El Universo Químico en la Construcción del Conocimiento. La

5to Año
“No se equivoca el pájaro que
ensayando el primer vuelo
cae al suelo.
Se equivoca aquel que
por temor a caerse
renuncia a volar
permaneciendo en el nido”
Anónimo.
QUÍMICA
2.009
Autor:
Jorge Miguel PERALTA
5
El Universo Químico en la Construcción del Conocimiento. La Química.
Cuando digo “universo” me refiero en este caso a mundo. El mundo de la química. Y
si busco un concepto de mundo puedo decir
que es el “conjunto de todas las cosas
creadas” (diccionario RAE). Entonces, universo (ó mundo) en una primera síntesis, es
todo lo que nos rodea. En Química “eso” que
nos rodea se llama materia.
Materia, es todo aquello que puedo percibir, es decir que impresiona (excita) mis
sentidos (vista, olfato, tacto, oído, gusto),
y tiene tres características: ocupa un lugar en el espacio, tiene masa y tiene energía.
La materia compone a los cuerpos. Cada
cuerpo es un pedacito de materia. Entonces, cuerpo es una porción limitada de materia.
Si observo un cuerpo y luego lo comparo
con otro concluyo que algunos están hechos
por ejemplo de madera, otros de hierro,
otros de papel… O sea que hay diferencias
y parecidos. Sustancia es una clase o tipo
de materia que tiene propiedades intensivas o específicas.
La Química es la ciencia que estudia la
composición, la estructura y las propiedades de la materia (cuerpos y sustancias), y los cambios que en ella se pro-
ducen tanto a nivel atómico como molecular.
En esta definición hay varios términos
importantes:
 Cuando digo ciencia me refiero a los conocimientos obtenidos mediante la observación y el razonamiento, sistemáticamente organizados, de los que se
pueden deducir principios y leyes generales.
 Cuando digo composición me refiero a
los elementos básicos de los que está
hecha la materia. ¿Y, de qué está hecha
la materia? De átomos.
 Cuando digo estructura me refiero a la
manera, la forma en que los elementos
se relacionan, se unen, se degradan…
para formar cuerpos y sustancias.
 Cuando digo propiedades me refiero a
características cuantitativas y cualitativas de la materia.
 Cuando digo cambios me refiero a las
modificaciones que puede sufrir la materia y transformarse en otras distintas o en energía.
La química es una ciencia experimental
que utiliza un método para lograr su objetivo: Esa herramienta de trabajo es la que se
llama METODO CIENTÍFICO.
Historia y el rol de la Química dentro de la Ciencias Naturales
Las primeras formas de vida animal durante
milenios pasaron frente a piedras también milenarias sin prestarles atención más allá de la
necesaria para la supervivencia, como por ej.
protección, alimento, pero nada más
Hace aproximadamente un millón de años, una
especie surgida de otra aparece sobre la faz de
la Tierra. Tenían algunas características nuevas: poca altura, débiles, caminaban erguidos,
manteniendo en alto su cabeza. Mal dotado
para la caza y peor aún para la carrera. Sólo una
habilidad es digna de mención especial: la de
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trepar a los árboles. Además sus extremidades
anteriores perfectamente adaptadas para sujetarse a las ramas, balancearse en ellas, saltar
de una a otra. Esta era la razón para que vivieran más en los árboles y poco en el suelo, con
innumerables peligros para ellos. Ahí estaba en
sus 1ros pasos la especie humana: subida en los
árboles, mirando el suelo.
Pero… siempre los hay! Un día uno de esos
seres, primitivos humanos, quizás hembra, ya
que estas son más curiosas, bajó de su seguro
árbol, se acercó a las piedras, tomó una entre
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sus diestras mano y la observó. Luego y casi sin
quererlo asestó un golpe a una rama próxima. La
rama se quebró. Otros hombres bajaron e imitaron, experimentando así la potencia de las
piedras golpeando todo aquello que encontraron
a mano.
Otra vez, uno de ellos asoció la forma de la
piedra con la forma de la rama, tomó una liana y
las unió, así la fuerza de la piedra se potenciaba
con la técnica. Habíase construido la primera
hacha.
Todos los animales, incluyendo el hombre
primitivo, temían al fuego. A diferencia del
resto, algunos hombres se protegían y observaban. Hasta que un día uno salió de su escondite
y e acercó a un tronco carbonizado que aún tenía fuego. Lo tocó con su hacha y vio que las
ligaduras y el mango se quemaban pero la piedra
no. Tomó piedras y rodeo con ellas el tronco
quemado, agregó ramas secas y avivó el fuego.
Comprobó que las llamas se mantenían dentro
del círculo de piedras y que el fuego se despertaba al ir añadiendo ramas, cuento más secas
éstas ¡mejor!.
Otros hombres se acercaron y rodearon la
hoguera que brindaba calor, luz y los protegía
de las bestias más grandes siempre al acecho.
Allí, por lo menos de noche se quedaban, hasta
que empezó a llover y el fuego se apagó. Pero a
la próxima tormenta con rayos ya sabían como
“capturar” el fuego y lo llevaron a cuevas para
evitar el problema de las lluvias.
Con el transcurso del tiempo, otra vez uno de
esos hombres primitivos, descubre que puede
“crear” el fuego frotando dos palos o piedras
entre sí y con él extender el dominio sobre las
otras especies más grandes y fuertes.
Además, descubrieron que el fuego transformaba la materia que comían haciéndola más
sabrosa y más blanda. Se dieron cuenta que el
barro se endurecía, así que moldearon recipientes con tierra húmeda que luego podían secar al
calor del fuego. Llegó así una especie de primi-
tivo confort: quedarse en un lugar, con agua
cerca, en una cueva que los protegía, con utensilios, hachas y cálidas pieles de animales para
abrigarse.
Hoy, no hay duda que la Química nació en el
mismo momento que el hombre primitivo conquistó el fuego, y que sus orígenes pueden encontrarse en las artes y oficios técnicos de
aquel hombre, de los que tenemos idea por los
materiales usados por él y encontrados en los
restos de las civilizaciones desaparecidas.
El Hombre se interesó primero por los metales, resistentes y duraderos y a los que pudo
dar forma con mas facilidad utilizando el fuego. El uso de estos metales dio origen a las llamadas edades del oro-cobre-plata, del bronce y
del hierro.
De las civilizaciones más antiguas la que logró
mayores avances en las artes “químicas” fue la
egipcia. Ellos fabricaron vidrios, esmaltes, jabones, perfumes y venenos. Pero estas prácticas eran fundamentalmente empíricas y no
constituían una ciencia en el sentido estricto.
En la búsqueda del origen y la naturaleza de
todo lo que nos rodea, el hombre primitivo, creó
como explicación mitos en los que cada cosa,
cada fuerza natural era un dios o una figura
humana. Este estado teológico de la Ciencia
dura aproximadamente hasta el siglo VI a.J.C.,
momento que en Grecia, se da un movimiento
intelectual y sus más grandes filósofos especularon sobre tales cuestiones.
Así, la idea de un principio permanente origen de todo se establecía. Para Tales de Mileto
(624-565 a.J.C.) era el agua. Anaxímenes (285524 a.J.C.) sostuvo que era el aire. Para Heráclito de Efeso (540-475 a.J.C.) el principio de
todo era el fuego y para Empédocles de Agrigento (500-430ª.J.C.) agregó la tierra.
Todo esto unido a las cuatro cualidades: caliente, húmedo, seco y frío y a dos fuerzas
cósmicas, el amor y el odio, eran el esquema
perfecto para explicar el origen
de todas las cosas. Gráficamente y con signos las relaciones así:
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aire
CALIENTE
fuego

