ASPECTOS ANALÍTICOS DE SUSTANCIAS

Abarca el análisis cualitativo de las sustancias (determinación de los componentes de una sustancia y de las características que permiten diferenciarla de otras) y el análisis cuantitativo de las sustancias (determinación de la cantidad en la que se encuentran los componentes que conforman una sustancia).

Propósitos Generales:

Establecer cuáles son los componentes y las características que permiten diferenciar las sustancias.

Valorar situaciones en la que debe determinar la cantidad de cada uno de los compuestos.

Propósitos específicos:

Estudiar los componentes y características que permiten diferenciar las sustancias

Determinar la cantidad de sustancias en cada uno de los compuestos.

Temas a ver:

Materia

Propiedades de la materia

Teorías y modelos atómicos

Tabla periódica

Densidad: Es la relación entre la masa y el volumen de una cantidad de materia, es característica de cada sustancia.

Modelos atómicos

La teoría atómica se basa en la suposición acerca de la discontinuidad de la materia. La

materia no es compacta sino que está formada por un número muy grande de pequeñas

partículas, en permanente movimiento, los átomos.

Materia

Propiedade

s

Generales

o

extensivas

Específicas o

intensivas

Dependen de la cantidad:

m, V, Q

No depende de la

cantidad: T, D,

La más antigua teoría atómica expuesta por Leucipo y Demócrito, en la segunda mitad del

siglo V a.C consideraba que todas las cosas estaban constituidas por pequeñas partículas

indivisibles a las que llamaron átomos.

En 1808 John Dalton formuló una teoría basada en hechos experimentales, sus

postulados eran:

La materia está formada por átomos invisibles, indivisibles, en continuo

movimiento, los cuales en las reacciones químicas entran como individuos.

Átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí, principalmente en

cuanto al peso. Átomos de diferentes elementos tienen diferentes propiedades

Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en

átomos de otros elementos

Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan

entre sí en una proporción fija.

Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.

Modelo de J.J. Thomson: En 1898 se descubrió que el átomo era divisible, Thomson

concebía el átomo así:

Una esfera maciza cargada positivamente.

La masa y la carga positiva distribuidas uniformemente en toda la esfera

Los electrones encajados en la esfera y en número suficiente para neutralizar la

carga positiva, sin embargo éstos pueden, en cierto modo, vibrar y oscilar.

Modelo de Ernest Rutherford: El fenómeno de la radioactividad puso de manifiesto que

los átomos de algunas sustancias emiten constantemente partículas materiales: núcleos

de Helio y electrones, lo cual sería de indiscutible utilidad para las investigaciones

relativas a la estructura atómica. Thompson bombardeó una placa de oro muy delgada

con partículas alfa que provenían de una fuente radioactiva polonioy observó que algunas

partículas se desviaban hacia la fuente de polonio. Concluyó que el hecho de que la

mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo

está vacío y la electricidad positiva y la masa del átomo deben estar concentradas en un

volumen muy pequeño o núcleo del átomo, que por repulsión desvía a la partícula alfa.

Rutherford describió su modelo atómico así:

El átomo posee un núcleo sumamente pequeño y extremadamente denso; en él

se concentra casi toda la masa y la totalidad de la carga positiva del átomo.

Los electrones giran en rápido movimiento alrededor del núcleo en número

suficiente para neutralizar la carga positiva nuclear, en órbitas planetarias y

complementando así el resto del volumen del átomo, casi vacío.

La fuerza centrípeta ejercida por el núcleo sobre un electrón es contrarrestada por

la fuerza centrífuga generada por el electrón en su trayectoria alrededor del

núcleo; esto los mantienen ensu órbita planetaria.

Modelo de Bohr: En 1913, Neils Bohr, formuló una hipótesis sobre la teoría atómica,

tomando como base los espectros discontinuos de los elementos y la cuantización de

energía de Max Planck. Sus postulados fueron:

Los electrones giran alrededor del núcleo sólo en ciertas orbitas circulares y

concéntricas con el núcleo. A éstas órbitas o capas corresponden determinadas

cantidades de energía, iguales o múltiplos enteros de la misma.

El valor energético de los niveles aumenta a medida que se aleja del núcleo

Un electrón mientras se encuentra en un determinado nivel de energía no emite ni

absorbe energía, sólo cuando se desplaza de una órbita externa a otra más

interna emite energía en forma de fotones y cuando pasa de una órbita interna a

otra más externa absorbe energía de la misma forma.

