TRAYECTO DE QUÍMICA – ELIAN DI YORIO – 4to B HUMANIDADES TEORÍA: 1. El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. Los átomos están formados por partículas, llamadas subatómicas, que son: PROTÓN: partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1, su masa es una uma (unidad de masa atómica) y es 1837 veces mayor que la del electrón, se simboliza p+ ELECTRÓN: partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1, masa despreciable y se simboliza e- . NEUTRÓN: partícula elemental eléctricamente neutra, con una masa ligeramente superior a la del protón, se simboliza nº. Los protones y neutrones se ubican en el núcleo atómico, mientras que los electrones lo hacen en la corteza que lo rodea. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras. LOS MODELOS ATÓMICOS: Modelo atómico de Dalton Dalton representaba el átomo como una esfera sólida. Según él, el átomo era la parte más pequeña de la materia, la que ya no podía seguir dividiéndose. Para la época, se desconocía por completo la existencia del electrón y del protón, por lo que el modelo de Dalton persistió por casi un siglo. Modelo atómico de Thomson En el modelo atómico de Thomson los electrones están clavados en una masa con carga eléctrica positiva y es conocido como el modelo de pasa de uvas. Para Thomson los protones y electrones son partículas con cargas iguales pero de signo opuesto, en un átomo neutro la carga es cero, ya que la cantidad de electrones negativos es igual a la cantidad de protones positivos y la masa de los electrones no se toma en cuenta debido a su insignificancia, por lo que la masa del átomo es igual a la masa de los protones. AMARILLO: PARTICULAS CON CARGA NEGATIVA AZUL: MASA CON CARGA POSITIVA Modelo atómico de Rutherford Para Rutherford, el átomo era como el sistema solar. Existe una pequeña región densa cargada positivamente, llamada núcleo. La masa del átomo es aproximadamente igual a la masa de los protones y electrones. Los protones dentro del núcleo están concentrados en el centro del átomo, y los electrones distribuidos al azar alrededor de estos. Rutherford propuso entonces que el átomo era como el sistema solar donde el núcleo era el Sol y los electrones eran los planetas que orbitaban a su alrededor. Modelo atómico de Bohr El modelo planetario del átomo tenía problemas: si los electrones orbitaban libremente alrededor del núcleo, perderían energía y colapsarían en algún momento dentro del núcleo. Bohr postuló que los electrones en un átomo se mueven de forma estable a una cierta distancia del núcleo con una energía definida. Los electrones en cada estado estacionario siguen una ruta u órbita circular. Cada órbita recibe el nombre de "nivel energético" o "capa". Los postulados de Bohr llevaron a representar el átomo como las capas o anillos de una cebolla. Sin embargo, el modelo de Bohr no sirvió para explicar átomos con más de un electrón. Modelo mecánico cuántico del átomo El modelo mecánico cuántico del átomo es el modelo aceptado en la actualidad. Los tres físicos que contribuyeron al conocimiento del átomo moderno fueron Werner Heisenberg (1901-1976), Louis de Broglie (1892-1987) y Erwin Schrödinger (1887-1961). En este caso, el electrón se comporta como una onda estacionaria y ya no se habla de órbitas sino de nubes electrónicas. Las nubes electrónicas son espacios alrededor del núcleo donde probablemente se pueda encontrar el electrón. 2. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico (Z) es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Z = p+ La suma de los protones y neutrones del núcleo, constituyen el número másico (A), y representa el peso de ese átomo, ya que la masa de los electrones es despreciable frente a la de protones y neutrones. A = nº + p + Elemento: Oxígeno. Número Atómico (Z) = 8. Número Másico (A) = 15.999 3. Los iones son partículas con carga neta positiva o negativa, que se forman cuando un átomo gana o cede electrones, respectivamente. Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ión con carga positiva llamado catión, que se representa con el símbolo del elemento más la carga correspondiente al número de electrones que perdió. En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ión negativo, llamado anión. 4. Los isótopos son átomos que tienen la misma cantidad de protones en el núcleo pero distinta cantidad de neutrones. Es decir, poseen el mismo Z pero distinto A. Ejemplo: 5. 6. La configuración electrónica muestra la cantidad de electrones de cada elemento y podemos encontrarla en la tabla periódica. 7. La tabla periódica es una herramienta donde figuran todos los elementos que nos rodean organizados según su cantidad de protones (Z) y el orden en que se encuentran distribuidos sus electrones en sus orbitales. 