilidad que quedar con un soloelectrón en el orbital s (berilio, magnesio, calcio).


a) El Cl, pues al realizar las configuracionesabreviadas tenemos que: Si: [Ne] 3s23p2 yCl: [Ne] 3s23p5 y en base a ellas, identifica-mos que los dos elementos se ubican en elmismo periodo (3), pero que el Cl esta mása la derecha que el Si (por tener mayor Z).Entonces, el Cl tendrá más atracción núcleo-electrón (Zef) y por tanto mayor P.I.

b) El Sodio (Na), pues al realizar las configura-ciones abreviadas vemos que: Na: [Ne] 3s1 yRb: [Kr] 5s1, o sea, están en el mismo grupo,pero el sodio está más arriba, que es haciadonde crece el P.I.

Practice your English (pág 107)

Traducción: “Las propiedades periódicas abarcanmuchos de los fundamentos que son esencialespara entender las razones por las que los átomosreaccionan de la forma en que lo hacen”.


a) Sí. En el gráfico se observa que a medida quenos movemos hacia la derecha en un periodolos valores de E.I. suben, y que al subir por losgrupos, la E.I. también sube. La variación se vemuy clara en la curva para el segundo periodo

(entre el Li y el Ne); y en los valores para losgases nobles, que ocupan las posiciones másaltas de cada trozo de líneas en el gráfico.

b) Es la más baja del periodo. Se puede expli-car pensando que el elemento tiene solo unelectrón más que el gas noble anterior, portanto al perderlo se vuelve muy estable, loque implicará que se necesita poca energíapara quitárselo.

c) Ocupan la posición más alta de cada trozo degráfico. Esto, porque un gas noble es establede por sí, y si se le quita un electrón paramedir su E.I. quedaría más inestable. Es comopensar que el átomo “opondrá resistencia” a

que le quiten su electrón y lo dejen “imper-fecto”, y por esto, sería necesario aplicar másenergía para quitarle un electrón.


En orden creciente de E.I.:a) Ca < Zn < As < Krb) At <I < Br < Cl < F


Como los metales tienen tendencia a perder elec-trones, las especies con más carácter metálicoson aquellas que tengan baja electronegatividad,

bajo potencial de ionización y baja electroafini-dad. Así, el carácter metálico crece hacia la iz-quierda y hacia abajo.

Desafío (pág. 108, centro)

El elemento del grupo VIIA (halógeno).


El orden observado el gráfico es: K, Na, Rb, Li,

Mn, Zn, H, Ru, I, Br, Cl, F. Es importante notar queesto es sólo una estimación “al ojo” y que poreso puede no coincidir del todo con el orden quese obtendría mirando la figura 2.22.


Porque esos tres elementos no se combinan y laelectronegatividad se calcula en función de enla-ces químicos.


MAYOR car-ga nuclearefectiva?



Br K Br

MAYORelectro-

afinidad?

MENORradio

atómico?

Br Br


a) Un país puede vender sus productos al pre-cio que estime conveniente, por lo cual, losvalores a los que China exporta sus lantáni-dos son altos. Esto ha provocado un enca-recimiento de producción para las empresasno chinas, que ha llevado a muchas de ellasa preferir instalar una planta en ese país enlugar de importar los lantánidos.

b) Respuesta personal. Aunque es probable quesí, pues no son muy conocidos y en generalse tiende a no esperar mucho cosas descono-cidas.

c) Que las “tierras raras” son un mineral queno se formó en Chile por alguna razón geo-lógica y que las “tierras raras” no estánrelacionadas con otros minerales que sí seexplotan en Chile, de los cuales se obtienepor ejemplo: Cobre, Oro, Plata, Litio, Zinc,Molibdeno, etc.


1. Son propiedades de los elementos que va-

rían siguiendo un patrón regular en grupos yperiodos.2. El efecto pantalla es una especie de “blo-

queo” de la fuerza del núcleo que provocanlos electrones de niveles más internos.La carga nuclear efectiva es la fuerza “real”con la que el núcleo es capaz de atraer a suselectrones. Está dada por la resta entre la can-tidad de protones (Z) y el efecto pantalla (S).

3. Es la capacidad de un elemento de atraerhacia sí los electrones en un enlace químico.Crece hacia la derecha y hacia arriba.




4. Es la energía minima necesaria para extraer un electrón de un átomo enestado gaseoso y fundamental. Crece hacia arriba y hacia la derecha.

5. Es la energía liberada por un elemento al ganar un electrón. Se relacio-na directamente con la estabilidad que ganará el elemento al transfor-marse en anión. En un contexto informal se puede entender como “elgusto de un elemento por los electrones”. Crece hacia arriba y hacia laderecha.

6. Porque crece a lo largo de toda la tabla periódica y en las propiedadesperiódicas los valores de la propiedad de un periodo o grupo no tienenrelación con los valores del periodo o grupo siguiente, por tanto lospatrones de crecimiento solo se ven en el interior de ellos.

7. Al3+< Mg2+ < Na+ < F – Ne < O2– < N3– . Porque en una serie isoelectró-nica, los cationes son más pequeños que el átomo y éste más pequeñoque los aniones. A su vez, dentro de los cationes, el más pequeño es elque tiene la mayor carga positiva (+3 en este caso); y entre los anionesel más grande es el que tiene la carga más negativa (–3 en este caso)

8. Una especie no metálica tiene tendencia a ganar electrones, por tantodebe ser una especie capaz de cuidar a sus propios electrones (alto Zef yalto P.I.), así como también debe “querer” ganar los electrones (alta E.Ay alta E.N). Luego, si analizamos cómo crecen todas esas propiedadestendremos el sentido de crecimiento del carácter no metálico: hacia

arriba en los grupos y hacia la derecha en periodos.Para practicar más (pág. 111)

Las actividades propuestas son invitaciones a averiguar y trabajar un pocomás, y para conservar la libertad de esa búsqueda, solo haremos sugerenciasy comentarios que puedan guiar tu trabajo:1. El mapa conceptual debe ser útil para ti. Por tanto, organiza la informa-

ción bajo ideas que ti te hagan sentido. Recuerda que lo que a ti te hacesentido, no tiene porqué ser igual a lo de tus compañeros.

2. En cada uno de los grupos y periodos los elementos donde se marcamás una propiedad y donde se marca menos deben estar a un extre-mo del grupo y a un extremo del periodo. Recuerda que el R.A (enperiodos), la E.N, la E.A y la E.I se pueden explicar a través de la carganuclear efectiva. Y que además la E.N. se puede explicar a partir de laE.A, la E.I. la búsqueda de estabilidad de un elemento.

3. Lo esperable es que tus nuevas respuestas usen conceptos vistos en launidad y que comprendas las razones por las que el cobre se utiliza paraciertas cosas, entendiendo también que esas propiedades son comparti-das por elementos de características similares a él.

Síntesis (pág. 112)

Las palabras que completan las frases son:1. masas atómicas2. moseley3. grupos4. periodos5. representativos6. metaloides7. propiedades periódicas

8. electrones

9. radio atómico10. izquierda11. repulsión12. electroafinidad13. derecha14. arriba15. flúor

Evaluación final de la Unidad (págs. 113-115)

I. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

A C C D E C B C A A

II. 1

1AoIA

2

2AoIIA

3

3Bo IIIB

4

4BoIVB

5

5BoVB

6

6BoVIB

7

7BoVIIB

9

8BoVIIIB

11

1BoIB

108 12

2BoIIB

13

3Ao IIIA

14

4Ao IVA

15

5AoVA

16

6AoVIA

17

AoVIIA7

18

8AoVIIIA

1

2

3

4

5

6

7

Cr

Li

Na

ZrSr

Cs

Cd

Ga

Pb Po

I

S

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Uuo

Rn

III. 1. a) Cs ; b) Li ; c) Li ; d) Li ; e) Cs 2. a) Po ; b) Cs ; c) Po ; d) Po ; e) Cs 3. a) I ; b) Sr ; c) I ; d) Sr ; e) SrIV.

Metales No metales Metaloides

Li, Pb, Cs, Na, Sr,Cd, Cr, Zr, Ga

S, I Po

Representativos De transiciónDe transición

interna

Li, I, Po, Pb, Cs, Na,Sr, S, Ga

Cd, Cr, Zr –

V. 33As –3

> 34Se –2

> 35Br – > 36

Kr > 37Rb + > 38

Sr +2 > 39

Y +3

UNIDAD 3



Actividad inicial (pág. 118)I. a) Metales

b) Electronegatividad

c) Potencial de ionización oenergía de ionización

d) Grupose) Electrones de valencia

f) No metalesg) Flúor

II.MAYOR

tamaño?



MAYORelectro-

afinidad?

MENORradio

atómico?

Bi Bi N N N




a) Metálico b) Covalente c) Metálico d) Iónico e) Iónico f) Covalente

Desafío (pág. 121)El modelo del mar de electrones no logra explicar las diferencias de conducti-vidad entre un metal y otro. Por ejemplo, no explica por qué el cobre es mejorconductor eléctrico que el aluminio. La teoría más completa para explicar estefenómeno es la teoría de bandas, que en palabras sencillas postula la existenciade muchos orbitales que se superponen y que forman “bandas”. Una bandade valencia (donde están los electrones de último nivel) y otra de conducción(donde están los electrones libres). De la poca o mucha separación energéticaque exista entre esas bandas, depende la calidad del conductor.Puede buscar más información en: http://www.textoscientificos.com/quimi-ca/inorganica/enlace-metales/teoria-bandas



Solucionario


1. La conductividad eléctrica de los metales puede explicarse debido a lagran movilidad de los electrones de valencia. El hecho de que un metalse caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según elmodelo propuesto, a las interacciones entre los iones positivos de la redy los electrones que constituyen la corriente, lo cual hace que cuando sedisminuye mucho la temperatura de un metal y los iones positivos de la

red reducen la amplitud de sus vibraciones, la resistencia al paso de lacorriente disminuye significativamente.2. En el sodio, y en cualquier metal, existe una red de iones positivos vibrando

en torno a una posición de equilibrio, en cuyo interior hay una nube deelectrones de valencia moviéndose constantemente, la que une a los ionespositivos entre ellos.