Para Bohr, el interior del átomo está compuesto por un núcleo, donde se localiza la

mayor parte de la masa del átomo, y la periferia, donde se encuentran los

electrones. Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas circulares de

trayectoria definida, llamada niveles. Cada nivel presenta un cierto valor

energético. La energía que le corresponde a cada nivel dentro del átomo, tiene

valores discretos, es decir, son múltiplos enteros de un valor fundamental.

Modelo cuántico del átomo: Al ser detectadas algunas inconsistencias en el modelo de

Bohr, tales como cierta arbitrariedad en la regla de cuantización, diferencias entre las

longitudes de onda calculadas y las observadas, cómo se producían las ondas

electromagnéticas, entre otros. Se hizo palpable la necesidad de introducirle importantes

y satisfactorias modificaciones, originando un nuevo modelo, llamado de la mecánica

ondulatoria. El modelo actual del átomo fu propuesto por Erwin Schrödinger, pero resume

las contribuciones de Bohr, De Broglie y Heisenberg.

Todo átomo está constituido por dos partes, el núcleo y la envoltura:

El núcleo atómico ocupa una parte insignificante del volumen atómico, es central,

muy denso, tiene carga eléctrica positiva protones y neutrones (partículas sin

carga eléctrica), merced a fuerzas intranucleares que mantienen unidos los

protones, a pesar de su carga positiva que los haría repelerse. El número de

protones en el núcleo es igual a la suma de sus cargas positivas (número atómico

Z).

El núcleo atómico es responsable de la carga positiva, de la masa atómica, de los

isótopos, de la radioactividad y de la energía nuclear.

La envoltura tiene carga eléctrica negativa (igual al número de cargas positivas del

núcleo) y está integrada por el espacio alrededor del núcleo donde giran a gran

velocidad los electrones, según su contenido energético. La posición probable del

electrón puede calcularse por la ecuación de Schrödinger.

Números cuánticos: Un electrón dado en un átomo, se identifica o se describe

completamente por un conjunto de cuatro números cuánticos que son soluciones de la

ecuación de Schrödinger:

Número cuántico principal: Simbolizado por n, indica el nivel o período,

representa el tamaño de la nube electrónica y la energía del electrón en el átomo.

Toma valores del 1 hasta el infinito.

Número cuántico secundario o azimutal: Simbolizado por l, indica el subnivel,

representa la forma de la nube electrónica u órbita. Puede tomar valores desde 0

hasta ( ), también se designan por letras minúsculas: s, p, d, f, g,…

Número cuántico magnético: Simbolizado por m, representa la orientación de la

nube electrónica bajo la acción de un campo magnético. Puede tomar valores

desde – l hasta l. Ejemplo: l = 3 m= -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 (7 en total).

Número cuántico de Spin: Simbolizado por ms, representa la dirección de giro

del electrón sobre su propio eje. Puede tomar únicamente dos valores + , -

,según que gire en el sentido de las manecillas del reloj o en sentido contrario.

Principio de exclusión de Pauli: En 1925 postuló “Dos electrones en un átomo no

pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos, al menos deben diferir en el spin”

Regla de Hund: Sólo cuando todos los orbitales de un mismo subnivel tengan cada uno

un electrón, podrá llenarse un orbital.

Configuración electrónica

La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo

es su configuración electrónica, se hace teniendo en cuenta el orden creciente de energía

de los subniveles, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund.

Notación espectral: Es la descripción de la distribución electrónica de un átomo en sus

subniveles, en orden creciente de energía. El coeficiente indica el nivel, la letra indica el

subnivel, el exponente indica el número de electrones en ese subnivel. El mayor

coeficiente nos dice el nivel exterior del átomo y el período a que pertenece; los

electrones del nivel exterior o electrones de valencia dicen el grupo donde está ubicado el

átomo.

Número de masa A: Es un número entero igual a la suma de protones y del número de

neutrones. Su valor es aproximadamente igual a la masa atómica relativa. El número de

neutrones se representa por N. La relación entre A, Z y N es: A = N + Z Se representa:

donde A = 12, Z = 6, N = A – Z = 6

Isótopos: Tienen el mismo número atómico Z, pero diferente número masa debido a

diferente número de neutrones.

