Guía de estudio 1 del Bloque 4 · por lo tanto es un sistema heterogéneo. Cada una de las...

QuímicaQuímica

Guía de estudio 1

del Bloque 4

Educación Adultos 2000

Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química - Química -

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Secretaría de EducaciónSubsecretaría de EducaciónProyecto Educación Adultos 2000

Coordinador pedagógico:Lic. Roberto Marengo

Equipo técnico-pedagógico:Lic. Ayelén AttíasLic. Valeria Cohen, Lic. Daniel LópezLic. Norma MerinoLic. Noemí ScaletzkyLic. Alicia Zamudio

EQUIPO DE EDICIÓN:Coordinadora de producción de materiales:Lic. Norma Merino

Procesamiento didáctico:Lic. Sandra Muler

Especialistas consultados:Lic. Mirta KaudererLic. Paula Briuolo

Colaboración en la edición:Lic. Sandra Muler (pedagógica)Dra. Fabiana Leonardo (legal)

Diseño gráfico:Alejandro Cácharo

Diagramación:Marcela Castiglione

QUÍMICA BLOQUE 4Copyright - Secretaría de Educación del Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos AiresSubsecretaría de Educación - Gobierno de la Ciudad Autónoma de Buenos AiresProyecto Educación ADULTOS 2000Av. Díaz Velez 4265 - Tel./Fax: 4981-0219 (C1200AAJ) - Ciudad Autónoma de Buenos Aires

Buenos Aires, Julio de 2002Queda hecho el depósito que establece la ley 11.723ISBN 987-549-040-7

Ilustración de portada: Atanor, horno de alquimistas, según grabado antiguo.


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Introducción 5

Sobre la organización de las Guías de Estudio 5

Sobre la bibliografía sugerida 6

Sobre otro recurso recomendado 7

Unidad 1: Sistemas Materiales 9

Unidad 2: Teoría Atómico-molecular 25

Unidad 3: Estructura Atómica 37

ÍndiceQuímicaQuímicaQuímicaQuímica


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En la guía que le presentamos a continuación vamos a iniciar elabordaje de contenidos vinculados con la materia y sustransformaciones.

Sobre la organización de las guías de estudio

El Bloque 4 de Química contiene 7 unidades con los temas delPrograma de la asignatura.

Para facilitar su estudio, Ud. recibirá 2 guías orientadoras.

La Guía 1 presenta las unidades 1, 2 y 3. La Guía 2 corresponde a lasunidades 4, 5, 6 y 7.

Se trata de una propuesta diseñada especialmente para este Programa.Es por ello que el nivel de profundización que se le requerirá paracada tema será diferente, en función de nuestros objetivos.

Al comenzar cada unidad incluiremos los contenidos de la misma ylos objetivos que esperamos que alcance.

Luego, Ud. podrá reconocer dos secciones fijas:

a. Orientaciones para la lectura de los temas, en el libro que hayaelegido para estudiar. Estas orientaciones intentan guiarlo en elrecorrido del texto. En la medida que vaya respondiendo las consignasconsultando la bibliografía, estará en mejores condiciones pararesolver los ejercicios.

IntroducciónQuímicaQuímicaQuímicaQuímica


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b. Una propuesta de actividades que iremos sugiriéndole a medidaque avance en el estudio. Ud. podrá realizar, adicionalmente, toda laejercitación que figure en los textos. Resolverla le permitirá seguiravanzando con la lectura o detenerse un poco más en lo anterior, ytambién, orientarse respecto de cuáles son los temas más importantes.

Al final de la Guía 2 se presentará una autoevaluación de todo elbloque con las respuestas correspondientes, que le permitirá darsecuenta en qué medida ha logrado los aprendizajes necesarios.

Para estudiar , necesitará disponer de tiempo para leer detenidamentelas guías, los textos, resolver los ejercicios y contestar laautoevaluación.

No olvide que contará con la ayuda de los consultores que atenderánsus inquietudes, responderán sus dudas y lo orientarán en la tarea.

Le aconsejamos que consulte cada vez que lo crea necesario. Discutacon sus compañeros y consultores. Vuelva a buscar apoyo en lostextos realizando, si puede, las actividades propuestas. Clarifique almáximo los conceptos, ya que serán los cimientos sobre los que seapoye su comprensión de la asignatura.

Sobre la bibliografía sugerida

En cuanto a los libros de estudio, puede elegir entre los siguientes:

• Mautino, José María, Química 4. Aula Taller. Ed. Stella.

• Biasioli, Weitz, Chandías, Química General e Inorgánica. Ed. Kapelusz.

• Beltrán, Faustino F, Química, Un curso dinámico. Magisterio Ríode la Plata.

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Sobre otro recurso recomendado

La Enciclopedia de la Ciencia 2.0 de Zeta Multimedia le ofrece otraforma que puede facilitar su aprendizaje. Ud. puede encontrar el CDde la Enciclopedia en la sede de Educación Adultos 2000.

Allí encontrará, también, asesoramiento para obtener la informacióncontenida en este medio.

Le sugerimos este material como un apoyo más para construir susconocimientos. Su consulta no es, en modo alguno, obligatoria.

La enciclopedia contiene temas de Matemática, Física, Química yCiencias Naturales. Nuestra propuesta se orienta, obviamente, hacialos temas de Química, a los que se puede acceder de varios modos. Elencargado de brindarle ayuda en el Centro de RecursosMultimediáticos para el Aprendizaje de la Sede podrá asesorarloampliamente.

Los temas de la enciclopedia que se vinculan con este bloque son:estados y cambios físicos, reacciones, elementos químicos, moléculasy compuestos. También puede encontrar información sobre TablaPeriódica y ver la disposición espacial de los átomos en algunasmoléculas, buscando en Moléculas Virtuales.

Luego de esta introducción, le proponemos comenzar con eltrabajo.


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Contenidos

Propiedades intensivas y extensivas.

Clasificación de sistemas materiales: homogéneos, heterogéneos e

inhomogéneos.

Concepto de fase. Soluciones y sustancias puras. Sustancias simples y

compuestas. Separación de fases de sistemas heterogéneos.

Fraccionamiento de sistemas homogéneos. Elemento. Soluciones :

expresión de la concentración. Cambios de concentración.

Esperamos que al finalizar esta unidad Ud. pueda:

• Identificar propiedades intensivas y extensivas.

• Clasificar sistemas materiales.

• Reconocer fases y componentes dentro de un sistema material.

• Distinguir entre soluciones y sustancias puras.

• Reconocer los diferentes métodos de fraccionamiento y deseparación de fases.

• Calcular concentraciones de diversas soluciones.

Sistemas materiales

Usamos la palabra materia cuando queremos referirnos al conjuntode todos los materiales que componen el universo. El suelo, los mares,el sol, las plantas y los animales están hechos de materia.