3. Respuesta abierta.

Averígualo (pág 122)

Puntos de fusión:i) Hg = –38,8°Cii) Ga = 29,77 °C

iii) Cs = 28,4°Civ) Cu = 1085 °C

v) Au = 1064 °Cvi) Fe = 1538°C


Traducción:a) del dibujo en orden descendente:“Saturno → PlomoJúpiter → EstañoMarte → HierroSol → Oro

Venus → CobreMercurio → MercurioLuna → Plata

FuegoAireAguaTierra”

b) Del texto: “Estos son símbolos alquímicos o astrológicos para los plane-tas y otros cuerpos celestes. Los metales estaban ‘regidos’ por planetasy tenían los mismos símbolos”. El texto hace referencia a una épocaantigua de la química (alquimia) donde los elementos aún no teníansímbolos como los que conocemos hoy (letras). En el caso de los metalesconocidos hasta ese entonces, estos se representaban por los símbolosde los planetas. Algo que quedó de esa época es el nombre del metalmercurio, que antes se llamaba hydrargyrum (“plata líquida”), para lue-

go quedarse con el nombre del planeta.Actividad 3 (pág. 122)

Algunos ejemplos: monedas, latas de bebida, cables eléctricos, aros de oro,aros de plata, aros de cobre.Todas las especies que consideres para la respuesta anterior deberían cum-plir con las características expuestas en la Unidad.


a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 f) 6 g) 7 h) 8


a) C b) Ne c) As

d) Ca e)

Brf) P

g) Na h) F i) O

Los símbolos de Lewis de elementos que están en un mismo grupo soniguales, lo que significa que tienen el mismo “problema energético” y quepor tanto podrán estabilizarse de la misma manera (se combinan con lasmismas especies) y en la misma proporción.


He: 1s2 = 2 e- en el nivel 1 de energía.Ne: 1s2 2s2 2p6 = 8 e- en el nivel 2 de energía.Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = 8 e- en el nivel 3 de energía.

Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 = 8 e- en el nivel 4 de energía.Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 = 2 e- en el nivel 1 de energía.Kr: 1s2 = 2 e- en el nivel 1 de energía.Xe=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 = 8 e- en el nivel5 de energíaRn=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 = 8 e- en el nivel 6 de energíaUuo=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 = 8 e- en el nivel 7 de energía

Actividad 7 (pág 125)

Observación: En las respuestas se escribió como “+ e- “al proceso de ganarun electrón y como “ – e – “ al proceso de perderlo

a) O + 2e– → O b) H + 1e– → H –

c) Be – 2e– → Be 2+ d) K – 1e– → K +

e) Sr – 2e– → Sr 2+ f) I + 1e– → I –

g) N + 3e– → N 3– h) Li – 1e– → Li +

Desafío (pág 125)

Hay tres tipos de excepciones a la regla del octeto:a) Octeto incompleto: cuando el átomo central queda rodeado de menos

de 8 electrones (por ejemplo en el BF3).b) Octeto expandido: cuando el átomo central queda rodeado de más de

8 electrones (por ejemplo en el SF6).c) Móleculas con número impar de electrones: si hay moléculas donde la

suma de los electrones de valencia de todos los elementos participanteses impar, entonces existirá al menos un elemento dentro de ella que nopodrá rodearse de 8 electrones.

Desafío (pág 126)

NaCl, cloruro de sodio, compuesto iónico comúnmente llamado sal de mesatiene aplicaciones desde la cocina, para salar los alimentos, para conservar-los y también sirve para derretir la nieve.

Actividad 8 (pág 126)

1.

Estructura de Lewis

Mg + → Mg 2+ 2 Cl –

Cl

Cl

2. LiF, MgO, K2S, MgI2.

Averígualo (pág 127)

Según algunos estudios el flúor es dañino a nivel neuronal, por lo cual exis-ten muchas personas y agrupaciones en contra de la fluoración del agua enChile, que originalmente se utiliza como una medida sanitaria para evitar lascaries. Investiga y arma tu propia opinión.

Averígualo (pág. 128)Dureza: resistencia de una especie a ser rayada por otra.Fragilidad: que se puede romper con facilidad.


Cuando se realiza una fuerza sobre un cristal de un compuesto iónico seproduce un deslizamiento de las capas que provoca que iones de la mismacarga queden enfrentados y como estos se repelen, el enlace se rompe, talcomo se aprecia en el siguiente dibujo:





Para hacer la fórmula de un compuesto iónico binario, la carga de los iones secruzan y se escriben como el subíndice (número pequeño a la derecha) del ele-mento contrario. Más detalles en la respuesta de la actividad 3 de la lección.


Un compuesto iónico necesita diferencias de electronegatividad superioresa 1,9 unidades, por tanto, para conseguirlo deberás combinar no metales de

grupos VIA y VIIA con metales de los grupos IA, IIA y IIIA. Los no metalesdel grupo VIA tienden a formar iones de carga –2 y los del VIIA aniones decarga –1, mientras que los metales del grupo IA, IIA y IIIA, forman cationesde carga +1, +2 y +3 respectivamente. Ahora, la fórmula química de uncompuesto iónico binario se obtiene cruzando las cargas y escribiéndolascomo subíndice (número pequeño abajo a la derecha). Así, si el metal fuerarepresentado por una X y el no metal por una Z, una vez que sabemos dequé grupo es cada uno, procedemos al cruce de cargas. Por ejemplo:X (IA) y Z (VIIA), habría que combinar X +1 y Z–1, que al ser cruzadas daríaX1Z1 o sea, XZ.X (IIA) y Z (VIIA), habría que combinar X+2 y Z–1, que al ser cruzadas daríaX1Z2 o sea XZ2.X (IIIA) y Z (VIA), habría que combinar X+3 y Z–2, que al ser cruzadas daríaX2Z3.


HF, HI, HBr, Cl2, N2, CO, NO, I2, F2, FeO, CuO, HgO, NaH, LiH, H2.


H P H

H

H O O O

Br

Br

Br

SbH

F

F

C

O–

NO O

O

Cl

Cl


a) H O Hxx b) H

H C H

H

x

x

xx

c) H C C Hx x

x

x

d) H Fxe) Cl P Cl

Cl

x xx f) H C Nx x

x

x


La sugerencia se relaciona con la química porque tiene que ver con el tipo deenlace presente en las grasas saturadas (enlaces simples) y en las insatura-das (uno o más enlaces doble). Como los enlaces simples son menos energé-ticos (más estables) que los dobles o triples, es más difícil para nuestro orga-nismo hacer reaccionar a esas grasas para que luego sean eliminadas. Por suparte, las grasas insaturadas reaccionan con mayor facilidad al tener enlacesdobles más energéticos y su eliminación del organismo es más rápida.


Traducción: “‘Déjennos aprender a soñar, caballeros, y entonces tal vezaprenderemos la verdad’. August Kekulé (1890), describiendo su descubri-miento de la estructura química del benceno”.


1. Del sueño con serpientes que tuvo Kekulé en el que propone la estruc-tura del benceno.

2. Demostró que la molécula estaba constituida por un anillo de seis áto-mos de carbono dispuestos en forma de hexágono ideal, cada uno delos cuales estaba unido a un átomo de hidrógeno.

3. Respuesta abierta.

4. Es muy probable que otro científico haya llegado a la misma conclusiónpero no se sabe cuánto hubiese tardado para ello.


El agua (H2O).

Actividad 14 (pág. 136)a) Polarb) Apolar

c) Polard) Polar

e) Apolarf) Polar


Tener pares libres de electrones.


OO NOO S

Dióxido de azufre (SO2) ácido nítrico (HNO3) ácido sulfúrico (H2SO4)

H O O

O

O

S H

H

O

Actividad 16 (pág. 138)La forma en que organices las propiedades mencionadas en el texto es atu elección, lo mismo que las sustancias que clasifiques. Lo que sí debesrecordar que las propiedades de una sustancia se derivan desde el tipo deenlace que tienen su interior y por tanto, deben cumplir con las propiedadesasociadas a ese tipo de enlace.


a) Iónico (no metal con metal y ∆E.N.>1,7)

b) Iónico (no metal con metal y ∆E.N.>1,7)c) Covalente polar (no metal con no metal y 0,5 ≤ ∆E.N.≤1,7)d) Metálico (metal con metal)e) Covalente polar (no metal con no metal y 0,5 ≤ ∆E.N.≤1,7)f) Covalente apolar (no metal con no metal, átomos iguales: ∆E.N.=0)g) Metálico (metal con metal)h) Iónico (no metal con metal y ∆E.N.>1,7)i) Covalente apolar (no metal con no metal, átomos iguales: ∆E.N.=0)

j) Metálico (metal con metal)


1. De la importancia del salitre, un compuesto iónico en la minería denuestro páis, en conjunto de las propiedades de este compuesto.

2. Es un compuesto iónico de color blanco, ligeramente soluble en agua

fría y muy soluble en agua caliente.3. Se usa en la fabricación de pólvora, así como de explosivos, fuegos

artificiales, fósforos y fertilizantes.4. Si se aplican fuerzas en forma lateral sobre el cristal provocando un

movimiento hacia el lado de las capas, entonces quedarán enfrentadosentre sí iones de la misma.

Laboratorio: Propiedades de las sustancias según su enlace(pág. 140-141)

Las preguntas planteadas en el práctico deben ser revisadas por tu profesor,pues constituyen parte del proceso de análisis y conclusión que debe serhecho a partir de las observaciones tomadas durante el laboratorio.



Solucionario


Respuesta abierta.