HÚMEDO
agua
tierra
SECO
La teoría de los 4 elementos fue aceptada
por ARISTOTELES (384-322 a.J.C.) el gran
pensador griego cuya autoridad hizo que durara
más de dos mil años.
Los cuatro elementos generalizaban y representaban a una observación familiar: un cuerpo
es sólido (tierra), líquido (agua) o gaseoso (aire), o bien se encuentra en estado de incandescencia (fuego).
Por la misma época (460-270 a.J.C.) Epicuro
creó la palabra átomo. Leucipo y Demócrito
enseñaron la discontinuidad de la materia formada por átomos, el ser, y de vacío, el no ser,
que eran espacios entre aquellos y permitían
sus movimientos. Los átomos decía Demócrito,
son eternos, indivisibles y de la misma naturaleza, pero difieren de forma, por el orden en que
están colocados en el cuerpo, por su posición
relativa y por su magnitud. Pero no fueron desarrolladas estas ideas llenas de conceptos filosóficos solamente, ya que los griegos NO experimentaban, solo especulaban.
En el siglo II antes de JC las ideas científicas griegas llegaron a Roma, quienes más inclinados a ser guerreros y constructores, no prosiguieron con las mismas.
Llegamos a la Edad Media, en especial en el
período del 400-1000 conocido como la edad
Tenebrosa, hubo un eclipse total de la ciencia y
recién hacia el siglo VII empieza a adquirir la
Ciencia entre los árabes una cierta importancia. Reunieron los conocimientos aprendidos de
los egipcios y las ideas filosóficas de los griegos. Ordenaron y sistematizaron todo el pensamiento químico existente. Observaron y experimentaron abriendo paso así a la química científica que denominaron Alquimia.
Los alquimistas, pretendían obtener oro a
partir de otros metales. Esto era la transmutación, conocida como “La Gran Obra”, y debía
realizarse en presencia de la “piedra filosofal”
cuya preparación fue la tarea primera de los
alquimistas. En el siglo VIII se extendió este
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
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

FRÍO
objetivo al buscar el “elixir filosofal o de la
larga vida”, imaginado como una infusión de la
piedra filosofal, el cual debía eliminar la enfermedad, devolver la juventud, prolongar la vida e
incluso asegurar la inmortalidad.
El trabajo de los alquimistas, si bien no logró
el objetivo descrito, produjo indudables progresos en la química de laboratorio, puesto que
se obtuvo un gran número de nuevas sustancias,
perfeccionaron varios aparatos útiles y técnicas
útiles en el futuro.
Aunque la transmutación de los metales fue
creída hasta ele siglo XIX, la Alquimia fue perdiendo su carácter ideal para pasar a ser charlatanería y engaño, e incluso llegando a ser
prohibida por reyes y papas. No obstante a
principios de siglo XVI el esfuerzo de muchos
alquimistas se dirige a preparar drogas y remedios que a decir de Paracelso (1493-1541) la
misión era curar la enfermedad. Aparece así en
escena una transición entre lo que fue la Alquimia y lo que será la Química: la Iatroquimica
o química farmacéutica o química médica.
El irlandés Robert Boyle (1627-1691) es el
primer químico que rompe abiertamente con la
tradición alquimista. En su libro aparecido en
1661 “El químico escéptico” establece el concepto moderno de elementos: son “ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados
de otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los
ingredientes de que se componen y en que se
descomponen en último término todos los cuerpos mixtos” y que su cantidad es superior a los
cuatro elementos de los alquimistas.
No obstante los químicos de la época de Boyle
no estaban preparados para aceptar y entender
sus ideas, pero en cambio, sí les atraía los experimentos que había realizado acerca de los
gases que les sirvió de base para por ejemplo
investigar mejor la combustión.
Así Georg Ernst Stahl (1660-1734) basándose en estos conceptos enuncia la Teoría del
flogisto, conocida también como “sublime teoPágina 4/26
ría”, que supone la existencia de un principio
inflamable en las sustancias combustibles al que
denominó flogisto. La teoría del flogisto explicaba tanto la combustión como la reducción de
reacciones como la siguiente:
Metal = Cal + Flogisto (combustión)
Si caliento la cal con carbón, este le
transmite su flogisto y se obtiene de nuevo el
metal: Cal+Carbón = Metal
(reducción)
Pero se observaba que siempre necesitábamos aire y que las cales tenían, a pesar de
perder flogisto, más peso que los metales.
Fue recién con los trabajos de Antoine
Lavoisier (1743-1794) se destruye la teoría del
flogisto por ser falsa, al establecer ahora la
naturaleza verdadera de la combustión: Toda
combustión en el aire resulta de una combinación con una parte del aire.
La obra de Lavoisier consistió fundamentalmente en:
 Uso de la balanza (“su más exacto colaborador”), aplica el Análisis cuantitativo.
 Establecer la noción precisa de sustancia
pura.
 Utilización del principio de la conservación
de la materia: “Nada se pierde, nada se
crea”, del que en realidad no fue el autor,
si el que lo aplicó. (El creador de este
principio fue un médico de nombre Jean
Rey).
 Utilización de un nueva nomenclatura en
las que nos nombre dan idea de su composición: El Aceite de Vitriolo pasa a ser el
Ácido Sulfúrico; El espíritu de Venus es
Ácido Acético; Azafrán de Marte el Óxido Férrico; Lana Filosófica el Óxido de
Cinc; el Vitriolo de Chipre el Sulfato Cúprico
 Aplicar el que hoy llamamos método científico.
Después de Lavoisier la química progresa en
general de la siguiente manera:
 Los químicos aplican el análisis cuantitativo y descubren las leyes gravimétricas
de las combinaciones químicas.
 La teoría atómica de Dalton (1808) las
explica y da origen a la notación química
desarrollada por Berzelius (1835), de
mucha utilidad.
 El Principio de Avogadro (1811) permite
establecer y diferenciar los conceptos
de átomo y molécula y crea las bases para la determinación del peso atómico y
molecular (1858).
 El descubrimiento de la pila eléctrica de
Volta (1800) da origen a la electroquímica a la electrolisis de Faraday (1834).
 La termoquímica iniciada por Lavoisier Y
Laplace explica la medida de la energía
calórica que se pone en juego en las
reacciones.
 El desarrollo de la teoría cinética de los
gases y el calor para explicar el comportamiento de las sustancias gaseosas.
 El equilibrio químico establecido y estudiado por Le Chatelier (1880).
 La clasificación periódica de los elementos en base sus números atómicos realizada por Mendelejew y Meyer.
 Y continúa hasta nuestros días...
EL METODO CIENTIFICO
Tanto las posibilidades como las limitaciones de la ciencia dependen de este método. Como veremos, la mayor parte de las
fases o pasos del método científico son
procedimientos vulgares empleados cada
día por nosotros, que tomados en conjunto,
constituyen este método, que es la herramienta más poderosa inventada por el hombre para conocer y regular la naturaleza.
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Definición: el método científico es un
proceso que el investigador realiza en forma organizada para encontrar respuestas a
los problemas que plantea la Naturaleza.

Proceso: significa pasos, etapas o
acciones sucesivas.