Unidad 1: Sistemas materialesQuímicaQuímicaBloque 4Bloque 4


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Llamamos sistema material a cualquier parte del Universo que setoma para su estudio.

Como los sistemas que podemos encontrar presentan distintascaracterísticas, los clasificamos de acuerdo con ellas. Podemos tener asísistemas homogéneos y heterogéneos.

Los sistemas son en general complejos y constan de uno o másmateriales.

Cada material tiene características particulares que se llamanpropiedades.

Existe un conjunto de propiedades que sólo dependen de la naturalezadel material. Estas propiedades se llaman propiedades intensivas,como por ejemplo: el color, el olor, el estado físico, la temperatura deebullición, conductividad eléctrica, etc.

Además existen otras propiedades que dependen de la cantidad delmaterial. Estas propiedades se llaman propiedades extensivas, ypodemos mencionar como ejemplos: el volumen, la masa, la superficie,etc.

Realice un recorrido por los textos para comprender los siguientesconceptos.

1. Busque los criterios en que se basa la clasificación de los sistemasmateriales en homogéneos y heterogéneos.

2. Lea y analice el concepto de fase.

3. ¿Encuentra alguna similitud entre la definición de fase y la desistema homogéneo? ¿Cuál?

Pongamos en común lo leído hasta el momento.

Habrá notado que lo que diferencia los tipos de sistemas materialesson las propiedades intensivas.

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Por ejemplo, una taza con una infusión de té azucarado es un sistemahomogéneo porque tiene el mismo color, sabor, estado físico, etc. encualquier porción que se analice.

Por lo tanto:

Si las propiedades intensivas que hayamos analizado son siempreiguales, sin importar la porción del sistema que hayamos tomado,entonces diremos que el sistema es homogéneo.

Si, en cambio, alguna de las propiedades intensivas es distinta enalguna parte del sistema, decimos que el sistema es heterogéneo.

Por ejemplo, en un vaso con una bebida gaseosa se pueden observarburbujas y líquido; es decir, el sistema tiene distintos estados físicos, ypor lo tanto es un sistema heterogéneo.

Cada una de las porciones diferentes de un sistema heterogéneo es loque llamamos fase.

Los sistemas heterogéneos presentan discontinuidades o superficies deseparación entre fases.

Cada fase es un sistema homogéneo porque tiene propiedadesintensivas idénticas en toda su extensión.

Además pueden existir otros sistemas materiales llamados sistemasinhomogéneos.

Se parecen mucho a los sistemas heterogéneos, sólo que no hayseparación de fases pues la composición varía tan gradualmente que nopodemos distinguirla.

Un ejemplo es la atmósfera ya que las capas que la componen notienen una separación que pueda observarse fácilmente. Lacomposición de los gases de la atmósfera varía muy gradual ylentamente.


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Un sistema homogéneo muy particular: las soluciones

Al estudiar la composición de los materiales, los químicos postulanque los mismos están formados por partículas muy pequeñas y novisibles para el ojo humano.

Cuando dos o más materiales se mezclan pueden formar soluciones.Las soluciones son sistemas en los cuales no pueden distinguirse suscomponentes ni a simple vista ni con microscopio.

Por ejemplo: el alcohol, el vinagre, la lavandina son ejemplos desoluciones muy conocidas por Uds. Todas ellas se preparan con aguay otros materiales.

Cuando un material está formado por partículas idénticas y en lamisma proporción se llama sustancia. Por ejemplo: el azúcar, elhierro y la sal son sustancias. Por el contrario, la madera o el cementono son sustancias.

Por lo tanto:

Las soluciones son sistemas homogéneos compuestos por más de unasustancia.

Le proponemos que trate de contestar con sus propias palabras, lassiguientes preguntas:

1. Un sistema formado por una única sustancia, ¿será siemprehomogéneo? ¿Por qué? Piense a partir de las definiciones y trate decorroborar o negar usando ejemplos concretos.

2. Un sistema heterogéneo, ¿está siempre formado por más de unasustancia? ¿Sí? ¿No? ¿Por qué? Busque ejemplos.

Tomando en cuenta lo que ya estudió en relación con sistemashomogéneos y heterogéneos, un sistema formado por una únicasustancia es casi siempre un sistema homogéneo, ya que está formadopor una sola fase.


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Por ejemplo, el bicarbonato de sodio o el agua oxigenada son sistemashomogéneos formados por una sola sustancia .

En general, los sistemas heterogéneos están formados por distintassustancias. Sin embargo, si analizamos el sistema formado por agualíquida y cubitos de hielo, es un sistema heterogéneo ya que tiene dosfases: una fase líquida y otra sólida.

Métodos de fraccionamiento y métodos deseparación de fases

Cuando nos encontramos frente a sistemas heterogéneos, muchasveces es necesario separarlos en sus fases o porciones homogéneas y, asu vez, éstas en las sustancias que los forman.

Los métodos de separación de fases y componentes estánrelacionados con técnicas distintas y llevan distintos nombres.Permiten separar los componentes de un sistema heterogéneo. Losprincipales son: tamización, levigación, flotación, filtración,decantación, centrifugación, disolución, separación por magnetismo,tría.

La utilización de uno o varios de ellos y su elección dependen de ladestreza del operador y del tipo de sistema con el que se trabaje.

Los métodos que se usan para separar los componentes de sistemashomogéneos se llaman métodos de fraccionamiento. Basados en ellosse puede decidir si un sistema homogéneo es una solución o unasustancia pura. Si el sistema es fraccionable, se trata de una solución;de lo contrario, se tiene una sustancia pura.

Algunos métodos de fraccionamiento muy comunes son: destilaciónsimple y destilación fraccionada.


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Lea en los textos las características de los métodos defraccionamiento y los de separación de fases, y los casos en los queconviene aplicarlos.

Al final de la unidad encontrará ejercitación sobre este tema.

Por supuesto, también puede afianzar sus conocimientos resolviendotodos los ejercicios que propongan los textos.

Además existen otros métodos llamados métodos químicos mediantelos cuales es posible separar algunas sustancias puras en otras mássimples. Cuando esto ocurre, las sustancias puras que pudieronsepararse reciben el nombre de sustancias compuestas; y las otras,sustancias simples.

Por ejemplo si se hace pasar corriente eléctrica, que es un métodoquímico, a la sal de mesa fundida (una sustancia compuesta), seobtienen dos sustancias simples: cloro y sodio.

Analicemos el siguiente ejemplo:

Suponga que se tiene un sistema material formado por 200 cm3 deagua en el que se han mezclado 12 g de sal de mesa y 5 g de telgopor.