En el valor del ángulo que separa a los núcleos. Mientras que la angularderivada de una estructura plana trigonal tiene un ángulo un poco menor a120°, la geometría angular derivada de un tetraedro con dos pares de elec-trones libres tiene un tamaño inferior a 109,5° de separación. En resumen,

una es más cerrada que la otra.Desafío (pág. 145. superior)

Un átomo central rodeado de cinco átomos, adopta una geometría bipirami-dal trigonal (como dos pirámides de base triangular unidas):

Si se reemplazan átomos por pares l ibres de electrones, entonces se pierdenátomos del centro. Así, con un par libre la geometría se llama “balancín”,con dos pares libres se llama “forma de T” y con tres pares libres “lineal”.Un átomo central rodeado de seis átomos, adopta una geometría octaédrica(como dos pirámides de base cuadrada unidas):

Si se reemplazan átomos por pares libres de electrones, entonces el primeroreemplaza a cualquier átomo y el segundo al que está en posición opuestaal ya sacado. Así, con un par libre la geometría se llama “pirámide de base

cuadrada” y con dos pares libres se llama “cuadrada plana”.Desafío (pág. 145, inferior)

Para moléculas más complejas la geometría se va determinando por partes.Al hacer la estructura de Lewis del etano nos queda:

H H

H C C H

H HAhí vemos que cada carbono tiene cuatro átomos unidos, luego, desde cadauno de los carbonos se aprecia una estructura tetraédrica. Puedes imaginarque a partir del carbono de la izquierda los átomos se ordenan como un te-traedro y desde una de las puntas de ese tetraedro sale otro tetraedro. Si tecuesta imaginarlo, te sugerimos utilizar plasticina para representarlo.


a) Cl

Cl C Cl

Cl

geometría tetraédrica

b) H As H

H geometría piramidal

c) O = Si = O

geometría lineal

d) Br Al Br

Br

geometría plana trigonal

e) H S H

geometría angular

f) Cl B Cl

Cl

geometría plana trigonal

g)

H

H Si H

H geometría tetraédrica

h) Cl P Cl

Cl

geometría piramidal

i)

H

H N H

H

+

geometría tetraédrica

j) Cl Be Cl

geometría lineal


Para conseguir buenas representaciones de plasticina te recomendamos re-

visar que los ángulos que separan a unos átomos de otros sean de los valo-res que corresponden. Debes notar que la estructura tetraédrica se consigueuniendo entre sí a los átomos no centrales (todos con todos).


Respuesta abierta.


1. Del aporte de Linus Pauling a la química y otras ciencias.2. Respuesta personal.3. Los alcoholes, el amoníaco, las aminas, los ácidos carboxílicos.


1. Es una fuerza que mantiene unidos a átomos metálicos entre sí. Sepuede explicar mediante el modelo del mar de electrones que consisteen una matriz ordenada de cationes que se rodean de electrones devalencia. Así, el enlace metálico es un enlace en todas direcciones quepermite explicar algunas propiedades de los metales como su conduc-tividad eléctrica, su maleabilidad y su ductilidad. Sucede en cualquierobjeto hecho de metal, por ejemplo, en las monedas.

2. Es una fuerza que mantiene unidos a dos iones de cargas opuestas.Se forma al combinar un metal con un no metal y se caracteriza porla transferencia de electrones. Sucede, por ejemplo, en la sal de mesa(NaCl, cloruro de sodio).

3. Es un tipo de enlace que se da al combinar dos no metales y se caracte-riza porque los elementos participantes comparten sus electrones a finde quedar rodeados de dos u ocho electrones (regla del dueto y octeto,respectivamente). Es el enlace que existe en los plásticos, en las fibrasde ropa e incluso en el agua.

4. El enlace covalente polar se diferencia del apolar en que el primero seda entre elementos con una diferencia de electronegatividad igual osuperior a 0,5 unidades, lo que provoca que los electrones no se com-partan de forma igualitaria, sino que ellos pasan más tiempo girandocerca de un átomo que de otro. Por su parte, en el enlace covalenteapolar los electrones se comparten de forma igualitaria.

En el enlace covalente polar y apolar, cada uno de los elementos partici-pantes aportó uno o más electrones al enlace, mientras que en el enlacedativo (covalente coordinado) los dos electrones del enlace son dona-dos por un único elemento, es decir, uno de los elementos involucradosno aportó electrones para enlazar.




5. La geometría molecular corresponde a la forma que adopta una molé-cula en el espacio. Depende de la cantidad de átomos que estén unidosa un átomo central que actuará como “centro de geometría” y de lacantidad de pares de electrones libres que éste tenga. Se puede pre-decir mediante la teoría de repulsión de los pares de electrones de lacapa de valencia (TRPECV) que en palabras simples sostiene que lageometría de una molécula es aquella que permita la máxima distanciaentre los pares de electrones de enlace y los pares de electrones libres(si es que los hay). Las principales formas son: lineal, plana trigonal (y laforma angular que se deriva de ella) y tetraédrica (y las formas piramidaly angular que se derivan de ella).

6. Para esto, busca en el texto las propiedades asociadas a cada tipo deenlace químico y organiza esta información en una tabla según los cri-terios que tú estimes convenientes.

7. Una opción es probar la conductividad eléctrica de las mezclas. El aguacon azúcar no conduce la electricidad, mientras que el agua con sale sí.

8.F B F

F

x xx

Geometría plana trigonal, porque existen tres átomos unidos al átomocentral (B) el cual no presenta pares libres que puedan deformar laestructura.


Ambas actividades son invitaciones a averiguar y trabajar un poco más, ypara conservar la libertad de esa búsqueda, solo haremos sugerencias:1. Para responder, debes fijarte en las propiedades que conoces de las

sustancias. El trabajo se facilita cuando trabajas con sustancias de lasque conoces su composición química (elementos que la constituyen) y/oa las que has visto bajo muchas condiciones, por ejemplo, sometidas alcalor, frente a electricidad, etc.

2. El mapa conceptual debe ser útil para ti. Por tanto, organiza la informa-ción bajo ideas que ti te hagan sentido. Por ejemplo: qué concepto sedesprende de cuál y cómo se relacionan entre sí los temas vistos en esta

lección.Actividad inicial (pág. 148)

1. a) Es la fuerza que mantiene unidos a dos iones de carga opuesta.Se forma al combinar un metal con un no metal y se caracteriza porla transferencia de electrones.

b) En redes tridimensionales (redes cristalinas) donde cationes y anio-nes se intercalan.

c) Es un enlace covalente que se da entre dos no metales con elec-tronegatividades muy similares y que por tanto comparten loselectrones de forma equitativa, vale decir, los electrones giran unacantidad similar de tiempo alrededor de un átomo y del otro.

d) Es un enlace covalente que se da entre dos no metales que aun-que comparten electrones, no lo hacen de forma equitativa, lo que

provoca un “abultamiento” de la nube electrónica alrededor delátomo más electronegativo (porque el electrón gira más tiempocerca de éste átomo que del otro involucrado en el enlace).

e) Geometría lineal. El C está unido a dos átomos de O y no tienepares libres de electrones que pudieran “deformar” la geometría.

f) Geometría plana trigonal. El B está unido a tres átomos de F y notiene pares libres de electrones que pudieran “deformar” la geo-metría.

g) Geometría angular. El S está unido a dos átomos de O (por dosenlaces dobles), lo que le deja un par libre de electrones, que ac-tuaría como un tercer grupo de electrones que alejar, por tanto

la distribución parte de plana trigonal, pero hay una esquina queocupa el par libre que no se ve, resultando una estructura angular.

h) Geometría tetraédrica. El C está unido a cuatro átomos de Cl y notiene pares libres de electrones que pudieran “deformar” la geo-metría.

i) Geometría piramidal. El N está unido a tres átomos de H, lo quele deja un par libre de electrones, que actuaría como un cuarto

grupo de electrones que alejar, por tanto la distribución parte deun tetraedro, pero hay una esquina que ocupa el par libre que “nose ve”, resultando una geometría piramidal.

j) Geometría angular. El O está unido a dos átomos de H, lo que le dejados pares libres de electrones, que actuarían como un tercer y cuartogrupo de electrones que alejar; por tanto, la distribución parte de untetraedro, pero hay dos esquinas que son ocupadas por los pareslibres y que “no se ven”, resultando una estructura angular.

k) De la cantidad de átomos unidos a un átomo central y de los pareslibres que éste presenta. Esto, porque tanto los enlaces químicosentre los átomos como los pares libres son electrones y por tantotienen la misma carga (negativa) y como especies de igual cargase repelen, hay que buscar la forma que permita alejarlos lo másposible en el espacio, tal como predice la TRPECV.

2. a) CO2: 2 enlaces covalentes dobles y polaresb) KBr: enlace iónico (K+ + Br–)c) H2O: 2 enlaces covalentes simples y polaresd) AsH3: 3 enlaces covalentes simples apolarese) CH4: 4 enlaces covalentes simples apolaresf) Cl2: 1 enlace covalentes simple apolar




Una molécula apolar siempre será simétrica y una polar siempre será asimé-trica (se ve “deformada”, no es regular, no es igual por todos lados).


Como esperamos que la teoría la armes tú, solo te daremos orientaciones:analiza lo que sucede con la polaridad de los enlaces si la geometría es simé-trica (regular, no deformada por pares libres de electrones en el átomo central).


a) Polar b) Apolar c) Polar d) Apolare) Polar f) Polar g) Apolar h) Polari) Apolar j) Apolar

Averígualo (pág. 153)CH2OH

OH

O

CH2OH

CH2OH

H

O

H OH

OH H

H HO

HH O H

OH H

El azúcar de mesa (sacarosa, C12H22O11) sedisuelve en agua por puentes de hidrógeno.La sacarosa presenta dentro de su estructura

muchos enlaces O–H, como puedes ver en lafigura, que es lo que le permite establecer esetipo de interacciones con el agua.Observación: cada una de las esquinas de loshexágonos corresponde a un átomo de carbono.

Para pensar (pág 153)

Porque F, O y N, son los tres elementos más electronegativos de la tablaperiódica. Luego, los enlaces formados entre cada uno de ellos y un átomode H son los enlaces con el dipolo más marcado que se puede tener. Así,estos dipolos son particularmente fuertes y las interacciones entre ellos fue-



Solucionario

ron merecedoras de un nombre particular que los diferenciara de aquellasinteracciones entre dipolos más débiles.

Desafío (pág 154)

a) Sobre que el hielo flota en agua:

La flotación es un fenómeno que se explica por la densidad de unasustancia, vale decir, la división entre su masa (cantidad de materia) y el

volumen (espacio que ocupa). En fórmula:densidad=

masa

volumen Ahora, cuando el agua está en estado líquido, la mayoría de las molécu-

las establecen puentes de hidrógeno, sin embargo algunas no lo haceny se introducen en los espacios que están dejando las otras. Pero cuan-do el agua empieza a congelarse, entonces los puentes de hidrógenose hacen más rígidos y todas las moléculas deben formar los suyos porla mayor organización del estado sólido, por tanto, aquellas moléculasque estaban en los espacios dejados por las demás deben salir y formarsus propios puentes de hidrógeno, lo que hará que el espacio que ocupael hielo sea superior al ocupado por el agua líquida, provocando unaumento de volumen y con ello una disminución de su densidad. Luego,como el hielo es menos denso que el agua, éste flota en ella.

b) Sobre el alto punto de ebullición (100°C al nivel del mar): Este fenómeno se explica por la fuerza del dipolo del enlace O–H y por la

cantidad de puentes de hidrógeno que forma el agua. Como se puede veren la figura 3.26, cada molécula de agua establece 4 puentes de hidró-geno (2 cada O y 1 cada H). Esto provoca que una buena parte del calorque se entrega a una masa de agua para hervirla, no vaya directamente alas molécula, sino que se utiliza en romper los puentes de hidrógeno paraluego aumentar la temperatura de cada una de las moléculas.