Investigador: es la persona o conjunto de personas que trabajan en equipo en esas etapas o pasos.
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
Forma organizada: se deben realizar
cada uno de los pasos si saltear ninguno
siguiendo las reglas establecidas (un
plan) al iniciar el proceso.
ro más o menos todos respetan las siguientes etapas en el Método Científico y qué
abarca:
No hay un acuerdo entre los autores en
relación a los pasos y el orden a seguir, peNº
1
2
3
4
5
6
7
8
E t a p a
Observación
Problema
D e s c r i p c i ó n
Examinar un fenómeno o muestra. Incluye: Descripción y Análisis.
Planteo o enunciado que deberá resolverse.
Explicación Tentativa o probable del problema que requiere verifiHipótesis
cación.
Predicciones
Deducir las consecuencias que habría si la hipótesis se confirma.
Diseño del Expe- Incluye la planificación, selección de las técnicas y la elección de
rimento
investigadores hábiles en ellas.
Examinar cuidadosa y pacientemente
Análisis de los Datos
cada dato verificando su validez o no.
Rechazo de la Hipótesis
La conclusión es la respuesta que el
Generalizacio- investigador da al problema. Que
termina confirmando o rechazando la
nes
ConclusioHipótesis. Cuando se confirma y se
Principios
Confirmación
nes
puede aplicar a fenómenos semejande la Hipótesis
tes, se Generaliza y se pueden formuLeyes
lar principios y Leyes, con los que se
elaboran las Teorías.
Explicación completa de un cierto orTeoría
den de hechos o fenómenos.
Trabajo Práctico Nro 1:
En la carpeta deberás realizar los siguientes ejercicios teniendo en cuenta:
1) La forma de contestar una pregunta. 2) Cuidar la ortografía y la caligrafía. 3) Agregar
materiales como escritos, diarios, revistas, Internet, indicando a que pregunta amplían. Mínimo sobre tres (3) preguntas. 4) Cumplir en tiempo y forma con la entrega de los TP.
1. ¿Qué es Materia, cuerpo y sustancia? Dar tres ejemplos.
2. ¿Qué es la química?
3. ¿Qué tipo de ciencia es la química y cuál es su método?
4. ¿Define el Método Científico? Explica las partes de la definición.
5. ¿Cuáles son las etapas del Método Científico.
6. En los siguientes eventos aplicar la etapa de observación del método científico:
A. El vuelo de una mosca. B. En una habitación hay una pequeña abertura por donde se
filtra la luz que luego de recorrer toda la habitación da contra la pared opuesta. C. Se produce un tornado.
7. Realizar una línea de tiempo con lo señalado en el texto.
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LA ESTRUCTURA ATÓMICA
Teoría clásica de la estructura del átomo. Teoría cinética molecular. Hechos experimentales que condujeron al modelo actual:
electrolisis, descargas en tubos con gases enrarecidos y Espectroscopia.. Modelos de Thompson, Rutherford, Borh. Radioactividad. Niveles y subniveles. Principio de exclusión de Pauli. Principio de energía mínima. Regla de Hund. Números cuánticos. Llenado
de orbitales y clasificación periódica.
Hablar de estructura es decir distribución y orden. Al expresar “estructura atómica” aceptando que el modelo atómico actual indica que tiene partículas subatómicas, es hablar de la
distribución y orden de esas partículas.
El camino para llegar al modelo atómico es largo, pero es importante conocerlo para llegar a
entender los comportamientos de la materia y el manejo de algunos fenómenos que por razones que van desde medicina a Internet, es necesario implementar.
A lo largo de la historia científica en la confección del modelo y teorías atómicas se han
desarrollado una serie de descubrimientos y experimentos que paso a paso fueron sentando
los cimientos para llegar a lo que hoy se establece como modelo atómico aceptable: el modelo
cuántico.
Los hechos experimentales que condujeron a dicho modelo, entre otros, y que comenzaron a
darnos una idea de la naturaleza del átomo fueron:



La electrólisis del agua,
Descargas en tubos con gases enrarecidos.
La Espectroscopia.
Electrólisis del agua:
La electrólisis (Electro=electricidad y lisis=rotura) es el proceso de descomposición de un
compuesto por el pasaje de energía eléctrica. Aplicado este concepto al agua, diré que es la
descomposición del agua (H2O) en oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) utilizando electricidad.
Descargas en tubos con gases enrarecidos: LOS RAYOS CATÓDICOS:
Si tomamos un tubo de vidrio en cuyo interior hay un electrodo en cada extremo y lo conecto a una fuente de potencial muy elevado (varios miles de voltios) se observaran descargas en
forma de chispas entre ambos electrodos.
Haciendo el vacío dentro del tubo y disminuyo la presión observo que del cátodo (electrodo
negativo) sale una pequeña columna de luz: es la luz catódica o negativa. Y lo mismo sucede con
el ánodo (electrodo positivo) de donde sale la luz anódica o positiva.
Si sigo disminuyendo la presión hasta llegar al los 0,01 mm de Hg desaparece toda la luz
positiva y el tubo de vidrio frente al cátodo adquiere una luminosidad fluorescente azulada o
verdosa que se debe a los llamados RAYOS CATÓDICOS.
Estos rayos, por medio de sencillos experimentos, tienen estas características:
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1
Salen del cátodo y producen sombra.
2
Se propagan en línea recta.
3
Son corpúsculos materiales.
4
Poseen carga eléctrica negativa
La Espectroscopia:
Es el estudio de un espectro realizado con un aparato llamado espectrógrafo.
Un ESPECTRO es la representación gráfica de la distribución de la intensidad de una
radiación en función de la longitud de onda, la energía, la frecuencia o la masa.
Un espectro es característico para cada uno de los elementos químicos que hoy conocemos. Esta formado por bandas de colores que van desde el rojo (menor energía, frecuencia
más baja, longitud de onda mayor) hasta el azul (de menor energía, frecuencia más alta y menor longitud de onda). Hay dos tipos de espectros:

Continuos: la luz proviene de
un sólido incandescente y el
paso de un color a otro es gradual.
 De rayas: la luz proviene de una masa gaseosa incandescente. La distribución y la naturaleza de las
rayas varían de un elemento a otro y son características de los niveles energéticos de las clases de átomos.
Los cuerpos emiten radiación y absorben radiación:
 Las radiaciones visibles están comprendidas en las longitudes de onda que van del
rojo al violeta.
 Las radiaciones de longitud de onda inferior al violeta se llaman radiación ultravioleta, rayos X, y rayos gamma, por orden decreciente en la longitud de onda.
 Las radiaciones de longitud de onda superior al rojo son las denominadas infrarrojas, microondas y ondas de radio, por orden creciente en longitud de ondas.
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Cuando un gas absorbe energía al calentarse, los átomos alcanzan estados energéticos discretos de los que pueden retornar a otros de menor energía. Al realizarlo emiten luces de frecuencias definidas que sirven para medir las diferencias entre los niveles energéticos.
Lo expuesto hasta aquí indica claramente que la materia es discontinua. Esto significa que
está formada por “partes”. Ya desde la época de los filósofos griegos se admitía que la materia no era continua. Sostuvieron que esa divisibilidad de la materia tenía un límite. A esa parte
que no se podía dividir la llamaron átomo (no divisible).
Y a partir de este momento comenzó una carrera científica química para determinar las características de esas partículas o corpúsculos.
Así es que por el año 1808 John Dalton se anima a proponer una teoría atómica, con los postulados siguientes:
La materia no es continua es discontinua.
La materia está formada por corpúsculos indivisibles e indestructibles llamadas
átomos.
 Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, es decir tienen la misma masa y volumen.
 Los átomos de los distintos elementos son diferentes entre sí: tienen diferente
masa y volumen.
 Los átomos se unen para formar las distintas sustancias, cambiando sólo su distribución.