Indique para dicho sistema:

a. Si es homogéneo o heterogéneo.

b. Cantidad de fases que posee.

c. Los componentes.

d. Métodos que utilizaría para obtener todas las sustancias porseparado.

Este sistema es heterogéneo a temperatura ambiente pues esa cantidadde agua puede disolver por completo toda la sal, pero no al telgopor.

Hay dos fases: una es la fase formada por el agua y la sal disuelta enella, y la otra es el telgopor.

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Es un sistema formado por tres componentes : sal, agua y telgopor.

Para separarlos podríamos usar tría para sacar el telgopor y luego unadestilación simple, con lo que se separa el agua de la sal.

Le proponemos ahora la realización de una serie de actividades

de aprendizaje.

Actividad n° 1

Se tiene un sistema formado por:

200 cm3 de agua,

30 cm3 de aceite común y un corcho.

a. ¿De qué clase de sistema se trata?

b. ¿Cuántas fases tiene el sistema?

c. ¿Qué clase de métodos separativos tendría que usar para obtenerlas fases por separado?


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Actividad n° 2

Para cada uno de los siguientes enunciados, decida si son correctos oincorrectos señalando con una cruz en la casilla correspondiente (laC, si es correcto; y la I, si es incorrecto). Justifique:

ENUNCIADO C/I JUSTIFICACIÓN

a. Una sustancia pura es aquella que tiene sus partículas iguales enidéntica proporción.

b. Un sistema heterogéneo está formado necesariamente por más de una sustancia.

c. La destilación es un método de fraccionamiento adecuado para separar soluciones.

d. La filtración es un método que se utiliza para separar sólidos que no se disuelven en líquidos.

e. Los sistemas heterogéneos están formados por más de una fase.

f. Un sistema homogéneo que no se puede separar por métodos de fraccionamiento es una sustancia pura.

Actividad n° 3

Para cada uno de los sistemas materiales que figuran en la columna dela izquierda, seleccione, entre los métodos de separación que figuran ala derecha, el o los que le parezcan más adecuados para obtener cadacomponente por separado. Tenga en cuenta que puede utilizar más deuno para cada sistema.


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Analice las posibles respuestas:

1. En este caso podemos decir que se trata de un sistema heterogéneo,pues el agua y el aceite no pueden mezclarse en forma homogénea, y elcorcho flotará en el medio líquido. El sistema tiene tres fases: elcorcho, el aceite y el agua.

Los métodos utilizados pueden ser, primero la tría para separar elcorcho, luego una decantación para separar el agua del aceite.

2. Veamos uno por uno los distintos enunciados:

a. Correcto. La justificación está en la propia definición de sustancia.

b. Incorrecto. Pueden existir sistemas heterogéneos de un sólocomponente. Imagine, por ejemplo, el caso de un cubito de hielo enagua líquida. La sustancia que lo forma es la misma en cada caso; sinembargo, es nítida la superficie de separación entre la fase sólida y lafase líquida. Esto es consistente, además, con el hecho de que el valorde por lo menos una propiedad intensiva es distinto en las dos fases.

ARENA Y AGUA

ACEITE Y AGUA

AZÚCAR EN AGUA

CAFÉ MOLIDO EN AGUA FRÍA

CUBITO DE HIELO, AGUA Y SAL

TIZA EN POLVO Y LIMADURASDE HIERRO

SISTEMAS

MÉTODO DESEPARACIÓN O FRACCIO-NAMIENTO


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Esa propiedad es el estado físico.

c. Correcto. La destilación sirve para separar sistemas homogéneos,por lo tanto, esto incluye a las soluciones. Por otro lado, si separacomponentes de un sistema homogéneo es un método defraccionamiento.

d. Correcto. Es cierto porque la filtración sirve para separar sólidosque no se disuelven en líquidos.

e. Correcto. Los sistemas heterogéneos presentan propiedadesintensivas distintas según las fases que lo componen.

f. Correcto. Si el sistema puede fraccionarse, es porque hay más deuna sustancia y se trata de una solución.

3. La selección que corresponde es la que figura en el esquemasiguiente.

ARENA Y AGUA

ACEITE Y AGUA

AZÚCAR EN AGUA

CAFÉ MOLIDO EN AGUA FRÍA

CUBITO DE HIELO, AGUA Y SAL

TIZA EN POLVO Y LIMADURASDE HIERRO

SISTEMAS

MÉTODO DESEPARACIÓN O FRACCIO-NAMIENTO


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Volvamos sobre las soluciones

1. Busque en la bibliografía, en el capítulo dedicado a soluciones: ladefinición de solución, soluto y solvente.

2. Responda las siguientes preguntas:

a. ¿Qué se entiende por solvente? ¿Es la misma definición que la queusamos al decir solvente en la vida diaria? ¿En qué sentido?

b. ¿A qué se llama soluto?

c. ¿Cuántos solutos componen una solución?

d. Si Ud. tuviera 50 cm3 de agua y 50 cm3 de alcohol formando unasolución, ¿a cuál de los dos llamaría soluto y a cuál solvente?

Luego de contestar estas preguntas, avancemos sobre una clasificaciónde soluciones según la proporción de soluto en cada solución.

Se llama solubilidad de un determinado soluto en una cantidad desolvente dado, a la cantidad máxima de soluto que se puede disolveren dicho solvente.

La solubilidad depende de la naturaleza del soluto y del solvente, ytambién de la temperatura del sistema. En general, a medida queaumenta la temperatura, también aumenta la solubilidad.

Habrá notado que al ponerle una cucharadita de azúcar al té biencaliente, ésta se disuelve por completo y el té está dulce. Luego, el té seva enfriando y cuando Ud. termina de tomarlo encuentra en el fondoazúcar sin disolver. Lo que ocurre es que a la temperatura inicial, lasolución de té podía disolver toda el azúcar. Pero al enfriarse lasolubilidad disminuyó y ya no pudo disolver el total del azúcar,quedando el excedente en el fondo.

Según la cantidad de soluto disuelto en una misma cantidad desolvente, se pueden formar distintas soluciones. Teniendo en cuenta lasolubilidad, las soluciones se clasifican en no saturadas, saturadas ysobresaturadas.

Trabajaremos sólo con las dos primeras clases.

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Las soluciones saturadas son las que tienen disuelto el máximoposible de soluto a una cierta temperatura, para una determinadacantidad de solvente.

Las soluciones no saturadas son las que tienen menor cantidad desoluto que la solución saturada a esa temperatura.

Al estudiar soluciones (sc) habrá notado que la relación entre lacantidad de soluto (st) y solvente (sv) es importante. Esta relación seconoce como concentración de las soluciones.

Las concentraciones de las soluciones pueden expresarse enporcentajes.