Traducción: “Aunque una simple interacción es débil, un gran número de fuerzasde dispersión de London crea una gran fuerza. Por ejemplo, los geckos se pegana paredes y techos mediante fuerzas de dispersión entre las superficies y los500.000 pequeños pelos que tienen en cada pata”.


a) Puentes de hidrógeno b) Fuerzas ion-dipolo

c) Fuerzas dipolo-dipolo d) Fuerzas de dispersiónActividad 25 (pág. 156)

a) Porque sustancias semejantes podrán establecer fuerzas intermolecu-lares entre sí que les permitan interactuar. Entonces, la frase significaque sustancias con polaridad semejante se podrán disolver entre sí. Seaplica, por ejemplo, cuando una molécula polar como el agua es capazde disolver a otras sustancias polares como el alcohol , el azúcar o el té.O cuando esa misma sustancia polar (con polos positivos y negativosmarcados) es capaz de disolver sustancias cargadas como pueden serlos iones de la sal de mesa.

b) Estas diferencias se explican por la fuerza del dipolo del enlace O–H(que sería el segundo después del dipolo del enlace F–H) y por la can-tidad de puentes de hidrógeno que forma el agua. A diferencia del H–F

que solo puede establecer dos puentes de hidrógeno (uno el F y uno elH), en el agua cada átomo de oxígeno epuede establecer dos puentesde hidrógeno con los H de otras moléculas de agua, mientras que cadaH puede establecer un puente de hidrógeno con el O de otra molécula,lo que suma 4 puentes de hidrógeno por molécula. Vale decir, una mo-lécula de agua se une fuertemente a 4 de sus moléculas vecinas (ver enla figura 3.26), lo que provoca que la primera porción de calor que seentrega no vaya directamente a la molécula, sino que se util iza en rom-per los puentes de hidrógeno, subiendo con ello el punto de ebullición.


1. Del funcionamiento del horno microondas.2. En hornos convencionales el calor proviene desde el exterior del alimento

y cruza capa por capa hasta llegar al interior. En los microondas las molé-culas no polares no absorben la radiación, y por tanto ésta puede alcan-zar diferentes partes de los alimentos al mismo tiempo (según la cantidadque agua presente, las microondas pueden penetrar los alimentos a unaprofundidad de varios centímetros).

3. El aceite no se calienta ni explota, pues por ser una molécula apolar nose ve afectada por la acción de las microondas. Si lo quieres comprobar,

fíjate que el aceite no contenga aditivos polares, como el ácido cítrico yutiliza un recipiente plástico o de vidrio.4. Respuesta personal.


Cuando se da esa situación, es porque las moléculas que componen la man-cha sienten más atracción por las moléculas de la tela que por las moléculasdel detergente, siendo entonces las interacciones mancha-tela más fuertesque las interacciones mancha-detergente.


1. Porque la acetona y el quitaesmalte son sustancias apolares, como el es-malte de uñas.

2. Porque algunas máscaras de pestañas contienen en su interior sustan-cias polares que se combinan con el agua y por tanto la pintura se

corre, mientras que otras están formadas en su mayoría por sustanciasapolares que no se combinan con el agua y por tanto el maquillaje nose ve afectado por la presencia de agua.


1. Una molécula apolar es una molécula simétrica de distribución unifor-me de la nube electrónica, mientras que una molécula polar es unamolécula asimétrica donde se distinguen polo(s) positivo(s) y polo(s)negativo(s). En cada caso, la polaridad de la molécula depende de sutipo de enlace y de su geometría. Así, si los enlaces son polares, pero lamolécula es simétrica, los dipolos se cancelan y la molécula es apolar.

2. Son interacciones que suceden entre moléculas ya formadas. Puedenser de 4 tipos: a) fuerzas ion-dipolo (entre iones y moléculas polares);b) fuerzas dipolo-dipolo (entre moléculas polares); c) puentes de hi-drógeno (entre moléculas polares que presentan los enlaces F–H, O–H

y/o N–H); d) fuerzas de dispersión (o de London) (entre todo tipo demoléculas. Es la única interacción posible para moléculas apolares).3. La solvatación (si algo se disuelve en otra cosa o no), los puntos de fusión y

ebullición, el calentamiento de alimentos en un microondas, la acción lim-piadora de jabones y detergentes, la adherencia a las paredes de algunosreptiles, la duración del maquillaje y los perfumes en la piel, entre otros.

4. Las moléculas de agua se unen entre sí por puentes de hidrógeno. Unamolécula de agua establece 4 puentes de hidrógeno con sus moléculasvecinas, lo que sumado a la fuerza del dipolo del enlace O–H provocafenómenos como por ejemplo: que el hielo flota en agua, la alta tem-peratura a la que hierve el agua (100°C a nivel del mar), la alta tensiónsuperficial del agua. Además, por tratarse de una molécula polar, el aguapuede disolver muchos tipos de sustancias (polares e iónicas) y con fre-cuencia se le dice “solvente universal” por este hecho.

5. Algunos ejemplos de aplicación en la vida cotidiana, que no necesaria-mente deben coincidir con los dados por ti:a) Que el olor de un perfume dure sobre la piel.b) Usar agua para disolver algunas sustancias.c) Utilizar detergentes, lavalozas y jabones para limpliar.d) Utilizar quitaesmaltes para retirar la pintura de uñas.e) Escribir en un papel (la tinta se adhiere al papel y no sale).f) Calentar o cocinar comida en el microondas.

6. Porque el aceite es apolar y el agua es polar, por tanto no pueden es-tablecer entre sí ningún tipo de fuerza intermolecular y por tanto no sepueden combinar ni disolver uno en otro.




7. Fuerzas de dispersión (o de London), pues se trata de una sustanciaapolar y ese tipo de interacción es la única posibil idad para las molécu-las apolares.

8. Puentes de hidrógeno, pues la molécula presenta tres enlaces N-H que lepermiten establecer interacciones entre el N de una molécula y el H de otra.

Para practicar más (pág.159)

Las actividades propuestas son invitaciones a averiguar y trabajar un poco

más, y para conservar la libertad de esa búsqueda, solo haremos sugerenciasy comentarios que puedan guiar tu trabajo:1. Los diferentes tipos de fuerzas intermoleculares se dan entre especies

con cierta polaridad. Organiza esa información y luego analiza las for-talezas a partir de la existencia de dipolos o de cargas reales (iones) ode la inexistencia de ellos (moléculas apolares).

2. El mapa conceptual debe ser útil para ti. Por tanto, organiza la informa-ción bajo ideas que ti te hagan sentido que no tiene porqué ser igual alo de tus compañeros.

3. Lo esperable es que tus nuevas respuestas usen conceptos vistos en launidad y que comprendas en profundidad que las diferencias entre elaspecto y propiedades de la sal, el agua y la cuchara radican en el tipo deenlace que mantiene unidos a sus átomos, así como también, que logresexplicar la razón por la cual la sal se disuelve en agua y el aceite no.

Síntesis (pág.160)Determina

se establece entre

de acuerdo a ladiferencia de

puede ser

como

se llama


ocurreentre

Ejemplo Ejemplo Ejemplo Ejemplo

se clasifica en

tambiénse llaman

Propiedades

Solubilidad

DurezaFragilidad

Conductividadtérmimica

Enlace químico

átomos

iónico

metálico

mar deelectrones

iones apolar

NaCl H2O HNO3

polar coordinado

covalente

metaleselectronegatividad

moléculasfuerzas

intermoleculares

como

Conductividadeléctrica

ión dipolopuente

hidrógenodipolo-dipolo

fuerzas dedispersión

Evaluación final (págs. 161-162)

I. Selección multiple:

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

B D B A E C E A C E

II. Desarrollo: TABLA DE RESULTADOS (pág. 163)

MuestraEstadofísico

inicial

Soluble ensolvente

polar

Soluble ensolvente

apolar

Conducecorriente

en estadopuro

Conducecorriente

disuelto enagua

Azúcar demesa Sólido Sí No No No

Aceite de oliva Líquido No Sí No (No sedisuelve)

Sal baja ensodio Sólido Sí No No Sí

Moneda de$10 Sólido No No Sí (No se

disuelve)

Sal de mesa Sólido Sí No No Sí

Lámina de Zn Sólido No No Sí (No sedisuelve)

Isooctano Líquido No Sí No (No sedisuelve)

Etanol líquido Sí No No No

TABLA DE CONCLUSIONES (pág. 163)Muestra Enlace químico que posee

Azúcar de mesa Enlace covalente polar

Aceite de oliva Enlace covalente apolar

Sal baja en sodio Enlace iónico

Moneda de $10 Enlace metálico

Sal de mesa Enlace iónico

Lámina de Zn Enlace metálico

Isooctano Enlace covalente apolar

Etanol Enlace covalente polar

UNIDAD 4




a) Un conjunto de átomos iguales o distintos que se mantienen unidos

mediante enlace químico.b) Una combinación de dos o más elementosc) Forma más simple de materia, que no puede separarse en otras más

sencillas. Se encuentra en la tabla periódica.d) Una molécula es la unión de dos o más átomos.e) Un compuesto es la combinación de dos o más elementos químicos.f) Es una forma de resumir los tipos de elementos y las cantidades de ele-

mentos que existen dentro de una molécula. A partir de ella podemossaber el tipo de elemento presente en la molécula y las cantidades.

g) Un cambio químico es una alteración que se produce en la materiacuando las sustancias originales pierden sus propiedades y se formanotras nuevas con propiedades diferentes.

h) Los elementos químicos se representan mediante letras mayúsculas quealgunas veces corresponden a la letra inicial del nombre del elemento.También hay elementos que se representan por 2 o más letras, si es así,sólo la primera es mayúscula y las siguientes se escriben en minúscula.

i) En una molécula de CoF2 hay tres átomos: Uno del elemento Cobalto(Co) y 2 del elemento Flúor (F).




La hipótesis de Avogadro establece que: dos o más gases en un mismovolumen, a la misma temperatura y la misma presión, contienen el mismonúmero de átomos o moléculas, independientemente del tipo de gas quecada uno de ellos sea.