Hubo mecanismos y experiencias que determinaron el radio atómico, su volumen, su peso y
su masa. Y también se ha establecido, según las conclusiones de la espectroscopia, los estudios
de rayos catódicos y la electrolisis descriptos en este apunte y el descubrimiento de la radicación y la determinación de la naturaleza eléctrica de la materia que esta partícula es divisible.
Desde el punto de vista eléctrico el átomo es NEUTRO. Sabemos que está constituido por
partículas más pequeñas llamadas: protones, electrones y neutrones. Pero ¿Cómo están distribuidas? O ¿Cómo es un átomo?.
La respuesta no es sencilla. Como aproximaciones basadas en experimentos, se fueron proponiendo los llamados modelos atómicos.
MODELOS ATÓMICOS
Un modelo es la representación a escala o imagen de algo que queremos explicitar o explicar.
En nuestro caso el modelo atómico debe explicar todo lo referente a la constitución de la materia y los fenómenos físicos y químicos que la afectan. Tengamos presente que un modelo se
va “armando” según los avances científicos y nunca es definitivo, sencillamente porque la dimensión en la que se encuentra (del orden de los nanometros) no es alcanzada por el hombre.
En el siguiente cuadro, veremos las características de los modelos desde el que estableció
Dalton hasta el que domina hoy a la luz de la mecánica cuántica, conceptos que desarrollaremos después, tocando temas como la distribución electrónica, uniones químicas, casillas cuánticas y las leyes que deben respetarse.
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Reseña
modelo
Modelo atómico según Dalton: Como el átomo era indivisible lo imaginó como una esfera.
Modelo atómico de Thomson: Con sus experimentos
Thomson pude determinar la relación carga masa del
electrón. Supo que el átomo tenía cargas negativas y
positivas, y lo imaginó como una masa esférica positiva
con incrustaciones de electrones (pan dulce)
Modelo atómico de Rutherford: Era discípulo de
Thomson, y tratando de probar el modelo de su jefe,
descubre que partículas alfa rebotaban con ángulos muy
grandes al bombardear con ellas una lámina muy delgada
de oro. ¿Cómo explicar ese desvío? ¿Qué podía ser tan
grande cómo que una partícula alfa rebotase? Rutherford consideró que la solución era pensar en que la carga
positiva del átomo estaba concentrada en un punto al
que denomino núcleo.
Modelo atómico Bohr:
Bohr presentó los siguientes postulados:
 En un átomo, el e- tiene permitidos únicamente
ciertos estados definidos de movimiento: cada uno
de estos llamados estacionarios tienen una energía
fija y definida, porque la energía esta cuantizada.
 Cuando un electrón está en uno de estos estados,
el átomo no irradia (es decir no emite energía), ni
tampoco la absorbe; pero cuando el electrón cambia de un estado de alta energía a un estado menor, el átomo emite un cuanto de radiación cuya
energía es igual a la diferencia de energía entre
los dos estados.
 En cualquiera de estos estados el electrón se
mueve siguiente órbita circular alrededor del núcleo.
Núcleo positivo
Zona de electrones
eee-
ee-
e-
Modelo según la Teoría cuántica: mejora el modelo anterior e cuanto que establece que los niveles no son circulares sino más bien elípticos y en diferentes direcciones.
TRABAJO PRÁCTICO Nº 2
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
¿A qué nos referimos cuando hablamos de estructura atómica?
¿Cuáles son las características de los rayos catódicos? Explique cada una.
¿Qué es la espectroscopia y qué es un espectro?
¿Cuándo un espectro es continuo? ¿Cuándo es de rayas? Explique.
¿Cuál es el espectro visible para el ser humano? Investigar.
¿Explique la electrolisis del agua?.
¿Cuál fue y cuales son las fallas de la teoría atómica de Dalton? Explique.
¿Explique brevemente los modelos atómicos?
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TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Grupos y Periodos. Metales y no metales. Gases raros. Propiedades periódicas en función de la estructura atómica: radio atómico,
energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico. Estados de oxidación. Concepto y clasificación de iones: Cationes y aniones.
Breve reseña histórica de la Clasificación Periódica:
Antes de llegar a la confección de la Tabla Periódica tal como la conocemos hoy, hubo algunos intentos o modelos de clasificación, que de acuerdo a los resultados de experimentos e
investigaciones y la implementación de teorías nuevas, en especial en el campo de la electricidad y la luz, reflejaron las diferentes propiedades de los elementos.
Por ejemplo, citemos:
1. Las Triadas de Dobereiner: clasificación en grupos “de a tres”, que como vimos
en años anteriores, el peso o masa atómico del elemento colocado al centro del
trío, resultaba ser el promedio aproximado de los otros dos. Ej.: Li (6,94), Na
(22,90) y K (39.10).
2. Las Octavas de Newlands: que ordenó los elementos en base a sus pesos o masas atómicas y dedujo que “el octavo elemento contado desde uno dado, repite
las propiedades el primero, como la octava nota de la escala musical. Ej.:
Valencia
Elementos
1
Li
Na
K
2
Be
Mg
Ca
3
B
Al
4
C
Si
3
N
P
2
O
S
1
F
Cl
3. La Tabla de Mendelejeff y Meyer: Al igual que la anterior utilizó, para clasificar los elementos, los pesos atómicos. En este trabajo se priorizaban las propiedades de los elementos en lugar del peso atómico, de ahí que existen algunas
inversiones: I (127) y el Te (128). Además, para esta época todavía no se habían
descubierto los gases raros, por eso no figuran al igual que otros elementos.
La TABLA PERIÓDICA de hoy, desde 1913 en que Moseley
enunció la “nueva” ley periódica, se organiza en base a los número atómicos (Z). Dicha ley indica que “Las propiedades de los
elementos químicos son funciones periódicas de sus números
atómicos”.
Las filas horizontales, se llaman periodos, y las columnas
verticales reciben el nombre de grupos o familia, además, por
facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el
sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.
Los grupos se numeran correlativamente desde el 1 al 18. Los con mayor número de elementos, se conocen como grupos principales (s), y son el 1 (Metales Alcalinos) 2 (Metales Alcalino Térreos), desde el 13 al 17 (p )(no metales) y el 18 (Gases raros o inertes). Los grupos
del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición (d) y los elementos que
aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna (f). Los elementos de la
primera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras,
mientras que los de la segunda fila son actínidos.
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
Las filas o periodos se las numera desde el 1 hasta el 7. La cantidad de elementos que constituyen un determinado período está condicionada por el número de orbitales atómicos en el
nivel de energía que se está llenado. Esto tiene que ver también con el hecho de que a medida
que nos alejamos del núcleo AUMENTA la energía de un electrón.
Todos los elementos de un mismo grupo poseen igual configuración electrónica en su último
nivel de energía.
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS:
Así como la configuración electrónica depende la ubicación o posición del elemento en la Tabla, hay otras propiedades que también varían de manera sistemática y que son las llamadas
propiedades Periódicas. Veremos algunas de ellas:
PROPIEDAD PERÍODICA
ESQUEMA EN TABLA
gana en forma total o parcial un átomo al formar un compuesto.
Regla del octeto. Los metales ceden e- y
los no metales captan e-. Ej. Óxidos.
Número o estado de oxidación: es el número de electrones que cede o
Conductividad eléctrica. Carácter Metálico de los elementos: capacidad de permitir el paso de la electricidad. Los Metales (M) permiten
el paso los NO-Metales (m) no permiten. En período decrece con Z y
en un grupo aumenta
Radio Atómico: debemos considerar el radio de un átomo como la
distancia entre un electrón de la capa más externa y el núcleo y más
precisamente como la distancia entre dos núcleos de dos átomos
iguales en un enlace químico (unidos).
Al avanzar en un periodo aumenta la atracción de los electrones del
último nivel por la mayor carga nuclear efectiva.
Las flechas indican aumento.
Las flechas indican aumento.
Potencial o Energía de ionización: es la energía mínima para sustraer
un electrón a un átomo aislado en su estado fundamental.
Las flechas indican aumento.
Electronegatividad: es la capacidad de un átomo para atraer electrones hacia él.
Las flechas indican aumento.
Profesor: Jorge Miguel PERALTA
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Para explicar gráficamente la distribución de electrones y las propiedades periódicas de los
elementos químicos utilizamos el modelo tradicional, esto es, el de Rutherford/Borh cómo que
está formado por un núcleo en donde se encuentran los protones y neutrones (esto es el número masico A) y una corteza en la que se mueven los electrones. El número o cantidad de
protones ó electrones es el número atómico Z. Si decimos que el átomo es neutro afirmamos
que tiene igual cantidad de protones (con carga positiva) que de electrones (carga negativa).
La diferencia entre A y Z nos da el número de neutrones.
Un Nivel de Energía u orbital: es la zona o espacio alrededor del núcleo donde se sabe
que hay probabilidad de encontrar un electrón. Antes, hasta Rutherford se hablaba de orbita
o camino bien definido por donde pasa el electrón, concepto que se abandona, ya que los modelos atómicos basados en él no podían explicar la emisión de radiación ni los “saltos” de energía.
El modelo de Bohr explicaba las líneas espectrales encontradas para el átomo de hidrógeno,
pero no podía explicar los espectros de átomos con muchos electrones. Cuando los aparatos se
fueron perfeccionando se vio que cada línea que predecía el modelo de Bohr en realidad aparecía desdoblada en mas líneas, como si en cada nivel de energía predicho por Bohr existieran
distintos subniveles.
Determinados experimentos solo pueden explicarse si la luz es considerada como una onda y
otros experimentos como la radiación de un cuerpo negro solo pueden explicarse si la luz es
considerada como partículas. Esto es lo que se llama la dualidad onda partícula.
De Broglie supuso que la dualidad onda partícula que se daba en la luz podía darse también
en el electrón, que hasta ese momento se consideraba como partícula. En realidad la dualidad
onda partícula se da en todas las partículas muy pequeñas y que se mueven a velocidades muy
grandes.
De la cuantificación de la energía, que llevo a toda una nueva mecánica, denominada mecánica cuántica y de considerar al electrón como una onda surge el modelo atómico actual. Este
modelo propone una ecuación matemática (que nace de la mecánica cuántica) propuesta por
Schröedinger y que se denomina “Ecuación de Onda de Schröedinger”.
En el año 1926 Werner Heisenberg, alemán, enuncia el Principio de Incertidumbre o de Indeterminación siguiente: “No es posible determinar simultáneamente, la velocidad y posición
exactas de una partícula en movimiento”.
Aplicando este principio a los electrones de masa muy pequeña y velocidad muy grande, se
hace evidente que los postulados de Bohr no eran exactos en cuanto a las órbitas definidas.
Sólo es posible calcular “la probabilidad de hallarlo en un determinado lugar”. La mecánica
cuántica determina esa probabilidad, estableciendo que el electrón no ocupa una órbita que se
determina con exactitud sino que ocupa un orbital: “lugar del espacio que rodea al núcleo, donde es mayor la probabilidad de hallar un electrón”.
DISTRIBUCION DE LOS ELECTRONES
La cantidad máxima de electrones que puede haber en cada uno de los orbitales o nivel
cuántico de energía viene dada por la siguiente fórmula:
2  n2
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Siendo la n el nivel de energía u orbital (o en tabla periódica LA FILA: el PERIODO) podemos esquematizar la cantidad de electrones por nivel de la siguiente manera::
Orbita s/Rutherford
K
L
M
N
Nivel cuántico
1
2
3
4
Cuadro I
Nro de e- máximo
2  12  2
2  22  8
2  3 2  18
2  4 2  32
A su vez, cada orbital o periodo o Nivel energético pueden tener subniveles que se indican
con letras y que contienen cantidades máximas de electrones según vemos en este cuadro para los primeros cuatro niveles:
Nivel o periodo
Subnivel
Cantidad de e- en el
Nivel = 2  n 2
1
2
3
4
s
.s y p
.s, .p y d
.s,.p, d y .f
2
8
18
32
Distribución electrónica en los subniveles al máximo
.s2
.s2 p6
.s2 p6 d10
.s2 p6 d10 f14
Orbitales apareados y desapareados
Un orbital se dice apareado o completo cuando posee dos electrones.
Un Orbital esta desapareado o incompleto cuando tiene un electrón.
El principio de exclusión de Pauli (1925) expresa que
“dos electrones NO pueden tener exactamente el mismo conjunto de número cánticos”
y la regla de Hund establece que:
“un e- no puede completar un orbital hasta que todos los orbitales del subnivel contengan un
electrón”.
Una primera representación en papel la denominamos Diagrama energético o Casillas Cuánticas. Cada casilla se dibuja como un rectángulo con una de sus diagonales y el e- es una flecha.
Orbital Desapareado:
Orbital Apareado:
El orbital n=1 es de forma esférica:
Orbita
K
Diagrama energético del n = 1
Subnivel
s
Configuración electrónica del Nivel 1:
Apareado:
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Nivel cuántico
u orbital
.1
1s2
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El nivel n=2 tiene dos subniveles: el s y el p. El primero es esférico y los segundos son en
forma de manubrio según vemos en los siguientes esquemas:
Orbita
L
s
px
py
Configuración electrónica: 1s2
Subnivel
syp
Distribución Electrónica.
Orden de Llenado según mayor energía.
n=2
Diagrama energético del
Nivel cuántico
u orbital
2
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
pz
2p6
2p6
3p6
3d10
4d10
4f14
5f14
4p2
5p2
5d10
6d10
6p6
7p6
IMPORTANTE: los subniveles d tienen mayor energía que los “s” del nivel siguiente,
por eso hay una inversión en el orden de llenado: primero se llenan los subniveles “s” del
nivel inmediato superior y recién se llena el subnivel “d” del nivel anterior.
NÚMEROS CUÁNTICOS:
Nombre
Símbolo
principal
n
azimutal
l
magnético
m
del spin
s
Detalles
Determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón, vendrá determinada por este número cuántico. Su valor va desde 1 hasta
7.Determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será,
es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del
número cuántico principal n, pudiendo variar desde 0 hasta (n-1).
Así, para el nivel 1, n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una
órbita circular. Para el nivel 3, n es 3, entonces l tomará los valores de 0, 1 y 2.
Determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía
desde -l hasta l, pasando por el
valor 0
Vale