Estos porcentajes señalan la cantidad de soluto que hay presente cada100 unidades de solución. Por ejemplo:

• masa/volumen (%m/v; es decir masa de soluto cada 100 ml desolución)

• masa/ masa (%m/m; es decir masa de soluto cada 100 g desolución)

• volumen/volumen (%v/v; es decir volumen de soluto cada 100 mlse solución)

Analicemos un ejemplo:

Cuando se prepara una solución que contiene 45 g de sal de mesa en800 ml de solución total, usando agua como solvente a temperaturaambiente:

a. ¿Cuál será la concentración expresada en %m/v? (Cantidad desoluto utilizado cada 100 ml de solución).

b. Si se conociera el valor de la masa de la solución y este fuera 820 g.Calcule la masa de solvente.


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a. Calculamos por medio de una regla de tres simple

800 ml sc --------------------- 45 g st.

Tienen disuelto

100 ml sc ------------------

Por cada 100 ml de solución (sc) se tienen 5,625 g de soluto (st) ; porlo tanto, la solución resulta ser 5,625% m/v.

b. Calculamos restando las masa de solución y soluto:

masasc - masast = masasv820 g - 45 g = 775 g

De modo que la masa del solvente sería de 775 g

Le proponemos nuevamente algunas actividades.

Actividad n° 4

Para las siguientes afirmaciones, decida si son verdaderas o falsas yjustifique la elección:

ENUNCIADO V/F JUSTIFICACIÓN

a. Las soluciones saturadas son las que tienen una concentración mayor de soluto que la solubilidad a esa temperatura.

b. Las soluciones sobresaturadas forman sistemas heterogéneos ya que la cantidad de soluto disuelto es mayor que la solubilidad a esa temperatura.

g625.5ml800

g45.ml100X == ,


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Ahora... un poco de cálculo.

Actividad n° 5

Una solución tiene una concentración de 25 % m/m de sulfato decobre en agua. (El sulfato de cobre es una sal de color azulado que seutiliza en las piletas de natación por sus propiedades como fungicida).

Calcular:

a. la masa de soluto que habrá en 350 g de solución.

b. la masa de solvente que habrá en esas mismas condiciones.

c. la cantidad de soluto y solvente que serían necesarios siquisiéramos preparar 1 Kg. de solución con esa concentración.

Analice las respuestas

4.ENUNCIADO V/F JUSTIFICACIÓN

a. Las soluciones saturadas son las que tienen una concentración mayor FFde soluto que la solubilidad a esa temperatura.

b. Las soluciones sobresaturadas forman sistemas heterogéneos ya que VVla cantidad de soluto disuelto es mayor que la solubilidad a esa temperatura.

Las solucionessaturadas son aquellasque tienen la mismaconcentración que lasolubilidad a unatemperatura dada.

Las solucionessobresaturadas tienenpor lo menos dos fases.Sin embargo, se lasllama solucionesporque se puededisolver ese exceso desoluto calentando elsistema.


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5.

Seguramente habrá notado que el planteo necesita operacionesmatemáticas sencillas y que los problemas de concentración desoluciones se resuelven aplicando la regla de tres, porque sonproblemas de proporciones.

Resolveremos los ejercicios para que confirme los razonamientosrealizados.

En este problema sabemos que la solución es 25 % m/m de CuSO4 enagua. De modo que hay presentes 25 g de st cada 100 g de sc.

a. Calculamos los gramos de soluto que habrá presentes en 350 g desolución.

100 g sc -------------------- 25 g st

350 g sc ------------------

La masa de soluto es de 87,5 g.

b. Calculamos haciendo una resta la masa de solvente que habrá en350 g de solución:

masa de sc - masa de st = masa sv

350 g - 87,5 g = 262,5 g

c. Calculamos la cantidad de soluto y solvente para 1000g sc

350 g sc ------------------- 87,5 g de st

1000 g sc ------------ de stg250350

1000.g5,87X ==

g st5,87g100

g25g .350X ==Tienen disuelto

Tienen disuelto


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masa de sc - masa de st = masa sv

1000 g de sc - 250 g de st = 750 g de sv

Le sugerimos que continúe ejercitando con los problemas planteados enlos textos y que revise los materiales hasta alcanzar seguridad en eltema. Si tiene dudas, no vacile en recurrir a los consultores, que ledarán su apoyo.


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Contenidos

Teoría atómica de Dalton.

Hipótesis molecular de Avogadro.

Masas atómicas y moleculares relativas.

Concepto de mol. Volumen molar.

Aplicaciones del número de Avogadro.

Esperamos que al finalizar esta unidad Ud. pueda:

• Interpretar los postulados de la Teoría atómico-molecular.

• Explicar los conceptos de masas atómicas (Ar) y moleculares (Mr)relativas.

• Calcular masas moleculares relativas (Mr).

• Utilizar el concepto de mol en la resolución de ejercicios.

Teoría atómico-molecular

El conocimiento de cómo surgieron los diferentes modelos o teoríasexplicativas de la ciencia permite entender la necesidad del hombre deencontrar explicaciones acerca del mundo natural.

Las primeras ideas acerca de la composición de la materia surgieron através de la historia, a partir del aporte de los griegos en el siglo V a.C.y han ido cambiando a lo largo del tiempo.

Unidad 2: Teoría atómicomolecular

QuímicaQuímicaBloque 4Bloque 4


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Leucipo y su discípulo Demócrito propusieron las ideas precursorasde las actuales ya que postulaban que la materia era una acumulaciónde pequeñas partículas, llamadas átomos, que estaban en continuomovimiento, que se combinaban entre sí y que sólo se diferenciabanpor su forma y distribución en el espacio.

Aristóteles, el filósofo más importante de esa época, se opusofuertemente a estos principios, y su postura determinó una demora enel avance de las ideas sobre la discontinuidad de la materia casi 2000años. Aristóteles consideraba que la materia era indivisible, que noestaba formada por partículas. Sus postulados se basaban en que lamateria era única y sólo cambiaba de forma. De este modo, el aguapor ejemplo, se transformaba en aire y éste en fuego.

En 1800, J. Dalton retomó el concepto de átomo de la escuela griega,y tomando en cuenta los resultados experimentales aportados por losquímicos y físicos de su época, elaboró las primeras explicaciones quepermitieron interpretar el cambio químico.

Para profundizar en este tema:

1. Lea en los textos los postulados de la teoría atómica de Dalton.

2. Sintetice las ideas atomistas de Dalton que aparecen en suspostulados.

Como Ud. habrá leído, en los enunciados de los postulados de Daltonse utiliza el concepto de elemento. Así se llamaba a las sustanciassimples formadas por un mismo tipo de átomos. En consecuencia, porejemplo la sustancia cobre, un elemento, está formada por átomosdistintos a los átomos que componen la sustancia hierro, que es otroelemento.