8. En la tabla periódica los elementos están ordenados de forma que aquellos con propiedades químicas semejantes, se encuentren situados cerca uno de otro. Los elementos se distribuyen en filas horizontales, llamadas períodos. Pero los periodos no son todos iguales, sino que el número de elementos que contienen va cambiando, aumentando al bajar en la tabla periódica. El periodo que ocupa un elemento coincide con su última capa electrónica. Es decir, un elemento con cinco capas electrónicas, estará en el quinto periodo. El hierro, por ejemplo, pertenece al cuarto periodo, ya que tiene cuatro capas electrónicas. Las columnas de la tabla reciben el nombre de grupos. Existen dieciocho grupos, numerados desde el número 1 al 18. Los elementos situados en dos filas fuera de la tabla pertenecen al grupo 3. En un grupo, las propiedades químicas son muy similares, porque todos los elementos del grupo tienen el mismo número de electrones en su última o últimas capas. Electrones de valencia: son los electrones que se encuentran en la última capa. 9. En respuesta anterior. 10. Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones tenga en su última capa 11. Teoría del Octeto: establece que los átomos de los elementos se unen unos a otros en un intento de lograr completar su capa de valencia como los gases inertes que son estables en sí mismos, salvo el helio que lo logra con 8 electrones, el resto necesita lograr tener 8 en la capa de valencia. 12. 13. 14. En imagen anterior. 15. El enlace metálico se produce cuando se combinan metales entre sí. Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la configuración de un gas inerte. En este caso, los metales pierden los electrones de valencia y se forma una nube de electrones entre los núcleos positivos. El enlace metálico se debe a la atracción entre los electrones de valencia de todos los átomos y los cationes que se forman. Este enlace se presenta en el oro, la plata, el aluminio, etc. Los electrones tienen cierta movilidad; por eso, los metales son buenos conductores de la electricidad. La nube de electrones actúa como "pegamento" entre los cationes. Por esta razón casi todos los metales son sólidos a temperatura ambiente. Los electrones externos son poco atraídos por los núcleos atómicos (porque los metales tienen baja electronegatividad por lo cual permanecen relativamente libres en la red de cationes metálicos. Por esto los electrones que participan en la unión no pertenecen a ningún átomo en particular, sino a toda la estructura cristalina que es muy compacta. 16. Una ecuación o reacción química son las transformaciones o cambios que experimentan las sustancias, de los cuales resultan sustancias diferentes. Las sustancias iniciales que reaccionan son los reactivos y las sustancias resultantes de la reacción son los productos. Ejemplo: C + O2 → CO2 17. 18. 19. ÓXIDOS BÁSICOS Metal + O2 → ÓXIDO BÁSICO Ejemplo: 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 Nomenclatura: - Tradicional: Si el metal tiene un solo estado de oxidación se coloca la palabra óxido seguida del nombre del metal. Si el metal tiene dos estados de oxidación se coloca la palabra óxido seguida del nombre del metal con terminación -oso para el menor estado de oxidación y con terminación -ico para el mayor estado de oxidación. - Atomicidad: consiste en nombrar al compuesto de atrás para hacia delante colocando prefijos que indican la cantidad de cada elemento presente en la fórmula. - Stock: consiste en colocar la palabra óxido seguida del nombre del metal colocando entre paréntesis y en números romanos el estado de oxidación de éste. Ejemplo: Al2O3 Óxido de aluminio (tradicional) Trióxido de di aluminio (atomicidad) Óxido de aluminio (III) (stock) ÓXIDOS ÁCIDO No Metal + O2 → ÓXIDO ÁCIDO Ejemplo: 4 B + 3 O2 → 2 B2O3 B2O3 Anhídrido bórico (tradicional) Trióxido de diboro (atomicidad) Óxido de boro (III) (stock) HIDRURO METÁLICO Metal + H2 → HIDRURO METÁLICO - Solamente forman estos compuestos los metales de los grupos I y II. - Tienen una sola nomenclatura. Se los nombra con la palabra hidruro seguida De “metal”. Ejemplo: 2 Li + H2 → 2 LiH LiH : hidruro de litio HIDRURO NO METÁLICO No Metal + H2 → HIDRURO NO METÁLICO - Los únicos no metales que forman esta clase de compuestos son: Cl2 (cloro), I2 (iodo), N2 (nitrógeno), Br2 (bromo), F2 (flúor), S (azufre) y P (fósforo). - Todos actúan con el menor estado de oxidación, es decir, cada uno forma un solo hidruro. Tienen una sola nomenclatura que consiste en colocar el nombre del no metal con terminación -uro seguida de la palabra “de hidrógeno”. S + H2 → 2 SH2 SH2: sulfuro de hidrogeno Ejemplo: 2 Mg + O 2 → 2 MgO En la ecuación tenemos una reacción entre dos moléculas de Magnesio y una molécula biatómica de oxígeno libre que al reaccionar dan como producto dos moléculas de Oxido de Magnesio PRÁCTICA: a) Las partículas responsables de la masa atómica son los PROTONES y los NEUTRONES que se encuentran ubicados en el NÚCLEO. b) El número de protones es igual al de ELECTRONES porque el átomo es eléctricamente NEUTRO c) Cuando los átomos ganan o pierden electrones se convierten en partículas cargadas llamadas IONES. d) Los átomos que pierden electrones se convierten en CATIONES y los que ganan electrones en ANIONES. e) El número másico de un átomo (A) es igual al número de PROTONES y de NEUTRONES que hay en el núcleo atómico. f) La diferencia entre el número másico y el atómico es igual al número de NEUTRONES que hay en cada núcleo. g) Cada elemento químico posee un número ATOMICO distinto y que coincide con su número de orden en la tabla periódica. h) El magnesio es el elemento de número atómico 12. Los átomos de este elemento poseen en su núcleo 12 protones. i) En un átomo neutro el número de ELECTRONES (cargas negativas) que hay en la CORTEZA es IGUAL al número de PROTONES (cargas positivas) que hay en su núcleo. j) El azufre es el elemento de número atómico 16. Los átomos de azufre poseen en su núcleo 16 protones y 16 electrones. k) Los átomos que poseen en su núcleo 24 protones son átomos del elemento CROMO. Poseen en su corteza 24 electrones y así la carga positiva del núcleo se neutraliza con la negativa de su corteza. l) De cada elemento químico hay en la naturaleza distintos tipos de átomos. Los átomos distintos de un elemento químico se denomina ISOTOPOS y solo se diferencian en el número de NEUTRONES en su núcleo. m) El átomo de bario pertenece al grupo 2 de la tabla periódica porque POSEE DOS ELECTRONES EN SU ÚLTIMO NIVEL DE ENERGÍA Y al período 6 PORQUE POSEE 6 NIVELES DE ENERGÍA 2. 3. 1- gases inertes 2- comparten electrones 3- atraer electrones 4- iónica 4. 5. a) En este caso tenemos una unión covalente entre el nitrógeno y los tres hidrógenos, cada átomo de hidrogeno le comparte un electrón al nitrógeno para cumplir con la regla del octeto. b) Tenemos una unión covalente triple en donde los dos átomos de nitrógeno se comparten 3 electrones cada uno para cumplir con la regla del octeto. c) 6. a. Nomenclatura atomicidad: monóxido de disodio Nomenclatura stock: óxido de sodio (I) Nomenclatura tradicional: óxido de sodio b. Nomenclatura atomicidad: di hidruro de calcio Nomenclatura stock: hidruro de calcio Nomenclatura tradicional: hidruro de calcio c. Nomenclatura atomicidad: trióxido de di aluminio Nomenclatura stock: óxido de aluminio Nomenclatura tradicional: óxido de aluminio d. Nomenclatura atomicidad: pentaóxido de di nitrógeno Nomenclatura stock: óxido de nitrógeno (V) Nomenclatura tradicional: anhídrido nítrico e. Nomenclatura atomicidad: dióxido de carbono Nomenclatura stock: óxido de carbono (II) Nomenclatura tradicional: anhídrido carbónico f. Nomenclatura atomicidad: monofloururo de sodio Nomenclatura stock: fluoruro de sodio Nomenclatura tradicional: fluoruro sódico g. Nomenclatura atomicidad: monocloruro de hidrogeno Nomenclatura stock: cloruro de hidrógeno Nomenclatura tradicional: ácido clorhídrico h. Nomenclatura atomicidad: monosulfuro de hidrógeno Nomenclatura stock: sulfuro de hidrógeno Nomenclatura tradicional: ácido sulfúrico 7. Trióxido de galio Óxido de galio Óxido gálico Di hidruro de mercurio Hidruro de mercurio (II) Hidruro mercúrico Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico Monobromo de hidrógeno Dióxido de paladio Óxido de paladio (IV) Óxido palúdico e) 4 B + 3 O2 → 2 B2O3 Trióxido de dibromo Óxido de bromo (III) Anhídrido bromoso 8. Di hidruro de mercurio Hidruro de mercurio (II) Hidruro mercúrico Monosulfuro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfúrico c) Trióxido de dicromo Óxido de cromo (III) Óxido crómico Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico Monóxido de bario Óxido de bario Óxido bárico Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico g) Pentaóxido de dibromo Óxido de bromo (V) Anhídrido brómico h) trihidruro de níquel Hidruro de níquel (III) Hidruro niquélico i) dihidruro de cromo Hidruro de cromo (II) Hidruro cromoso 9. Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico Monóxido de diplata Óxido de plata Óxido argéntico Monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido sódico Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico Dihidruro de calcio Hidruro de calcio Hidruro cálcico Monohidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro sódico Trióxido de di aluminio Óxido de aluminio Óxido de aluminio Pentaóxido de di nitrógeno Óxido de nitrógeno (V) Anhídrido nítrico Monosulfuro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfúrico Monocloruro de hidrogeno Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico K) pentaóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) Anhídrido nítrico