1
2
TRABAJO PRACTICO Nº 3
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
¿Cuáles fueron los antecedentes de la clasificación periódica?
¿en base a qué se organiza hoy la tabla periódica? Explique.
¿Qué es un grupo y qué un período? Cómo los clasificamos?
¿Qué expresa la Ley periódica?
¿Detallar las propiedades periódicas?
Qué diferencia hay entre orbital y orbita?
¿En consiste la dualidad onda partícula?
¿Qué expresa el principio de incertidumbre de Heisenberg?
Realice las casillas cuánticas y los distribución e- desde Z=1 hasta Z =54
Realizar los números cuánticos para n=1, 2 y3.-
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TEORIA DE VALENCIA - ENLACE QUIMICO
Electrones y capas de valencia. Teoría del Octeto de Lewis. Formas de representar moléculas: diagrama de Lewis, diagrama de
rayas: modelos espaciales y fórmulas condensadas. Tipos de Enlace: iónico o electrovalente, Covalente (apolar, polar, coordinativo
o dativo), metálico. Propiedades. Propiedades de los compuestos moleculares, metálico. Uniones Intramoleculares: Puente de
Hidrógeno y Fuerzas Dipolo-Dipolo.
Muchas teorías, llamadas TEORIAS DE
VALENCIA, han sido expuestas en un intento por explicar la manera, el modo, en
cómo se produce el enlace químico.
Estas teorías para ser satisfactorias tienen que dar alguna respuesta a tres cuestiones fundamentales que surgen al considerar las moléculas de un mismo compuesto químico formadas por los mismos átomos
que se hallan en la misma posición e idénticas distancias:
¿Por qué se forman los enlaces Químicos?
 ¿A qué se debe que los distintos elementos formen distinto número de enlaces?
 ¿A qué se debe que los átomos que
constituyen una molécula mantengan
siempre una posición definida con respecto a los otros de modo que el con
junto tenga una configuración característica.
Para responder a tales cuestiones, comencemos estableciendo el concepto de
Valencia: es el número de enlaces por los
cuales un átomo se une a otro/s para formar compuestos. Es una propiedad fundamental de cada átomo, constante e invariable, determinada por su configuración electrónica, en especial, de la capa más externa
por cuya razón esas partículas reciben el
nombre de electrones de valencia.
Observando la configuración de los elementos u átomos, en 1916 Kossel expuso la
idea de que en las reacciones químicas los
átomos tienden a adoptar la configuración
electrónica de los gases nobles. Por ej.:
He Z  2 : 1s 2
Ne Z  10 : 1s 2 2s 2 2 p 6
Ar Z  18 : 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6
Kr Z  36 : 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 4s 2 3d 10 4 p 6
Notemos que tomando el nivel máximo de energía y sus correspondientes subniveles todos
terminan en n s 2 o n s 2 n p 6 donde n es el nivel energético.
Este concepto se lo llamo “Regla del 8” o “Regla del octeto”.
Kossel observó que en una reacción química entre un metal y un no metal el primero “cedía”
electrones y el segundo los “aceptaba” tendiendo ambos a tener 8 electrones en su última capa.
Posteriormente, Lewis agregó que dos átomos pueden cumplir con la regla del octeto compartiendo uno ó más pares electrónicos sin que haya transferencia de electrones.
Teniendo en cuenta lo dicho por Kossel y Lewis podemos clasificar a los enlaces químicos tal
como podemos ver en el siguiente diagrama tomado del libro QUIMICA Y AMBIETE 1 de Fidel
Cárdenas y otro:
sigue
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Los enlaces químicos
Metálicos
Iónicos
en
Covalentes
Comparten
Hay
Puro
Transferencia
de Electrones
Metales puros
Polar
Dativo
Para
Completar 8 electrones
Regla del Octeto
Pares de electrones
Para
Si comparamos la configuración de los primeros 20 elementos de la tabla periódica comprenderemos el por qué de los enlaces químicos:
Elemento Z
Configuración Electrónica
H
1 1s
He
2
2 1s
Para el Octeto
Dueto le falta 1 e
1
Le “conviene”