Hasta ese momento, las transformaciones químicas, que son loscambios de unas sustancias en otras, como por ejemplo lacombustión de un papel, no tenían explicación coherente. En esteejemplo se parte de un material que es el papel y luego de quemarse setransforma en otros materiales como cenizas, humo y vapor de agua.

&


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Esta teoría permitió explicar una gran cantidad de cambios químicos,como la formación de distintos óxidos de cobre a partir de cobre yoxígeno.

Las limitaciones de la teoría de Dalton

A pesar de la variedad de transformaciones químicas que se explicaroncon esta teoría, hubo otras a las que no se les encontró justificación.Los resultados de las experiencias con gases, realizados por GayLussac contradecían algunas de las afirmaciones de Dalton.

Para comprender este problema analicemos el siguiente ejemplo:

Gay Lussac comprobó experimentalmente que al combinar 2 litros dehidrógeno con 1 litro de oxígeno se forman 2 litros de agua. ParaDalton debería formarse 1 sólo litro de agua.

Resultados experimentales de Gay Lussac

Suposiciones de Dalton

Esta discrepancias se resolvieron introduciendo el concepto demolécula.Interpretación de los resultados con la teoría atómico molecular.

Hidrógeno Hidrógeno Oxígeno Agua Agua

un volumen un volumen un volumen dos volúmenes

un volumen

de hidrógeno

un volumen

de hidrógeno

un volumen

de oxígeno

un volumen

de agua

un volumen

de hidrógeno

un volumen

de hidrógeno

un volumen

de oxígeno

dos volúmenes

de agua

l l

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En 1817, el químico italiano Amadeo Avogadro pudo resolver lascontradicciones entre la teoría atómica de Dalton y los resultados deGay Lussac, formulando lo que se conoce como hipótesis molecularde Avogadro.

La formulación de Avogadro respeta algunos de los postuladosoriginales de Dalton, pero introduce la primera noción de moléculacomo partícula formada por uno o más átomos.

De este modo, al cambiar la noción de átomo compuesto de Daltonpor la idea de molécula, se pudo resolver la contradicción planteada.Es decir, mientras Dalton consideraba que todos los elementosestaban formados por átomos simples, Avogadro postuló que algunosgases, como el cloro, el hidrógeno o el oxígeno, se encontraban comomoléculas formadas por dos átomos iguales.

De este modo Avogadro resuelve la controversia entre los resultadosexperimentales de Gay Lussac y la Teoría Atómica de Daltonpostulando la Teoría Atómica Molecular.

Masas atómicas y moleculares relativas

Los trabajos de Dalton condujeron a la elaboración de una escala depesos atómicos. De acuerdo a los resultados experimentales, le asignóel peso de 1 al hidrógeno, que es el más liviano de los átomos. A partirde allí, Dalton elaboró por comparación la primera tabla de pesosatómicos relativos.

Cabe aclarar que lo que para Dalton se llamaron pesos atómicos hoyse conocen como masas atómicas.

Debido a que es imposible aislar átomos o moléculas y determinar susmasas individuales por tener sus dimensiones tan pequeñas, las masasatómicas debieron determinarse en el laboratorio, a partir de masasmedibles.


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De este modo, tomando como referencia la masa de una sustanciasimple que se combina con la masa de otra sustancia simpleconsiderada como unidad patrón, se pudo establecer una escala demasas atómicas relativas. Por ejemplo, cuando se combina la sustanciaazufre con la sustancia cobre, para dar un compuesto llamado sulfurode cobre, la masa de cobre siempre es el doble que la del azufre, esdecir que, la masa relativa del cobre es dos veces la del azufre.

Por lo tanto, decir cuántas veces más es la masa de una sustanciasimple que la masa de una sustancia considerada patrón, es expresarsu masa relativa conocida como Ar.

Actualmente la unidad para las masas atómicas, -en reemplazo depesos atómicos-, se conoce como u.m.a. (unidad de masa atómica)y se define con relación al carbono como unidad patrón en lugar delhidrógeno.

elemento Hidrógeno Carbono Nitrógeno Oxígeno Aluminio Azufre

Ar 1 12 14 16 27 32(u.m.a)

Los distintos elementos se representan en forma abreviada con unsímbolo. Por ejemplo el símbolo del hidrógeno es H y el del oxígenoes O.

Además, conociendo los valores de las masas atómicas relativas enu.m.a.s se puede calcular la masa relativa de una molécula que se llamamasa molecular.

El cálculo de la masa molecular se realiza sumando las masas de losátomos que forman la molécula.

Para representar las moléculas, los químicos utilizan fórmulas.Veamos algunos ejemplos sencillos:

La molécula de agua está formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 deoxígeno.


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La fórmula del agua es H2O donde el subíndice 2 indica el número deátomos de hidrógeno presente en la molécula. Cuando el subíndice es1, como en el caso del oxígeno, no se escribe.

La molécula de amoníaco está formada por 3 átomos de hidrógeno y 1de nitrógeno, y la fórmula es NH3.

Para calcular la masa molecular relativa ( en adelante Mr) se procededel siguiente modo:

1. Buscar las masas atómicas relativas (Ar ) de los átomos queintervienen.

2. Leer e interpretar la fórmula de la sustancia para saber cuántosátomos de cada elemento componen dicha sustancia.

3. Multiplicar las masas atómicas relativas por el número de átomospresentes en la fórmula de la molécula. Al multiplicar se estánsumando las masas atómicas tantas veces como átomos de cadaelemento tenga la molécula.

Así : • Mr H2O = 2 . Ar H + 1 . Ar O = 2 . 1 + 1 . 16 = 18

• Mr NH3 = 1 . Ar N + 3 . Ar H = 1 . 14 + 3 . 1 = 17

Es muy importante notar que las Ar y las Mr son masas relativas.Esto significa que lo único que nos informan es cuántas veces máspesados que la u.m.a. son estas moléculas o estos átomos. De ningunamanera puede expresarse esta idea como la masa individual de átomosy moléculas en gramos.

Que la Mr del H2O sea 18 significa que la molécula de H2O es 18veces más pesada que la unidad de masa atómica (u.m.a.) pero no quela molécula de H2O pesa 18 g.

Para practicar:

Calcule las masas molares del oxígeno (O2) y del agua oxigenada(H2O2).


31

Como las moléculas y los átomos tienen dimensiones tan pequeñas,para que una masa resulte significativa y se la pueda medir en unabalanza, aún la más precisa y delicada, debemos tener númerosenormes de partículas.

Por esto se trabaja con una unidad muy útil para los químicos llamadamol.

Un mol es una unidad numérica, como podría ser la docena , el millaro el billón y equivale a 6,02 . 1023. Este número es el número deAvogadro.