Isóbaros: Son átomos de distintos elementos que tienen igual masa atómica. La isobaría

se presenta entre isótopos de elementos diferentes

Tabla periódica: Henry Moseley enunció la ley periódica así: “las propiedades de los

elementos son una función periódica de sus números atómicos”. La interpretación de esta

ley muestra cómo al colocar los elementos en orden ascendente del número atómico se

forman ciertas columnas verticales (grupos o familias) integradas por elementos con

propiedades químicas semejantes y propiedades físicas que varían periódicamente. Una

propiedad periódica es aquella que se repite a intervalos regulares llamados períodos y

que se puede predecir teniendo en cuenta la posición del elemento en la tabla. Son

principalmente, la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, el tamaño atómico,

la valencia, el carácter electroquímico, la conductividad eléctrica y calórica, el carácter

ácido-base de sus óxidos e hidróxidos, el potencial de ionización, la afinidad electrónica,

la electronegatividad.

Descripción de la tabla: Los elementos en la tabla periódica están señalados por su

símbolo, su número y peso atómico, además están situados en un determinado período y

pertenecen a cierto grupo.

Período: Son las columnas horizontales, los elementos de un mismo período

tienen el mismo número de niveles de energía y de izquierda a derecha aumentan

progresivamente la carga nuclear. Cada período completo (menos el primero)

comienza con un metal de gran actividad química y termina con un gas noble.

1

2

3

4

5

6

7

1

2 2

3 3 3

4 4 4 4

5 5 5 5 5

6 6 6 6 6 6

7 7 7 7 7 7 7

2

8

18

32

50

72

98

Grupos o familias: Son columnas verticales designados con números romanos y

letras mayúsculas A o B (en la nueva tabla periódica se designan de 1 a 18).

Todos los elementos de un mismo grupo tienen los mismos electrones de valencia

y por eso tienen propiedades químicas similares.

Ejemplos de aplicación:

1. Si se desea obtener la configuración electrónicas del elemento magnesio Mg cuyo número atómico es 12 (Z = 12) sería: a. b. c. d.

La respuesta correcta es la b, ya que se suman las potencias hasta que se obtenga el equivalente del número atómico. 2. Los electrones de valencia son los electrones de último nivel. Para el elemento Magnesio Mg serían: a. 2 electrones de valencia b. 3 electrones de valencia c. 1 electrón de valencia d. 4 electrones de valencia La respuesta correcta es a ya que en el último nivel se tiene como exponente 2 que equivale al número de electrones de valencia. 3. Si deseáramos dar la configuración electrónica del elemento Azufre S cuyo número atómico Z es 16 sería respectivamente:

a.

b.

c.

d.

La respuesta correcta es la c porque al sumar las potencias se obtiene el número atómico. 4. La estructura de Lewis correspondiente al enlace entre el elemento azufre S y el magnesio Mg sería:

La respuesta correcta es la b ya que el magnesio tiene dos electrones de valencia y el azufre 6 y al unirse completan la regla del octeto 5. Si la electronegatividad del azufre S es 2,5 y la del magnesio Mg es 1,2 se puede afirmar que el enlace que se forma al unirse ambos elementos es: a. Covalente polar b. Covalente apolar

c. Iónico d. Covalente coordinado o dativo La respuesta correcta es la a ya que al restar las respectivas electronegatividades se obtiene un número mayor de 0 y menor de 1.7 6. Todas las siguientes afirmaciones son verdaderas para el enlace iónico excepto: a. Se comparten los electrones de último nivel b. Se ceden o reciben los electrones de último nivel c. Se da cuando la diferencia de electronegatividad de los elementos que realizan el enlace es mayor o igual a 1,7 d. Las fuerzas de enlace son muy altas comparadas con otros tipos de enlace La respuesta es la a ya que en un enlace iónico no se comparten electrones.

7. De las siguientes estructuras la que corresponde al es:

La respuesta es la a ya que el hidrógeno sólo posee un enlace, el oxígeno 2 y el fósforo tiene tres enlaces covalentes y uno covalente dativo. 8. Los elementos cuyos números atómicos son respectivamente: Z = 1, Z = 3, Z = 11 pertenecen al grupo: a. IA b. II A c. III A d. I B La respuesta es la a ya que al realizar la configuración electrónica de los dos números atómicos dados termina en . 9. Todos los elementos del grupo IA tienen una configuración electrónica que termina en S1. Se puede afirmar que de los siguientes números atómicos el elemento que pertenece al grupo IA será: a. Z = 11 b. Z = 13 c. Z = 5 d. Z = 4

La respuesta es la a.