Ceder 1 e
El dueto esta completo

le faltan 7 e
Tiene 2 e

2
2
1
5 1s 2s 2 p
Tiene 3 e
C
2
2
2
6 1s 2s 2 p
N

---
Ceder 1 e
le faltan 6 e

Ceder 2 e


le faltan 5 e

Ganar 5 e

Tiene 4 e

le faltan 4 e

Ganar 4 e

2
2
3
7 1s 2s 2 p
Tiene 5 e

le faltan 3 e

Ganar 3 e

O
2
2
4
8 1s 2s 2 p
Tiene 6 e

le faltan 2 e

Ganar 2 e

F
2
2
5
9 1s 2s 2 p
Tiene 7 e

le faltan 1 e

Ganar 1 e
Ne
2
2
6
10 1s 2s 2 p
Completo
Na
2
2
6
1
11 1s 2s 2 p 3s
Tiene 1 e
Mg
2
2
6
2
12 1s 2s 2 p 3s
Al
Li
3 1s 2s
1
Tiene 1 e
Be
2
2
4 1s 2s
B
2


----

le faltan 7 e

Ceder 1 e
Tiene 2 e

2
2
6
2
1
13 1s 2s 2 p 3s 3 p
Tiene 3 e
Si
2
2
6
2
2
14 1s 2s 2 p 3s 3 p
P

le faltan 6 e

Ceder 2 e


le faltan 5 e

Ceder 3 e

Tiene 4 e

le faltan 4 e

Ganar 4 e

2
2
6
2
3
15 1s 2s 2 p 3s 3 p
Tiene 5 e

le faltan 3 e

Ganar 3 e

S
2
2
6
2
4
16 1s 2s 2 p 3s 3 p
Tiene 6 e

le faltan 2 e

Ganar 2 e

Cl
2
2
6
2
5
17 1s 2s 2 p 3s 3 p
Tiene 7 e

le faltan 1 e

Ganar 1 e
Ar
2
2
6
2
6
18 1s 2s 2 p 3s 3 p
Completo

----
Tabla de ELECTRONEGATIVIDAD de Pauling: (hasta Z 18)
H
2,1
Li
1,0
Na
0,9
K
0,8
Be
1,5
Mg
1,2
Ca
1,0
Sc
1,3
Ti
1,5
V
1,6
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Cr
1,6
Mn
1,5
Fe
1,8
Co
1,8
Ni
1,8
QUIMICA_5
Cu
1,9
Zn
1,6
B
2,0
Al
1,5
Ga
1,6
C
2,5
Si
1,8
Ge
1,8
N
3,0
P
2,1
As
2,0
O
3,5
S
2,5
Se
2,4
F
4,0
Cl
3,0
Br
2,8
He
0
Ne
0
Ar
0
Kr
0
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La electronegatividad determina el tipo de enlace que puede darse entre:
1. átomos iguales: en los cuales la diferencia de electronegatividad es cero y el enlace es covalente puro o no polar como por ejemplo las moléculas de H2, O2 y N2 .
2. átomos diferentes: en los cuales la diferencia de electronegatividad es distinta
de cero pudiendo entonces el enlace ser:
a. Covalente polar cuando la diferencia está entre 0 y
1,7
b. Iónico se la diferencia es mayor que 1,7.
Para representar los enlaces utilizaremos la notación o fórmulas de Lewis para cada elemento que lo hace consignando el Símbolo químico y alrededor de él los electrones de valencia
(última capa) marcados con puntos o cruces. Por Ej. Veamos el Cloro:
Símbolo es Cl y la cantidad de electrones de valencia son 7:
Para un enlace iónico la representación sería:
Para un enlace covalente puro no polar:
Para un enlace polar:
EL ENLACE QUIMICO Y LAS FUERZAS DE ATRACCIÓN INTERMOLECULAR
Ya hemos determinado como es que los átomos se unen para formar una molécula. Pero tengamos en cuenta que también hay fuerzas de atracción entre la moléculas a las que se las conoce con el nombre de fuerzas intermoleculares y son:



Interacciones dipolo-dipolo.
Fuerzas de dispersión de London y
Puente Hidrógeno.
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Interacciones dipolo-dipolo: se presentan en moléculas de compuestos polares, debido a la
atracción que ejercen unas sobre otras por los polos negativos y positivos generados.
Fuerzas de dispersión de London: Se las conoce también como fuerzas de corto alcance ya
que se manifiestan cuando las moléculas están unas muy próximas a otras.
Puente hidrógeno: son comunes cuando las moléculas se forman por ejemplo entre elementos
del grupo XVII ó halógeno y el Hidrogeno. Como el hidrógeno cede su único electrón con relativa facilidad del polo molecular donde se encuentra habrá una concentración mayor de cargas
positivas y del lado del no metal de cargas negativas lo que provocará atracciones en las que el
H quedará al medio, de ahí lo que se llama puente hidrógeno.
TRABAJO PRACTICO Nº 4
1. ¿Qué es la Unión química?
2. ¿Cuándo decimos que la unión química es electrovalente o iónica? Explique haciendo el
esquema del ClNa, BrZn, N2O5, SO3, P2O3 y FH .3. ¿Cuándo la unión química es covalente? Que tipos Hay? Haga 3 ejemplos a su elección.
4. ¿Cuáles son las principales uniones entre moléculas? Explique.
ECUACIÓN QUÍMICA
La ecuación química. Sustancias reaccionantes y productos de la reacción. Revisión del concepto de fenómenos y Transformaciones. Las transformaciones químicas y su representación simbólica. Principio de Conservación de la energía.
Cuando hablamos de ecuación química nos referimos a una igualdad formada por dos miembros, el Izquierdo constituido por las sustancias reaccionantes ó reactivos (SR) y el miembro
derecho que corresponde a los Productos de la reacción (PR):
SR  PR
Recordemos que las sustancias pueden ser simples si están formadas por una sola clase de
átomos (Ej. O2, CL2, Al, Na, Fe, etc.) o eran compuestas si por el contrario estaban formadas
por dos o más clase de átomos (Ej. H2O, CaO, H2SO4, Al(OH)3, Fe2(SO4)3, ETC).
La expresión de un elemento es un símbolo formado por la primera letra del nombre ya en
español (Hidrógeno es H) o en latín (Hg es Mercurio ya que en latín es Hidrargirio) y la combinación de estos símbolos en una fórmula da la expresión de una molécula de sustancia. En una
fórmula tenemos cantidad de átomos y de moléculas:
5 H2SO4
Es la fórmula del ácido Sulfúrico (muriático).
Subíndices indican cantidad de átomos
El coeficiente indica cantidad de moléculas.
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Para obtener el número de átomos de un elemento multiplicamos subíndice por coeficiente:
Fórmula
5 H2SO4
Ácido Sulfúrico
Cantidad de moléculas
Cant. de átomos de
cada elemento en 1
molécula
Total de átomos
5
Hx2 ; Sx1 ; Ox4
(Hx2 + Sx1+Ox4) x 5
3 ( H32 PO4 )
Ácido Fosfórico
2 Al(OH)3
Hidróxido de Aluminio
N2O3
Óxido Nitroso
3 Cl2O
Óxido Hipocloroso
7 CaNO3
Nitrato de Calcio
4 ClNa
Cloruro de Sodio
8 H2
Hidrógeno molecular
3 Fe2S3
Sulfuro Férrico
5 HClO4 .
Ácido Perclórico
2 HBr
Ácido Bromhídrico
La cantidad de átomos que contiene una molécula se denomina atomicidad. La fórmula de un
compuesto sólo informa o indica la proporción de cada átomo que la compone.
Hoy en día la fórmula química constituye la representación simbólica de un compuesto químico y es una representación universal.
En toda ecuación química debe cumplir con ciertas condiciones:
1. Debe ser estequiométrica, es decir, la masa de las sustancias que reaccionan es igual a
la masa de los productos de la reacción (ley de la conservación de la masa de LAVOISEIER). Cuando esto se cumple entonces decimos que la ecuación está equilibrada o balanceada.
2. debe representar una reacción real, es decir, que pueda cumplirse efectivamente en
forma experimental.
3. Debe escribirse utilizando siempre fórmulas moleculares.
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GRUPOS FUNCIONALES DEL MUNDO INORGÁNICO
Compuesto Binarios (del Hidrógeno y del Oxígeno como óxidos e hidruros). Compuestos Ternarios (Hidróxidos, Oxácidos y sales). Fórmulas y Nomenclatura (tradicional o clásica, Numeral de Stockes, IUPAC). Unidades de medición en química: UMA y MOL. Significado físico,
usos y aplicaciones. Composición Centesimal. Fórmula Mínima. Fórmula Molecular.
Un compuesto químico (esto es formados por más de un tipo de átomo) pueden ser:
Inorgánicos: que incluye la materia no viviente, como los metales, los no metales y
las diversas combinaciones entre dichos elementos.
 Orgánicos: que incluye la mayoría de los compuestos del carbono, las sustancias
que provienen de los eres vivos o también aquellos compuestos similares que se obtienen por procesos de síntesis en el laboratorio.