Así, al referirnos a un mol de átomos de azufre, estamos diciendo quehay 6,02 . 1023 átomos de azufre. Si hablamos de un mol de moléculasde agua, habrá 6,02 . 1023 moléculas de agua, si tenemos dos moles demoléculas de agua, habrá entonces 2 . 6,02 . 1023 moléculas de agua.

Vuelva a los textos y consulte:

1. ¿Qué representa la masa de un mol de moléculas o masa molar?¿En qué unidades se expresa?

2. ¿Qué representa la masa de un mol de átomos? ¿En qué unidadesse expresa?

3. Lea la definición de volumen molar. ¿En qué condiciones sedetermina?

Como habrá leído en los textos, el mol representa un número tangrande que es difícil de imaginar. Sin embargo se demostróexperimentalmente que cuando se pesa una cantidad en gramos de unelemento igual a su Ar, por ejemplo 32 g de azufre, contiene un molde átomos de azufre. Por lo tanto, un mol de átomos de azufre pesa 32 g; es decir que 6,02 . 1023 átomos de azufre pesan 32 g.

También una masa en gramos de una sustancia igual a su Mr contieneun mol de moléculas. Por ejemplo, un mol de moléculas de agua tieneuna masa molar de 18 g. Es decir que 6,02 . 1023 moléculas de aguapesan 18 g.

&


32

Le proponemos las siguientes actividades:

Recuerde que es conveniente que resuelva también otros problemasque aparecen en los libros de texto para lograr la comprensión de losconceptos trabajados.

Actividad n° 1

Para cada una de las siguientes fórmulas que corresponden adiferentes sustancias: CaO (óxido de calcio) / Na2O (óxido de sodio) / N2O3 (óxido denitrógeno) / H2SO4 (ácido sulfúrico). Calcular:

a. Mr.

b. Masa molar.

c. Masa de 4 moles de moléculas.

d. Número de moléculas que están contenidas en 100 g de cadasustancia.

Para resolver este problema, le facilitamos las Ar de los elementos conlos que aún no trabajó y un cuadro para volcar los resultados:

Ar Na = 23 Ar Ca = 40 Ar S = 32

CaO Na2O N2O3 H2SO4

Mr

Masa molar

Masa de 4 moles de moléculas

Número de moléculas en 100 g de sust.


33

Resoluciones:

1. Vamos a hacer el razonamiento completo para el primer caso, el deCaO.

a. Mr = Ar Ca + Ar O = 40 + 16 =56

b. M ( masa molar ) = 56 g / mol.

c. Si 1 mol de moléculas --------- 56 g

4 moles de moléculas ------------------- 4 . 56 g = 224 g

Actividad n° 2

¿Cuántos moles de moléculas, y cuántas moléculas de butano haycontenidos en 250 g de butano (C4H10), que es el gas de losencendedores?

Actividad n° 3

Sabiendo que un mol de moléculas en estado gaseoso y condicionesnormales de presión y temperatura (CNPT) ocupa un volumen de22,4 L.

a. ¿Cuál es el volumen de 5 moles de propano (C3H8 ), gas de lasgarrafas, medido en condiciones normales de presión y temperatura(0ºC y 1 atmósfera)?

b. ¿Cuál es la masa que corresponde a ese volumen?

Tiene una masa de

d. Si en 56 g --------- 6,02 . 1023 moléculas

Hay

en 100 g ------- X = 10,8 . 1023 moléculas.

Para el resto de los cálculos el procedimiento es el mismo.

Daremos a continuación las respuestas con el cuadro completo.

CaO Na2O N2O3 H2SO4

Mr 40 + 16 =56 62 76 98

Masa molar M = 56 g / M = 62 g / M= 76 g / M= 98 g /

mol mol mol mol

Masa de 4 moles de 224 g 248 g 304 g 392 gmoléculas

Número de moléculas en 10,8 . 1023 9,71 . 1023 7,92 . 1023 6,14 . 1023

100 g de moléculas moléculas moléculas moléculassustancia

2. Calculemos primero el Mr del butano :

Mr del C4H10 = 4 . ArC + 10 . ArH = 4 . 12 + 10 . 1 = 48 + 10 = 58

Entonces el Mr del butano es 58


34

56gmoléculas10.6,02x100 23


35

Calculemos ahora el número de moles de moléculas de butano quehay en 250 g de este compuesto:

Si 58 g de C4H10 -------------- 1 mol

250 g de C4H10 -------------

Entonces el número de moles de moléculas de butano es 4,31

Calculemos por último el número de moléculas de C4H10 que hay en4,31 moles de este compuesto.

Si 1 mol de C4H10 ----------- 6,02 . 1023 moléculas

4,31 moles de C4H10 --------

X = 25,95 . 1023 moléculas

Por lo tanto en 4,31 moles de butano hay 25,95 . 1023 moléculas.

3. a. Si 1 mol (CNPT) ------------------------ 22,4 L

5 moles ( ") -----------------------

b. Calculamos el Mr para saber cuál es la masa de 1 mol de moléculas.Mr = 44. Entonces, 1 mol de moléculas tendrá una masa de 44g/mol.

Si 1 mol ----------------------------- 44 g

5 moles ------------------------------ 5 . 44 = 220 g

moles31,4g58mol1.g250

X ==

mol1moléculas10 .02,6 .moles31.4,

X23

=

L112mol1

L4,22 .moles5X ==

ContieneContiene

Es la masa de

Ocupa un volumen de

Posee una masa molar de


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Esperamos que haya podido comprender y resolver los ejercicios, detodos modos, siga practicando. Esto lo ayudará a adquirir destreza enla resolución de problemas.


37

Contenidos

Síntesis histórica de la evolución de los modelos atómicos. Noción de

modelo. Número atómico y número másico. Isótopos.

Composición atómica. Modelo de Bohr. Modelo atómico moderno.

Concepto de orbital. Niveles y subniveles de energía.

Números cuánticos. Principio de exclusión de Pauli.

Configuración electrónica y configuración electrónica externa.

Al finalizar esta unidad esperamos que pueda:

• Aplicar los conceptos de número atómico y número másico.

• Describir el modelo atómico de Bohr.

• Enumerar características del modelo atómico moderno.

• Conocer el concepto de configuración electrónica de un elemento.

Los primeros modelos atómicos

A pesar de que las ideas atomistas tienen su origen en la Greciaantigua hace 2500 años atrás, los primeros descubrimientos y modelosque dan cuenta de la composición del átomo comenzaron reciénalrededor de 1850.

¿Qué es un modelo científico?

Cuando se trabaja con fenómenos que no son posibles de estudiarmediante la observación directa es necesario interpretarlos a partir deexperiencias indirectas.