Al aplicar el concepto de átomo a la ley de proporciones definidas obtene-mos una versión simplificada que es la que comúnmente todos recordamosy usamos: un compuesto contiene una determinada cantidad de átomosde cada uno de los elementos que lo forman sin importar el origen. Así porejemplo, todas las moléculas de CO2 tendrán siempre un átomo de carbono(C) y dos átomos de oxígeno (O), sin importar si se obtuvo del ambiente, deltubo de escape de un automóvil, de nuestra exhalación, etc.


Para aplicar la ley de proporciones múltiples tal como fue planteada porDalton para el CO y el CO2 debemos primero establecer la cantidad de Oxí-



Solucionario

geno que reacciona con una masa fija de C, por ejemplo, 12 gramos.

En el CO: 12 g de C 16 g de Ocon

En el CO2: 12 g de C 32 g de Ocon

Luego, al relacionar las masas de Oxígeno, tendremos que:g de O en CO

g de O en CO 2

16 g

32 g

1

2 = =

Siendo 1:2 la relación de números enteros pequeños de la que habla la ley.Actividad 2 (pág. 168)

1. 21,08 g de ZnSO4.2. 22,5 g ; 7,5 g de oxígeno.


1. Que el paciente efectivamente se encuentra intoxicado por CO, puesla gráfica de su sangre resulta de una combinación de la curva de lahemoglobina libre y la curva del CO.

2. Dos medidas posibles (aunque no las únicas) serían: Revisar periódica-mente el buen funcionamiento de los artefactos que realizan combus-tión (calefones, estufas a gas, etc.), y ventilar periódicamente los espa-cios donde dichos artefactos funcionan para limpiar el aire y favoreceruna concentración de oxígeno adecuada para la combustión.

Para pensar (pág. 170)La fórmula empírica y molecular son iguales.


a) CH2 b) HO c) NaO d) CH3 e) NH3 f) H2SO4

Actividad 4 (pág. 171)a) 17 umab) 16 umac) 98 uma

d) 36,5 umae) 44 umaf) 74,6 uma

g) 40 umah) 58,3 umai) 84 uma


Según la ley de las proporciones definidas, muestras diferentes de un mismocompuesto siempre contienen los mismos elementos en la misma proporciónyla composición porcentual de un compuesto químico siempre es la misma

independientemente de su origen por lo tanto los elementos se combinan paraformar compuestos y siempre lo hacen en proporciones definidas. Por ejemplo:a) Para amoniaco (NH3), 14 gramos de Nitrógeno (equivalentes al 82,4%)

se combinan siempre con 3 gramos de hidrógeno (equivalente a un17,6%) dando un total de 17 gramos que equivale al 100% del com-puesto. Notar que se cumple que:

gramos de H

gramos de N

% de H

% de N =

b) Para hidróxido de aluminio (Al(OH)3), 27 gramos de Aluminio (equivalen-tes al 34,6%) se combinan siempre con 48 gramos de oxígeno (equiva-lente a un 61,5%) y con 3 gramos de hidrógeno (equivalente a un 3,9%)dando un total de 78 gramos que equivale al 100% del compuesto. Notarque se cumple también que la proporción (división) entre los gramos de

un elemento y otro es igual a la proporción entre los porcentajes.Actividad 5 (pág. 173)

a) 82,35% de N y 17,65% de Hb) 75% de C y 25% de Hc) 2,04% de H, 32,65% de S y 65,31% de Od) 2,74% de H y 97,26% de Cle) 27,27% de C y 72,73% de Of) 52,41% de K y 47,59% de Clg) 57,5% de Na, 40% de O y 2,5% de Hh) 41,68% de Mg, 54,89% de O y 3,42% de Hi) 27,38% de Na, 1,19% de H, 14,29% de C y 57,14% de O


Porque a partir de ella es posible determinar la fórmula de una especie y coneso, reconocerla (saber lo que es).


a) En el FeO se combinan: 55,85 g de Fe 16 g de Ocon

En el Fe2O3 se combinan: 111,6 g de Fe 48 g de Ocon

Podemos establecer cualquier cantidad fija de Fe, pero para simplificarutilizaremos el 55,85 g de Fe del FeO, de modo que utilizando propor-ción directa (“regla de 3”, buscamos cuántos gramos de O se combinancon 55,85 g de Fe en el Fe2O3. Así:

111,6 g de Fe 48 g de Ocon

55,85 g de Fe X g de Ocon

55,8 · 48

111,6x = = 24 g de O

Luego, relacionamos las masas de Oxígeno de ambos compuestos (para55,85 g de Fe):

g de O en FeO

g de O en Fe 2 O 3

16 g

24 g

2

3 = =

Al simplificar por 8 los valores anteriores (16 y 24) obtuvimos 2:3, quees la relación de números enteros pequeños de la que habla la ley.

b) En el PCl3 se combinan: 31 g de P 106,5 g de Clcon

En el PCl5 se combinan: 31 g de P 177,5 g de Clcon

Luego, relacionamos las masas de Cloro de ambos compuestos, para 31g de P:

g de O en PCl 3

g de O en PCl 5

106,5 g

177,5 g

3

5 = =

Al simplificar por 35,5 (la masa del Cloro) los valores anteriores (106,5y 177,5) obtuvimos 3:5, que es la relación de números enteros peque-ños de la que habla la ley.


Sirve para reconocer de qué está hecha una sustancia, descubrir su fórmula ycon ello poder predecir parte de su comportamiento químico. Estos procedi-mientos son muy utilizados en la investigación científica cuando se obtienenmoléculas desconocidas.


Compuesto orgánico es cualquier compuesto que presente cadenas de car-bono (carbonos unidos con otros carbonos, excepto el CH4). Reciben esenombre porque en un comienzo se creyó que eran propios de los organismosvivos y que solo podían ser producidos por ellos. Ejemplos hay muchísimos,pero por nombrar algunos además del ácido acético que está en el vinagre:cualquier vitamina, cualquier molécula de grasa, cualquier azúcar (es unafamilia de compuestos), cualquier alcohol (es una familia de compuestos),cualquier proteína (como las de la carne o la leche), el gas natural (metano,

CH4), los componentes de la bencina y el petróleo y un gran etcétera.Actividad 7 (pág. 176)

a) Fórmula empírica: C6H10S2O Fórmula molecular:C6H10S2Ob) Fórmula empírica:NaC5H8NO4

Fórmula molecular:NaC5H8NO4

c) Fórmula empírica:C3H6O Fórmula molecular:C6H12O2


NH3 = 82,4%; NH4NO3 = 35%; (NH4)2SO4 : 21,2%; (NH4)2HPO4 = 21,2%,(NH2)2CO = 46,7%




c)

C7H16(l) O2(g) → CO2(g) H2O(l)

Mol 1 11 → 7 8

Moléculas 6,02·1023 6,622·1024→ 4,214·1024 4,816·1024

Masa (g) 100 352 → 308 144Volumen (L)(en cnpt)

246,4 → 156,8

d) i) 308 g ii) 246,4 L iii) 4,816 · 1024 moléculas iv) 352 gPara pensar (pág. 193)

Se explica por la diferencia de estados. La azida sódica (NaN 3) es sólida ypor tanto sus partículas están muy unidas unas con otras, mientras que elnitrógeno (N2) se encuentra en estado gaseoso, donde las fuerzas intermole-culares ya no existen, de modo que el nuevo volumenes mucho más grandeque el del sólido.


De la misma forma en que se muestra en el ejercicio resuelto de esta página,pero utilizando la equivalencia en volumen del mol (en cnpt), vale decir,

ocupa un volumen de 1 mol 22,4 litros (en cnpt)


a) 205,38 g de AlCl3 b) 3,2 moles de Al(OH)3 c) 141, 9 g de HCl d) 2 moles de AlCl3e) 29,2 gramos de Al(OH)3Practice your English (pág. 197)

Traducción por frases:“Amount of reactants before reaction” : Cantidad de reactantes antes de lareacción.“Left over reactant” : Reactivo sobrante“Amount of products after” : Cantidad de productos despuésComo se puede ver en el diagrama, el reactivo sobrante sería la porción delreactivo en exceso que quedó sin reaccionar y que permanecerá dentro delrecipiente donde se lleva a cabo la reacción junto con el producto.


Se desean preparar sandwiches de queso y se dispone de tres panes y dosláminas de queso. El reactivo limitante es el queso, pues es el que se en-cuentra en menor cantidad y el reactivo en exceso en este caso es el pan.


1. a) Fe b) 11,97 g c) 4,32 g de S.

2. a) NH3; b) 1124,47 g urea c) 317,39 g.


Siguiendo los pasos mostrados en el ejemplo a partir del paso iii) :

109,5 g de HCl 1 mol de Al(OH)3Reaccionan con

X g de HCl 4 mol de Al(OH)3Reaccionan con

Resolviendo la “regla de 3”:

X= = 4384 · 109,51

Interpretando el resultado:“Para que reaccionen completamente 4 moles de Al(OH)3 se necesitan 438 gde HCl”.

Ahora, como en la pregunta se señala que solo contamos con 200 g deHCl, podemos ver que esa sustancia no está en la cantidad que nosotros lanecesitamos, por tanto, será el reactivo limitante.Como puedes apreciar, la conclusión de quién es el reactivo limitante es lamisma, independiente de cuál de los reactivos usemos en la “regla de tres”y cuál dejemos fuera.


1. a) Reactivo limitante: HCl Con las cantidades dadas se forman 2,33 moles de AlCl3

b) Reactivo limitante: HCl. Con las cantidades dadas se forman 197,26 gde agua (H2O).

2. 78,67 g K3. 11,6 g de Ni(OH)24. 97 g de NH3


Haciendo los cálculos estequiométricos para ver cuánto del reactivo en ex-ceso se necesita para que reaccione todo el reactivo limitante y una vez queobtenemos esa cantidad, restamos lo que se gastará con la cantidad que setenía (indicado en la pregunta).

Para pensar (pág. 200 arriba)

Que del total de producto que predice la estequiometría que se formará,solo se forma el 60%.

Para pensar (pág. 200 abajo)

Primero, analizamos la existencia de reactivo limitante y luego hacemos elcálculo teórico –a partir de la ecuación- de cuánto producto se debe formar.El resultado así obtenido corresponde al 100% de rendimiento. Luego, conuna “regla de tres” decimos que la cantidad de producto esperado (reciénsacado con cálculos estequiométricos) es al 100%, como el porcentaje real(información dada en la pregunta, en este caso) es a una incógnita. Final-mente, para tener la respuesta, resolvemos la “regla de tres”.