Los compuestos inorgánicos a su vez se pueden agruparse según la forma en que se combinan los elementos para formarlos. Estas agrupaciones se conocen con el nombre de FUNCIONES QUÍMICAS.
COMPUESTOS QUÍMICIOS
INORGÁNICOS
ORGÁNICOS
FUNCIONES QUÍMICAS
ÓXIDOS
HIDÓXIDOS
ÁCIDOS
SALES
Cuadro Resumen
Aquí, solo desarrollaremos lo referente a los óxidos. El resto y los compuestos orgánicos son
parte de ciclos superiores.
ÓXIDOS:
Son compuestos binarios (es decir formados por dos tipos de elementos) formados por
OXIGENO y metal o No metal.
Cuando se disuelven en agua forman soluciones ácidas o soluciones básicas, de ahí que podemos clasificarlos en OXIDOS ACIDOS y OXIDOS BASICOS.
OXIDOS BÁSICOS: son los que se forman con la unión de oxígeno molecular con un Metal.
Y los OXIDOS ÁCIDOS son formados por Oxigeno molecular y NO metal.-
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METAL (M)
NO-METAL (m)
O2
Oxido Básico
Oxido ácido
Cuadro de óxidos.
Valencia: es la capacidad que tiene un átomo de combinarse con otro. Cada átomo tiene valencia que en cantidad puede ser una, dos, tres y cuatro.
Cantidad de Valencias
Elementos
Valencias
Nombre del óxido
Na
1
Termina en ico o con el nombre del metal: Sódico o de Sodio
Al
3
Alumínico o de Aluminio.
1
2
Fe
3
2
Hg
1
2
2
3
S
4
6
1
3
4
Cl
5
7
Con la valencia más baja el nombre termina en OSO: Ferroso.
Con la valencia más alta el nombre termina en ICO: Férrico.
Mercurioso
Mercúrico
Con la más baja el nombre comienza con
HIPO y termina con OSO: Hiposulfuroso.
Con la valencia del medio el nombre termina al OSO. Sulfuroso.
Con la valencia más alta el nombre termina en ICO. Sulfúrico.
Con la más baja el nombre comienza con
HIPO y termina con OSO: Hipocloroso.
Con la valencia siguiente más baja el
nombre termina en OSO. Ej Cloroso.
Con la que sigue, la mas baja de la más
alta el nombre termina en ICO: Ej Clórico.
Con la más alta el nombre empieza con
PER y termina en ICO. Ej. Perclórico.
Para escribir la ecuación química de los óxidos se procede de la siguiente manera:
1. Escribimos el símbolo químico del Metal con subíndice uno (ya que consideramos
a todos con moléculas monoatómicas) o de no-metal con subíndice dos (los consideramos biatómicos a todos), a continuación el signo más (+) y luego el oxigeno
molecular (O2).
M  O2
2. Posteriormente colocamos el signo igual.
M  O2 
3. En los productos escribimos primero el símbolo del Metal y luego el del oxigeno
ambos sin subíndices.
M  O2  MO
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4. Ubicamos las valencias de cada uno y las cruzamos como número de átomos, esto
es como subíndices.
M  O2  Mvalencia oxigeno Ovalencia metal
5. Y finalmente balanceamos.
Ejemplos:
Óxidos básicos:
4 Na  O2  2 Na2O
Oxido de Sodio;
2 Ca  O2  2 Ca2 1O2 1 Oxido de calcio
4 Fe  3 O2  2 Fe2O3 Oxido Férrico;
4 Au  O2  2 Au2O1
Oxido Auroso
S2  3 O2  2 S21 O63
Oxido Sulfúrico
Óxidos ácidos:
2 Cl2  7 O2  2 Cl2O7 Óxido Perclórico;
TRABAJO PRACTICO Nº 5: Realice los siguientes Óxidos
1
Óxido Berilico
14
Óxido Mercurioso
Oxido Perbromico
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
11
12
13
Oxido Fosforoso.
15
Óxido Perclórico
16
Óxido Fosfórico
17
Oxido de Aluminio
18
Oxido Platínico
19
Oxido Bórico
20
Oxido mercúrico
21
Oxido Auroso.
22
Oxido de Zinc
23
Oxido auroso
24
Oxido Cobaltico
25
Oxido Nitroso.
26
Oxido Hiposulfuroso
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27
QUIMICA_5
Oxido Sulfúrico
Oxido Carbónico
Oxido de Calcio
Oxido de Litio
Oxido de Plata
Oxido niqueloso
Óxido Hipocloroso.
Oxido Nítrico
Oxido Iodoso
Oxido Ferroso
Oxido Ferrico.
Oxido de boro
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ESTEQUIOMETRÍA O ARITMÉTICA QUÍMICA
Los procesos de síntesis del universo químico. Algunos criterios de pureza. La relación entre
pureza y las impurezas (contaminantes). El rendimiento en parámetros que mide la eficiencia
del proceso de síntesis con relación al rendimiento teórico. Lectura de una ecuación Química.
Cálculos y resolución de situaciones problemáticas.
La estequiometría es el estudio de las relaciones cuantitativas entre las sustancias que
reaccionan y los productos de la reacción. Se involucran aquí los conceptos de masas, átomos,
moléculas, volúmenes y moles.
B
U
S
C
A
R
e
n
TABLA
r
PERIODICA
los
Si los Expresamos en g
Pesos o Masas Atómicas
(PA)
PAgr
La sumatoria nos da el
Peso o Masa Molecular
(PM)
Tenemos:
Si los Expresamos en g
PMgr
MOL de átomos
o
Atomo-Gramo
Tenemos:
MOL de
moléculas
Que ocupa:
Que ocupa:
Que tiene:
22,4 litros (l)
Que tiene:
6,02.1023 partículas
Esquema Nº I
.
Profesor: Jorge Miguel PERALTA
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En una reacción química la existencia de los coeficientes nos indica que esta balanceada,
equilibrada o ajustada. Estos coeficientes, llamados estequimétricos, expresan el aspecto
cuantitativo de una reacción química. Según la dimensión en que trabajemos o leamos una
ecuación, los coeficientes indican la cantidad de moléculas o la cantidad de moles.
Definimos al mol de moléculas como el peso molecular expresado en gramos. Y al mol de
átomos o átomo gramo como el peso atómico expresado en gramos.
Un mol de cualquier sustancia a estado gaseoso ocupa 22,4 litros y un mol siempre tiene
6,02 x 1023 partículas.
Para efectuar la aritmética química como se llama también a la estequimetría, utilizamos
fundamentalmente el desarrollo de reglas de tres y lo que indica el Esquema Nº I.
Ejemplo metódico:
Paso
necesitamos
Ejemplo
1
Conocer la fórmula del compuesto,
sus coeficientes y subíndices.
5 H2SO4
Adimensional:
2
Leer la fórmula
3
Según la tabla periódica los pesos
(masas) atómicos son: H=1, O=16 y
el S=32-
4
Preguntemos por la equivalencia
entre las dos dimensiones.
5
Y si pasamos todo a átomos
Profesor: Jorge Miguel PERALTA
5 moléculas de ácido
Sulfúrico formadas
cada una por:
2 átomos de H,
1 átomo de S y
4 átomos de O
HX2= 2
SX1=32
OX4=64
La masa de una molécula de ácido sulfúrico es 98 y como
lo que tenemos es 5,
multiplicamos y tenemos la masa total
según la fórmula.
Dimensional:
5 moles de moléculas
de ácido Sulfúrico
formadas por:
2 moles de át. de H,
1 mol de át. de S y
4 moles de át. de O
HX2= 2 gr
SX1= 32 gr
OX4= 64 gr
La masa un mol de
moléculas de ácido
sulfúrico es 98 gr y
como lo que tenemos
es 5 moles, multiplicamos y tenemos la
masa total según la
formula dada.
En un mol de ácido sulfúrico que pesa 98 gr
hay 6,02 x 1023 moléculas de a. sulfúrico que
ocupan 22,4 lts.
 En un mol de moléculas de A. Sulfúrico
hay 1 mol de átomos de Azufre por lo
tanto hay 6,02x1023 átomos de azufre.
 En un mol de moléculas de A. Sulfúrico
hay 2 moles de átomos de Hidrogeno por
lo tanto hay 6,02x1023 X 2 átomos de Hidrogeno.
 En un mol de moléculas de A. Sulfúrico
hay 4 moles de átomos de Oxigeno por lo
tanto hay 6,02x1023 x 4 átomos de Oxigeno.
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TRABAJO PRACTICO Nº 6:
1. ¿Qué masa de oxido sulfúrico se podrá obtener a partir de 250 g de azufre?.
2. ¿Qué masa de óxido resulta necesaria para obtener 3150 g de óxido nítrico?, ¿cuántos moles de
óxido se necesitaron?.
3. Se hacen reaccionar 5,5 litros de oxígeno medidos en CNPT con cantidad suficiente de nitrógeno, calcular:
a. Los moles de nitrógeno que reaccionan.
b. Volumen de nitrógeno necesario.
c. Número de moléculas del compuesto formado, sabiendo que se obtiene óxido nítrico.
4. En un recipiente se colocan 25 gr. de oxigeno. Calcular:
a. Cuántos gramos de Oxido de Calcio se obtiene.
b. Cuántas moléculas son?
5. 30gr Mercurio reaccionan. Podré obtener 200 ml de oxido? Explique
6. Si mezclamos 70 gr cloro (VII) con oxigeno suficiente? Cuántas moléculas de óxido se forman?
7. Para obtener 50 gr de Óxido Fosfórico:
a. ¿Cuántos moles de Fósforo necesitaré?
b. Y Cuántos mililitros de oxigeno usaré?
8. El Oxido de Aluminio se obtuvo partiendo de 70gr de Oxigeno. Determine cuántos litros se usaron de Aluminio.
9. Cuantos gr de oxido de aluminio se podrán obtener con 75 gr de Oxigeno, según esta reacción:
4 Al + 3 O2 = 2 Al2O3 (Oxido de Aluminio)
a. ¿Cuántas partículas de Alumno reaccionaron?.
b. ¿Cuántos moles de óxido se produjeron?
c. ¿Cuántos litros de óxido de aluminio se obtienen?
10. Verifique y Justifique: en 163,54gr de Cobre (Cu) hay:
a. ¿1 Mol de moléculas?
b. ¿6,02 x1023 átomos de Cobre?
11. En 236,5gr. de Cloruro de Hidrógeno (HCL) hay:
a. ¿1 mol de HCL?
b. ¿6,02 x 1023 moléculas de HCL?
12. Exprese en moles las siguientes cantidades de Calcio (Ca )
a) 150gr.
b) 50 x 10 20 partículas
13. Exprese en partículas las siguientes cantidades de Iodo (I2):
a. 25gr.
b. 2,5 moles de moléculas.
14. Calcular el número de moles y de moléculas que contienen las muestras que se indican:
a. 44,8 1 de Hidrógeno (Cl2).
b. 40,0 gr. de Magnesio (Mg).
c. 127,0 gr. de Azufre (S2).
d. 48,0 gr. de Potasio (K).
15. Calcular cuántos moles hay en:
a. 2 moléculas de Sodio (Na)
b. 1 mol de moléculas de H2
16. Calcular el número de:
a. Moléculas o partículas en 2 moles de Nitrógeno(N2)
b. Partículas en 0,5 moles de Sodio (Na)
17. Calcular el peso en gramos de 3,01 X 1023 moléculas de:
a. Hidróxido de Berilio (Be(OH)2)
b. Carbonato de Sodio (Na2 CO3)
c. Oxido de Plata (Ag2O).
Profesor: Jorge Miguel PERALTA
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