Unidad 3: Estructura atómicaQuímicaQuímicaBloque 4Bloque 4


38

Con el resultado de tales experiencias, los investigadores elaboranmodelos que sólo son válidos si son aceptados por la comunidadcientífica.

De todos modos, aunque el resultado de la actividad científica esverificable y preciso, siempre tiene carácter provisorio; ya que cuandonuevas experiencias entran en contradicción con el modelo anterior ono pueden ser explicadas con él, el modelo pierde validez.

A fines del siglo XIX se produjeron importantes hallazgos querevelaron que el átomo era divisible.

El descubrimiento de partículas como el electrón y el protón, y ladeterminación de su masa y su carga, permitieron conocer con mayordetalle la constitución interna de los átomos.

El primer modelo de átomo fue planteado por el físico inglés J.J.Thomson.

Este modelo mostraba al átomo como algo parecido a un budín conpasas, donde las pasas eran los electrones.

Más tarde, E.Rutherford formula un nuevo modelo según el cual laspartículas dentro del átomo se distribuyen en forma similar a losplanetas alrededor del Sol. De este modo, los protones se concentrabanen el centro o núcleo del átomo, y los electrones giraban alrededor delnúcleo como planetas del sistema solar. De acuerdo a los resultadosexperimentales, el modelo de Rutherford plantea que el átomo tieneun núcleo muy pequeño con carga positiva, que concentra el 99,98%de la masa total del átomo, y los electrones se disponen a grandistancia del núcleo, entre enormes espacios vacíos.

Como este modelo planteaba serias limitaciones, N. Bohr postuló enel año 1913 un modelo con el que explicó en forma acabada laconstitución y comportamiento del átomo de hidrógeno, y loscientíficos creyeron haber resuelto definitivamente el problema de laestructura atómica.

Sin embargo, experiencias con otros átomos distintos al de hidrógenomostraron diferencias con las predicciones formuladas por Bohr.


39

Este fracaso, sumado a los descubrimientos de principios de siglo querevolucionaron toda la Física, llevó a crear un modelo atómicomejorado que, hasta el momento, explica satisfactoriamente losresultados de las experiencias atómicas.

Este modelo se conoce con el nombre de Modelo atómico moderno yfue el resultado de varias contribuciones hechas por De Broglie,Heissenberg, Planck, Schrödinger, Pauli, etc.

El modelo de Bohr resulta importante para comprender el modeloatómico moderno con el cual se trabaja actualmente y que llevó a loscientíficos a alcanzar notables avances.

Con el modelo actual se han explicado los fenómenos atómicos quepermiten la terapéutica contra el cáncer, los centellogramas,tomografías o resonancias magnéticas. También contamos con losrayos X y podemos producir energía en cantidades enormes en lascentrales nucleares.

Lamentablemente son esos mismos avances los que llevaron a laconstrucción y empleo de las bombas atómicas.

El modelo de Bohr

Podemos resumir el Modelo de Bohr con los siguientes postulados:

• Los electrones giran alrededor del núcleo a una distancia fijadescribiendo órbitas circulares, que se denominan también nivelesestacionarios. A cada nivel estacionario le corresponde un valor fijode energía.

• Al girar los electrones en sus órbitas no emiten ni consumenenergía.

• Si el átomo recibe desde el exterior un aporte de energía decualquier clase, el electrón absorbe energía. Si esto ocurre el electrónpasa a alojarse a órbitas más alejadas del núcleo que tienen mayorenergía y decimos que el átomo está en un estado excitado.


40

• El electrón vuelve a su nivel estacionario original y emite unacantidad de energía equivalente a la que absorbió para subir de nivel.La energía se emite como luz.

Las órbitas o niveles de energía tienen una distribución energéticacreciente, a medida que se alejan del núcleo, tal como se muestra en lafigura. A cada órbita le corresponde un valor de energía determinado.

Por ejemplo:

órbita 1 : E1

órbita 2 : E2

¿Cuáles son las partículas fundamentales del átomo?

Las partículas que determinan las propiedades de los átomos son:electrones, neutrones y protones.

La carga del electrón es negativa, la del protón es positiva y el neutrónno posee carga.

Con respecto a las masas de estas partículas elementales, se calculó quela masa del protón y del neutrón son aproximadamente las mismas,mientras que la masa del electrón es casi 2000 veces más pequeña quela de las otras partículas.

Como ya estudió en la unidad anterior, las masas de estas partículas semiden también en u.m.a.s.

E1

E2

E3

E4

E1 < E2 < E3 < E4...


41

Para profundizar en este tema:

1. Busque en los textos las definiciones de número atómico (Z) y denúmero másico (A).

2. Usando las definiciones del punto anterior, piense cómo podríacalcularse el número de neutrones de un átomo.

3. Observe dónde se ubican A y Z respecto del símbolo químico de unelemento.

Actividades de aprendizaje

Actividad n° 1

1. Calcule cuáles son los números másico (A) y atómico (Z) para elátomo de un elemento compuesto por 15 protones y 20 neutrones.

2. Indique el número de protones, neutrones y electrones que lecorresponde al átomo con Z = 18 y A = 37.

3. Repita las instrucciones del ejercicio anterior para los átomos de lossiguientes elementos:

a.

b.

c.

4. Complete el siguiente cuadro:

Elemento Z A Protones Electrones Neutrones

C 6 12

Cl 17 18

Mg 24 12

X3014

Y2010

O188

&

Revise las respuestas de las actividades de aprendizaje:

1. Si el elemento tiene 15 protones, entonces, por la definición denúmero atómico, tiene un Z = 15.

El número atómico se define como la cantidad de protones presentesen el núcleo atómico. Como los átomos son eléctricamente neutros,entonces el número atómico también coincidirá con la cantidad deelectrones que posee el átomo. De modo que en este caso, la cantidadde electrones será de 15.

Si el átomo tiene 15 protones y 20 neutrones, entonces, por definiciónde número másico tendremos A =35.

2. En este caso partimos de los datos de A y de Z.

De modo que, por definición de Z, sabemos que este átomo estáformado por 18 protones, y también por 18 electrones. Por último,calculamos el número de neutrones como la diferencia entre A y Z.Así, la cantidad de neutrones será de 19.

3. Estos átomos tendrán:

a. 14 protones, 14 electrones y 16 neutrones.

b. 10 protones, 10 electrones y 10 neutrones.

c. 8 protones, 8 electrones y 10 neutrones.

4. El cuadro quedará completo con las siguientes respuestas:

Elemento Z A Protones Electrones Neutrones

C 6 12 6 6 6

Cl 17 35 17 17 18

Mg 12 24 12 12 12


42


43

Isótopos

Al analizar muestras purificadas de átomos de un mismo elemento, seencuentra que todos tienen igual cantidad de electrones y protones,pero pueden diferir en la cantidad de neutrones.