39,25% de rendimiento.

Actividad 19 (pág.201)a) 60%b) 86,7% aproximadamentec) 2,1 moles de AlCl3

d) 136,08 g de H2Oe) Reactivo limitante: HCl 72% de rendimiento


Ecuación balanceada: 2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l)

a) 57,6 g de H2Ob) 310, 15 L de CO2 en c.n.p.t.c) 28,8 g de H2O

d) 1,75 moles de CO2e) 86,7% de rendimientof) 13,1%de rendimiento

Al laboratorio: Reactivo limitante (pág. 202)

Las preguntas planteadas en el práctico deben ser revisadas por tu profesor,pues constituyen parte del proceso de análisis y conclusión que debe ser

hecho a partir de las observaciones tomadas durante el práctico.Actividad 20 (pág. 204)

1. Del aporte de Haber a la química.2. Descubrió un método para fabricar salitre sintético.3. Chile era uno de los principales productores de salitre en el mundo y

tenía muchas reservas de este mineral, pero a la llegada del salitre sin-tético repercutió en la economía del país pues ya no lo comercializaban.

4. Para producir la pólvora.


1. Una unidad para medir materia que tiene equivalencias en masa, enpartículas y en volumen (para gases).




GLOSARIO

A

Actínidos. Elementos que tienen incompleto elsubnivel 5f o que fácilmente forman cationes conel subnivel 5f incompleto.Afinidad electrónica. Cambio de energía quese produce cuando un átomo en estado gaseosoacepta un electrón para formar un anión.aislante. Sustancia incapaz de conducir la elec-tricidad.Aleación. Disolución sólida compuesta por doso más metales, o por uno o varios metales y unoo mas no metales.Anión. Ion de carga negativa.Átomo. Unidad fundamental de un elemento quepuede intervenir en una combinación química.Átomos polielectrónicos. Átomos que contie-nen dos o más electrones.

CCapa de valencia. Capa electrónica externa deun átomo que contiene los electrones que parti-cipan en el enlace.Carga nuclear efectiva (Zef). Carga “real” conque el núcleo puede atraer a un electrón. Resultade la resta entre la carga nuclear completa (Z) yel efecto pantalla (S).Catión. Ion de carga positiva.Coeficientes estequiométricos. Número demoles de reactivos y productos que aparecen enla ecuación química balanceada.Comportamiento dual. Véase naturaleza dual.

Composición porcentual en masa. Porcen-taje en masa de cada elemento que forma uncompuesto.Compuesto. Sustancia compuesta por átomosdedos o más elementos, unidos químicamente enproporciones fijas.Compuesto iónico. Cualquier compuesto neu-tro que contiene cationes y aniones.Compuestos binarios. Compuestos formadossolo por dos elementos.Compuestos covalentes. Compuestos quesolo contienen enlaces covalentes.Compuestos inorgánicos. Compuestos noorgánicos.Compuestos orgánicos. Compuestos quecontienen cadenas de carbono, por lo generalen combinación con elementos como hidrogeno,oxigeno, nitrógeno y azufre.Condiciones normales de presión y tempe-ratura (cnpt o cn). 0°C y1 atm.Conductor. Sustancia capaz de conducir la co-rriente eléctrica.Configuración electrónica. Distribución delos electrones entre los diversos orbitales de unátomo o ion.

Cuanto. La mínima cantidad de energía quepuede ser emitida (o absorbida) en forma de ra-diación electromagnética.

D

Densidad. La masa de una sustancia divididaentre su volumen.Densidad electrónica. Probabilidad de que unelectrón se encuentre en una región particular deun orbital atómico.Diamagnético. Repelido por un imán; unasustancia diamagnética solo contiene electronesapareados.Diagrama de diagonales. Herramienta paraaplicar el principio de mínima energía.Diagrama de Möller. Véase diagrama de diagonales .Diagrama de orbitales. Representación de

cada nivel energético con sus respectivas subca-pas y orbitales.Dipolo inducido. Separación de las cargas po-sitiva y negativa en un átomo neutro (o en unamolécula no polar) causada por la proximidad deun ion o una molécula polar.

E

Ecuación de Schrödinger. Ecuación matemá-tica que ayuda a predecir la organización de loselectrones mediante sus soluciones. Considera lanaturaleza dual del electrón.Ecuación química. Ecuación que utiliza símbo-los químicos para mostrar lo que ocurre duranteuna reacción química.

Efecto fotoeléctrico. Fenómeno en el cual seexpulsan electrones desde la superficie de ciertosmetales expuestos a la luz de cierta frecuenciamínima.Efecto pantalla(S). “Bloqueo” de la carga delnúcleo que provocan los electrones internos so-bre los electrones más externos.Electrón. Partícula subatómica que tiene unamasa muy pequeña y una carga eléctrica unitarianegativa.Electrón diferencial. Último electrón de laconfiguración electrónica de una especie.Electroafinidad. Véase afinidad electrónica .

Electronegatividad (E.N.). Capacidad de unátomo paraatraer hacia sí los electrones en unenlace químico.Electrones internos. En un átomo todos loselectronesque no son de valencia.Electrones de valencia. Electrones externos deun átomo que se utilizan en los enlaces químicos.Elemento. Sustancia que no puede separarse ensustancias mas sencillas por métodos químicos.Elementos de transición. Elementos de losgrupos B, los cuales tienen subniveles d incom-pletos.

Elementos de transición interna. Elementosde las series de lantánidos y actínidos que tienensubniveles f incompletos.Elementos representativos. Elementos de los

grupos1A a 7A, los cuales tienen incompletos lossubniveles s o p del número cuántico principalmás alto.Energía. Capacidad para realizar un trabajo oproducir un cambio.Energía de ionización (E.I.). Energía mínimaque se requiere para separar un electrón de unátomo aislado (o un ion) en su estado basal.Enlace covalente coordinado. Enlace en elque uno de los dos átomos enlazados proporcio-na el par de electrones; también se llama enlacedativo.Enlace covalente apolar. En este enlace, loselectrones se distribuyen homogénamente.

Enlace covalente polar. En este enlace, loselectrones están más tiempo cerca de uno de losátomos que del otro.Enlace covalente. Enlace en el que dos átomoscomparten dos electrones.Enlace doble.Dos átomos están unidos por me-dio de dos pares de electrones.Enlaceiónico. Fuerza electrostática que mantie-ne unidos a dos o más iones en un compuestoiónico.Enlace pi (π). Enlace covalente formado por lasuperposición lateral de los orbitales; su densidadelectrónica se concentra arriba y abajo del planode los núcleos de los átomos que están unidos.

Enlace químico. Fuerza que mantiene unidos alos átomos entre sí.Enlace sigma (σ). Enlace covalente formado pororbitales que se superponen por los extremos.Enlace simple. Dos átomos se unen a través deun par de electrones.Enlace triple. Dos átomos están unidos por me-dio de tres pares de electrones.Enlace smúltiples. Enlaces dobles y triples.Espectros de emisión. Espectros continuos ode líneas emitidos por las sustancias.Espectros de líneas. Espectros producidoscuando las sustancias absorben o emiten radia-

ción de determinadas longitudes de onda.Estado (o nivel) basal. Estado de menor ener-gía de un sistema.Estado (o nivel) excitado. Estado que tienemayor energía que el estado basal.Estequiometria. Estudio cuantitativo de losreactivos y productos en una reacción química.Estructura de Lewis. Representación de losenlaces covalentes utilizando los símbolos deLewis. Los pares electrónicos compartidos se re-presentan como líneas o como pares de puntosentre dos átomos, y los pares electrónicos libres



Solucionario

se muestran como pares de puntos o líneas sobreátomos individuales.Estructura de resonancia. Una de dos o másestructuras de Lewis alternativas para una mo-lécula que no puede describirse completamentecon una sola estructura de Lewis.

E

Fórmula empírica. Expresión que muestra loselementos presentes y la relación numérica mássencilla entre ellos.Fórmula molecular. Expresión que muestra losnúmeros exactos de átomos de cada elementoen una molécula.Fórmula química. Expresión que muestra lacomposición química de un compuesto, en térmi-nos de los símbolos de los elementos implicados.Fotón. Una partícula de luz.Fuerzas de dispersión. Fuerzas de atracciónque surgen como resultado de dipolos tempora-les inducidos en los átomos o moléculas.

Fuerzas de London. Véase fuerzas de disper- sión.Fuerzas de van der Waals. Fuerzas dipolo-dipolo,dipolo-dipolo inducido y fuerzas de dis-persión.Fuerzas dipolo-dipolo. Fuerzas que actúanentre moléculas polares.Fuerzas intermoleculares. Fuerzas de atrac-ción que existen entre las moléculas.Fuerzas ion-dipolo. Fuerzas que operan entreunion y un dipolo.

G

Gases nobles. Elementos del grupo8A (He, Ne,

Ar, Kr, Xe y Rn). Tienen todos sus niveles de ener-gía completos.Grupo. Columna de la tabla periódica y los ele-mentos que a ella pertenecen.

H

Halógenos. Elementos no metálicos del grupo7ª (F, Cl, Br, I y At).Hipótesis. Explicación tentativa para un conjun-to de observaciones.

I

Ion. Átomo o grupo de átomos que tiene unacarga positiva o negativa.

Ion monoatómico. Ion que contiene solo unátomo.Ion poliatómico. Ion que contiene más de unátomo.Isoeléctrónicos. Especies que poseen el mismonúmero de electrones, y por tanto la misma con-figuración electrónica del estado basal.

L

Lantánidos (tierras raras). Elementos quetienen incompletos los subniveles 4f, o que fá-cilmente forman cationes que tienen el subnivel4f incompleto.

Ley. Enunciado conciso, verbal o matemático,de una relación entre fenómenos que es siempreigual en las mismas condiciones.Leyes ponderales. Grupo de reglas que regu-lan la proporción entre elementos que es necesa-ria para formar un determinado compuesto.Ley de conservación de la masa. Véase Ley

de conservación de la materia.Ley de conservación de la materia. La mate-ria no se crea ni se destruye, sólo se reorganiza.Ley de las proporciones definidas. Muestrasdiferentesdel mismo compuesto contienen siem-pre los mismos elementos y en la misma propor-ción en masa.Ley de las proporciones múltiples. Si doselementos se pueden combinar para formar masde un tipo de compuesto, las masas de uno delos elementos que se combinan con una masa fijadel otro elemento están en relaciones de núme-ros enteros pequeños.Ligando. Átomo unido a otro que hace las veces

de átomo central. M

Macroscópico. Véase propiedades macroscó- picas .Masa. Medida de la cantidad de materia quecontieneun objeto.Masa atómica. Masa de un átomo en unidadesde masa atómica.Masa molar (MM). Masa de un mol de átomos,moléculas u otras partículas.Masa molecular. Suma de las masas atómicas(en u.m.a) presentes en la molécula.Materia. Cualquier cosa que ocupa espacio y

posee masa.Metales. Elementos que son buenos conducto-res de calor y electricidad y tienen tendencia aformar iones positivos en los compuestos iónicos.Metales alcalinos. Los elementos del grupo 1A(Li, Na, K, Rb, Cs y Fr).Metales alcalinotérreos. Los elementos delgrupo2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra).Metales de transición. Elementos que tie-nen incompletoslos subniveles d o que formanfácilmente cationes que tienen incompletos lossubniveles d .Metaloide. Elemento con propiedades interme-dias entre las de los metales y los no metales.

Método científico. Enfoque sistemático de lainvestigación.Microscópico. Véase propiedades microscópi- cas.Modelo atómico. Representación teórica deun átomo.Modelo mecano-cuántico. Modelo actualdel átomo. Propone que los electrones giran al-rededor del núcleo sin una trayectoria definidaen zonas de probabilidad (orbitales atómicos),formando una nube difusa, de carga negativa ydensidad variable.

Mol. Cantidad de sustancia que contiene tan-tas entidades elementales (átomos, moléculasuotras partículas) como átomos hay en exacta-mente12 gramos de carbono-12.Molécula. Agregado de por lo menos dos áto-mos con una distribución definida, que se man-tienen unidos mediante un enlace químico.

Molécula apolar. Molécula que no posee unmomento dipolar.Molécula diatómica. Molécula formada pordos átomos.Molécula polar. Molécula que posee un mo-mento dipolar.Momento dipolar. Medida numérica de la po-laridad de una molécula.

N

Naturaleza dual. Característica de una partícu-la de comportarse de dos formas a la vez. En elcaso del electrón, como onda y partícula a la vez.Neutrón. Partículasubatómica que no tiene car-

ga eléctrica neta. Su masa es l igeramente mayorque la de un protón.No metales. Elementos que, por lo general, sonmalos conductores del calor y la electricidad.Núcleo. Centro positivo de un átomo.Número atómico (Z). Numero de protones enel núcleo de un átomo.Número de Avogadro (NA). 6.02 • 1023. Nú-mero de partículas en un mol.Números cuánticos. Números que describen ladistribución de los electrones en el átomo de hi-drogeno y entre otros. Los primeros tres (n, ℓ, mℓ)describen un orbital atómico en cuanto a tamaño,forma y orientación espacial, mientras que el últi-

mo (ms) describe el giro de un electrón específico.O

Onda. Perturbación vibratoria mediante la cualse transmite energía.Onda electromagnética. Onda que tiene uncomponentede campo eléctrico y un componentede campo magnético, mutuamente perpendicu-lares.Orbitalatómico. Zona de mayor probabilidadde encontrar a un electrón dentro de un átomo.

P

Paramagnético. Que lo atrae un imán. Una

sustancia paramagnética contiene uno o máselectrones desapareados.Pares libres de electrones. Electrones de va-lencia que no están implicados en la formaciónde enlaces covalentes.Periodo. Línea horizontal en la tabla periódica.Polaridad. Distribución desigual de la nubeelectrónica en un enlace y/o en una molécula.Porcentaje de composición en masa. Véasecomposición porcentual en masa.potencial de ionización. Véase energía de io- nización.




Presión. Fuerza dividida enárea.Principio de aufbau. Véase principio de míni- ma energía.Principio de buena construcción. Véase principio de mínima energía.Principio de exclusión de Pauli. En un átomono es posible que dos electrones tengan los cua-

tro números cuánticos iguales.Principio de incertidumbre de Heisenberg.Es imposible conocer simultáneamente y conexactitud la posición y cantidad de movimientode una partícula subatómica.Principio de máxima multiplicidad deHund.Véase regla de Hund.Principio de mínima energía. Los orbitalesatómicos se llenan de menor a mayor energía.Producto. Sustancia formada como resultado deuna reacciónquímica.Propiedades macroscópicas. Propiedadesque se pueden medir directamente.Propiedades microscópicas. Propiedades queno se pueden medir directamente sin la ayuda deun microscopio u otro instrumento especial.Propiedades periódicas. Propiedades de loselementos que varían siguiendo un patrón re-gular en todos los grupos y periodos de la tablaperiódica.Protón. Partícula subatómica de carga positiva.Su masa es aproximadamente 1840 veces la deun electrón.Puente de hidrogeno. Un tipo especial deinteracción dipolo-dipolo entre el átomo de hi-drogeno unido a un átomo de un elemento muyelectronegativo (F, O, N) y a otro átomo de uno deesos tres elementos electronegativos.

Punto de ebullición. Temperatura a la cualtoda la masa de un líquido puede cambiar deestado líquido a gaseoso.Punto de fusión. Temperatura a la que un líqui-do pasa a estado sólido y viceversa.

Q

Química. Estudio de la materia y de sus cam-bios.

R

Radiación electromagnética. Emisión ytransmisión de energía en la forma de ondaselectromagnéticas.

Radio atómico. La mitad de la distancia entrelosnúcleos de dos átomos adyacentes del mismoelemento de un metal. Para elementos que exis-ten como moléculas diatómicas, el radio atómicoes la mitad de la distancia entre los núcleos delos dos átomos de lamolécula.Radio iónico. Radio de un catión o un aniónmedido en un compuesto iónico.Reacción química. Proceso durante el cual unasustancia (o sustancias) cambia para formar unao más sustancias nuevas.Reactivo limitante. Reactivo que se agota enuna reacción química por estar en una propor-ción menor a la necesaria.Reactivos. Sustancias de las que se parte enuna reacción química.Reactivos en exceso. Uno o más reactivospresentes en cantidades superiores a las necesa-rias para reaccionar con la cantidad del reactivolimitante.Red cristalina. Organización de iones de carga

opuesta que se repite infinitamente dando a lasustancia un estructura regular.Regla de Hund. En orbitales degenerados (deigual energía), los electrones se distribuyen prime-ro todos con espines paralelos hasta semicomple-tar la subcapa, y luego ingresan los de ms = –1/2.Regla de Rydberg. La cantidad de electronespor cada nivel (hasta n = 4 ) está dada por la fór-mula 2•n2.Regla del dueto. Un átomo, como el hidrógeno,tiende a formar enlaces hasta estar rodeado pordos electrones de valencia.Regla del octeto. Un átomo tiende a formarenlaces hasta estar rodeado por ocho electrones

de valencia.Rendimiento. Relación del rendimientore alrespecto del rendimiento teórico, multiplicadapor 100%.Rendimiento real. Cantidad de producto obte-nido realmente en una reacción.Rendimiento teórico. Cantidad de productoque se predice por medio de la ecuación balan-ceada cuando ha reaccionado todo el reactivolimitante.Resonancia. El uso de dos o mas estructurasdeLewis para representar una molécula especi-fica.

S

Sal. Compuesto iónico formado por un catióndiferente a H+ y un anión diferente a OH– u O–2.Serie de los lantánidos. Véase lantánidos.Serie de los actínidos. Véase actínidos.Símbolo de Lewis. Símbolo de un elemento

con uno o más puntos que representan el nú-mero de electrones de valencia de un átomo delelemento.Sólido cristalino. Sólido que posee un altogrado de orden; sus átomos, moléculas o ionesocupan posiciones específicas.Solvatación. Proceso en el cual un ion o unamolécula son rodeados por moléculas del disol-vente distribuidas de manera específica.Sustancia. Forma de materia que tiene unacomposición definida o constante (número y cla-sede unidades básicas presentes) y propiedadesque la distinguen.

T

Tabla periódica. Herramienta que organiza loselementos químicos hasta ahora conocidos.Temperatura ambiente. Temperatura más co-mún en torno a un cuerpo.Teoría. Principio unificador que explica un con-

junto de hechos y las leyes en que se basan.Teoría de repulsión de pares de electronesde la capa de valencia (TRPECV). Teoría queexplica que la distribución geométrica de los pa-res electrónicos compartidos y no compartidosalrededor de un átomo central en términos de lasrepulsiones entre los pares de electrones.Tierras raras. Véase lantánidos.

UUnidad de masa atómica (u.m.a.). Masaexactamente igual a 1/12 parte de la masa de unátomo de carbono-12.

V

Volumen. Espacio que ocupa cierta cantidad demateria.



ÍNDICE TEMÁTICO

AActínidos, 83, 88Afinidad electrónica, 99, 105Anfígenos, 90

Airbags , 193Azimutal. Véase númerocuántico del momentoangular.

BBenceno, 133, 134Bohr, Niels 23, 27 teoría atómica de, 23-25

CCalcógenos. Véase anfíge-

nos.Cálculos estequiométricos,

194-199Carga nuclear efectiva (Zef),

99-101Cobre, 67-68,76,96Coeficientes estequiométri-

cos, 191, 194Comportamiento dual del

electrón.Véase naturalezadual del electrón.

Composición porcentual enmasa, 176-177

Compuesto iónico, 127 formación de, 126-127 propiedades de, 128Compuestos covalentes formación de, 129Configuración electrónica,

52, 61 abreviada, 64 completa, 62-63Cuantización de la energía,

18Cuanto, 20Curie, Marie, 18-19

DDalton, John, 12,168Davisson, Clinton, 31de Broglie, Louis, 30, 31Densidad electrónica, 102,

150, 151Detergentes, 158Diamagnetismo, 56

Diagramade diagonales o de Möller,60, 62, 67

de orbitales, 46, 57-59, 61Dipolo inducido, 155

EEcuación química, 164-165,

178, 180, 191, 192, 194 balance de, 180-183Ecuación de Schrödinger, 33Efecto

fotoeléctrico, 21 pantalla (S), 100, 101

Einstein, Albert, 21Electroafinidad. Véase

afinidad electrónica.Electronegatividad (E.N.), 99,

108-109Electrones de valencia, 66,

121, 123, 124Electrón diferencial, 59,

65, 66Elementos, 79, 82, 83, 91 clasificación de, 87-89 de transición, 88 de transición interna, 88 representativos, 88Energía de ionización (E.I.),

99, 106-107Enlace covalente, 120, 129 covalente apolar, 120, 136

covalente polar, 120, 135 covalente coordinado.

Véase enlace dativo dativo, 120, 137 doble, 132, 133 iónico, 120, 126-128 metálico, 121 simple, 132, 133 triple, 132, 133Espectro de líneas, 2, 23 de emisión, 22, 23 electromagnético, 16Espín electrónico, 47-50

demostración del, 50 descubrimiento de, 48Estequiometría, 191Estructura de Lewis, 130-132

FFertilizantes, 177Fórmula determinación de, 174-176 empírica, 170 molecular, 170, 171 química, 170Fotón, 21, 24Fuegos artificiales, 26Fuerzas

de dispersión, 155 de London. Véase fuerzasde dispersión.

de van der Waals, 158 dipolo-dipolo, 153 intermoleculares, 149,

152-158 ion-dipolo, 158

GGases nobles, 88-89, 120 descubrimiento de, 91Gerlach, Walther, 48Germer, Lester, 31

Geometría molecular,142-145

angular, 143, 144, 145 lineal, 142, 143, 144 plana trigonal, 142, 143,

144 piramidal, 144, 145 tetraédrica, 143, 144, 145Goudsmit, Samuel, 47, 48Grupo, 79 determinación del, 85, 86

HHalógenos, 90Heber, Fritz, 204Heisenberg, Werner, 33Hodgkin, Dorothy, 17Horno microondas, 157Hund, Friedrich, 58

I

Ion Formación de, 69-70K

Kekulé, August, 134Kronig, Ralph, 47, 48

LLantánidos (tierras raras), 83,

88, 110Lavoisier, Antoine, 179Lewis, Gilbert, 123Leyes ponderales, 167Ley de

conservación de la masa.Véase Ley de conservación

de la materia. conservación de la materia,178

las octavas, 80 las proporciones definidas,

167, 168 las proporciones múltiples,

167, 168M

Masa atómica, 171 molecular, 171 molar (MM), 188Maquillaje, 158Maxwell, James, 15

Mendeleev, Dmitri, 80, 81Metales, 86, 120, 121 alcalinos, 90 alcalinotérreos, 90 de acuñar, 92 propiedades de, 122Metaloides, 88, 120 aplicaciones de, 92Meyer, Lothar, 80Microscopio de exploración

de túnel (STM), 32Modelo atómico, mecano-cuántico, 38-39

estacionario, 24-25 planetario, 23Modelo del mar de electro-

nes, 121Mol, 187-190Molécula

apolar, 150 polar, 150,151Momento dipolar, 149Monóxido de carbono (CO),

169Moseley, Henry, 82

NNaturaleza dual del electrón,

30-31Newlands, John, 80No metales, 88, 120Número de Avogadro, 187,

188, 189

Número cuánticoprincipal (n),41 secundario. Véase número

cuántico del momentoangular.

del momento angular (ℓ),42

magnético (mℓ), 43-45 magnético de espín (ms),

49Números cuánticos, 41 del electrón diferencial,

65-66O

Onda electromagnética,

15, 16Orbital atómico, 39

PPauli, Wolfang, 47, 48, 55Pauling, Linus, 146Paramagnetismo, 56Planck, Max, 15, 20Periodo, 79 determinación del, 84, 85Polaridad, 150-151Porcentaje de composición

en masa. Véase composi- ción porcentual en masa.

Porcentaje de rendimiento.

Véase rendimiento.Potencial de ionización. Véa- se energía de ionización.

Principio de, aufbau.Véase principio de mínimaenergía .

buena construcción.Véase principio de mínimaenergía.

exclusión de Pauli, 55 incertidumbre de Heisen-

berg, 33 máxima multiplicidad

de Hund. Véase regla deHund.

mínima energía, 60 excepciones al, 67-68Propiedades periódicas, 99Proust, Joseph, 168Puentes de hidrógeno,

153-154Punto de ebullición, 156Punto de fusión, 156

RRadiación electromagnética,

15-17Radio atómico, 99, 102-103Radio iónico, 99, 104Rayos X, 16, 17Reactivo limitante, 197-199Reactivo en exceso, 197-199Regla de

Hund, 58-59 Rydberg, 25Regla del dueto, 125 octeto, 125Rendimiento, 200Resonancia, 133Röntgen, Wilhelm, 17Rydberg, Johannes, 25

SSal, 128 de mesa, 116, 117, 126,

127-128Schrödinger, Erwin, 33Serie de los lantánidos.

Véase lantánidos.Serie de los actínidos.Véase

actínidos.Silicio, 89, 92Símbolos de Lewis, 123-124Solubilidad, 156Solvatación, 156Stern, Otto, 48Sustancias moleculares, 137 reticulares, 138

TTabla periódica, 79 desarrollo de la, 80-81

moderna, 82-84, 87Teoría de repulsión de paresde electrones de la capa devalencia (TRPECV), 142

Thomson, George, 31Tierras raras. Véase lantá-

nidos.U

Uhlenbeck, George, 47, 48Unidad de masa atómica

(u.m.a.), 171

Índice temático




RECURSOS DIDÁCTICOS

A. REFERENCIAS

El texto que tienes en tus manos contiene información obtenida de:

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40-45. Recuperado de http://www.investigacionyciencia.es/investigacion-y-ciencia/numeros/1999/6/fabrica-cin-de-un-circuito-integrado-7528

• BERETTA, M. (2011). LA REVOLUCIÓN ESTÁ EN EL AIRE: 1772–1773. Temas Investigación y ciencia, Abril/Junio 2011(64), 26-33.

• BROWN, T., ET. AL. (2009). QUÍMICA, LA CIENCIA CENTRAL (11ª ed.). México: Pearson Educación.

• CHANG, R. (2010). QUÍMICA (10ma ed.). México D.F.: McGraw-Hill Interamericana editores S.A. de C.V.

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• CONTRERAS, M., ET. AL., (2003). CIENCIAS NATURALES – QUÍMICA 2° AÑO MEDIO – Texto para el estudiante(1ª ed.). Santiago: McGraw-Hill Interamericana de Chile Ltda.

• DOUDCHITZKY, Y. (2012, 18 DE MARZO). LAS TIERRAS RARAS, NUEVA GUERRA DEL SIGLO XXI. TENDENCIAS21. Recuperado dehttp://www.tendencias21.net/Las-tierras-raras-nueva-guerra-del-Siglo-XXI_a10703.html

• EBERHART, M.(1999). POR QUÉ SE ROMPEN LOS OBJETOS. Investigación y Ciencia, Diciembre 1999 (279),24-31.

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• NOBEL MEDIA AB. THE OFFICIAL WEB SITE OF THE NOBEL PRIZE. ESTOCOLMO. Recuperado de http://www.nobelprize.org/

• PETRUCCI, R., HERRING, F.G., MADURA, J., BISSONNETTE, C. (2011). QUÍMICA GENERAL (10ª ed.). Madrid:Pearson Educación, S.A.

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Recursos didácticos

• RIOL, J.M. (2013). LINUS PAULING: EL MEJOR QUÍMICO DEL SIGLO XX. AULA DIGITAL DE DIVULGACIÓNCIENTÍFICA DE LA UNIVERSIDAD DE LA LAGUNA. Recuperado dehttp://www.divulgacioncientifica.org/modu-les.php?name=News&file=article&sid=204

• SMITH, J.G. (2010). GENERAL, ORGANIC, AND BIOLOGICALCHEMISTRY (1st ed.). McGraw-Hill.

• VEDRAL, V. (2011). VIVIR EN UN MUNDO CUÁNTICO. Investigación y Ciencia, Agosto 2011 (N° 419), 16-21.

• VILLEGAS, S. (2012). ESAS TIERRAS RARAS. MINERÍA CHILENA, mayo 2012 (371), 161-165. Recuperado dehttp://www.mch.cl/revistas/ PDF/ MCH%20371.pdf

• WHITTEN, K., DAVIS, R., PECK, M.L., STANLEY, G. (2008). QUÍMICA (8ª ed.). México, D.F: Cengage LearningEditores, S.A. de C.V.

• ZUMDAHL, S. (2007). FUNDAMENTOS DE QUÍMICA (5ª ed.). México D.F.: McGraw-Hill Interamericana editoresS.A. de C.V.

B. OTROS SITIOS WEB RECOMENDADOS

Además de los sitios recomendados a lo largo del texto en la sección “Química en la web”, te invitamos a revisarlas siguientes direcciones:

• ¿Quedaste con dudas? Te invitamos a buscar material de apoyo en esta página del portal educarchile.cl.

http://www.educarchile.cl/Portal.Base/Web/VerContenido.aspx?ID=210575

• ¡Pregúntale a un científico tus dudas! a través de esta sección de Explora (un Programa de la ComisiónNacional de Investigación Científica y Tecnológica de Chile)

http://www.explora.cl/2013-10-16-17-42-41/preguntale-a-un-cientifico/view/form

• Las mujeres también destacan en ciencia, te invitamos a conocer a algunas de ellas.

http://www.ojocientifico.com/2009/07/05/las-10-mujeres-cientificas-mas-importantes-de-la-historia

• ¿Quieres saber más sobre Marie Curie?

Te invitamos a leer este artículo que es parte de la biografía publicada por su hija Eve. http://www.portalplanetasedna.com.ar/una_vida_para_imitar.htm

• ¿Quieres saber más de la comunidad química? Visita esta página de la Unión Internacional de QuímicaPura y Aplicada (IUPAC) que entrega información sobre investigaciones, avances, convenios, congresos y mu-chas cosas más.

http://www.iupac.org

• ¿Quieres saber todo lo que tienes que aprender en las escuelas y liceos de Chile? Entonces, teinvitamos a revisar esta página del Ministerio de Educación.

http://www.curriculumnacional.cl/

• ¿Necesitas más apoyo? Entonces visita las siguientes direcciones, que corresponden a portales (chilenos y

extranjeros) con información, ejercicios, presentaciones y muchas cosas más! http://todoesquimica.bligoo.cl/tag/primeromedioquimica

http://www.guatequimica.com/

• ¿Quieres más links? Revisa esta dirección que muestra vínculos a otros portales de información de química,todos ordenados por tema.

http://www.ehu.es/zorrilla/juanma/qw6.html

libro quimica 1 medio

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