Por ejemplo, el núcleo de los átomos de Neón, un gas con el que sefabrican algunos carteles luminosos, tiene 10 protones y 10 electrones.Pero algunos átomos tienen 10 neutrones, otros 11 y otros 12. Comoresultado hay tres tipos de átomos de Neón. A estas tres variedades deátomos de un mismo elemento se las llama isótopos.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen igualnúmero de protones y electrones (igual Z), pero diferente número deneutrones. Por lo tanto, los isótopos tienen igual Z y distinto A.

En la naturaleza los elementos están presentes como mezclas dediversos isótopos. La masa atómica de un elemento, calculada enforma experimental da cuenta de la mayor o menor abundancianatural de cada isótopo. Por ejemplo, en el caso del carbono, elisótopo de mayor abundancia es el carbono 12. Debido a esto la masaatómica del carbono es 12,011; es decir un valor muy cercano al másabundante.

Para terminar la unidad daremos una primera aproximación delmodelo atómico moderno.

El modelo atómico moderno

El modelo de Bohr fue modificado por el aporte de las investigacionesposteriores.

El modelo actual sostiene básicamente que los electrones no ocupanuna órbita a distancia fija, sino que hay probabilidad de encontrarlosdentro de una determinada región del espacio que rodea al núcleollamada orbital.


44

Cuando se quiere caracterizar e identificar cada uno de los electronesde un átomo, el modelo atómico actual define los númeroscuánticos, que se representan con las letras n, l, m y s.

Para entender mejor este modelo imaginemos que un átomo es comoun edificio de departamentos muy especial. Este edificio estáconstruido como una pirámide invertida, con más departamentosarriba que abajo. El electrón es en esta comparación, una persona queestá en un departamento de este edificio.

Para localizar un electrón en este edificio especial, primero hay queubicarlo en un piso. Cada piso representa el número cuánticoprincipal n. Este número es el que da idea de la cantidad de energíaque tiene el electrón.

Existen 7 pisos o 7 posibles valores de n: 1, 2, 3, ……… .. 7

Si n = 1 el electrón estará en el primer nivel de energía.

Una vez que se ubica en qué piso está el electrón, hará falta conocer enqué departamento está, y esto depende del número de piso.

Esta información se expresa como el número cuántico azimutal l.

Este número depende del valor de n. Su valor es n-1, de tal modo quelos valores de l son siempre aquellos comprendidos entre 0 y n-1.

Por ejemplo:

si n = 2, l puede tomar los valores 0 y 1, que son sus dos subniveles,como si en el segundo piso hubiera dos departamentos.

A su vez, los valores de l determinan la forma del orbital de cadasubnivel.

En este caso, para l = 0 se tiene un orbital s; y para l =1, se tiene unorbital p. Es como si cada tipo de departamento tuviera un planodistinto.


45

Para ilustrar esta comparación le presentamos esta figura:

Ampliemos la información con la siguiente tabla:

Valor De l 0 1 2 3

Subnivel ss pp dd ff

Además, cuando se ubica al electrón en un determinado "departamento"o subnivel, hay que averiguar en qué "habitación" está.

Esta información se expresa como el tercer número cuántico onúmero magnético m y está relacionado con el magnetismo delelectrón.

Depende del valor de l y puede tomar todos los valores enteroscomprendidos entre + l y - l. Si el valor de l fuera por ejemplo 3,entonces los valores de m serían -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. En nuestracomparación del edificio, estos valores representarían las distintashabitaciones en las que esa persona podría encontrarse.

n =4

n =3

n =2

n =1

l = 0 l = 1 l = 2 l = 34s 4p 4d 4f

l = 0 l = 1 l = 23s 3p 3d

l = 0 l = 12s 2pl = 0

1s


46

Por último queda definir en qué "posición" está esa persona. Si seconsidera que sólo puede optar entre dos posiciones, para el caso delelectrón tomará una de ellas. Esta información se define con elnúmero cuántico de spin s. Este número indica el sentido de giro delelectrón, y solo tiene 2 valores: + ½ y - ½

Para terminar, existe una restricción expresada en el Principio deexclusión de Pauli, que postula que en un mismo átomo no puedenexistir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por lomenos deben diferenciarse en el número de spin.

Si retomamos el ejemplo de nuestro edificio especial, esta restricciónsería que no podría haber dos personas en una misma habitaciónubicadas en la misma posición.

Configuración electrónica

De acuerdo al modelo atómico moderno escribir la configuraciónelectrónica (CE) de un átomo significa ubicar sus electrones en susrespectivos niveles y subniveles de energía.

Para averiguarla, se necesita conocer el número atómico (Z).

Le mostramos a continuación un ejemplo y le sugerimos queconsulte la figura de la pirámide:

Para Z = 7

CE = 1s2 2s2 2p3

Donde:

• Los números representan los niveles de energía que posee esteátomo. En este caso el átomo tiene 2 niveles, es decir n = 1 y n = 2.

• Las letras s y p representan los subniveles de energía de cada nivel.

Por ejemplo

cuando n = 2, hay dos subniveles: 2s y 2p.


47

• Los superíndices expresan la cantidad de electrones que hay encada subnivel.

En este caso, 1s2 quiere decir que tiene dos electrones en elsubnivel.

En particular, se llama configuración electrónica externa (CEE) a ladistribución de los electrones del último nivel de energía.

Para Z = 9

CE= 1s2 2s2 2p5

La configuración electrónica externa es 2s2 2p5 porque el número 2representa el mayor nivel de energía del átomo.

Le proponemos algunas actividades para aplicar lo aprendido

Actividad n° 2

1. Indique cuáles de los siguientes átomos son isótopos. Justifique larespuesta.

• Elemento A Z

1 14 6

2 35 17

3 39 20

4 12 6

5 40 20

6 37 17


48

2. Complete la tabla con los números cuánticos m y s.

n l m s

4 1

3. Determine el valor del número cuántico que falta para describircada electrón:

a. n = 2, l = 0 , m = , s = + 1/2

b. n = 3, l = , m = 2, s = - 1/2

c. n = 3, l = 1 , m = -1, s =

4. Para las siguientes afirmaciones, decida si son verdaderas o falsas yjustifique las elecciones:

AFIRMACIÓN V/F JUSTIFICACIÓN

a. En el segundo nivel deenergía pueden existir

orbitales s, p y d.

b. El modelo atómico actual consideraque orbital es sinónimo de órbita.

c. Dos electrones de un mismo átomo deben tener los valores de sus cuatro números cuánticos iguales.

d. Se puede decir que los átomos son fundamentalmente espacios vacíos.


49

Revisemos las respuestas:

1. El análisis de la tabla nos permite ver que:

• Los elementos 1 y 4 son isótopos entre sí.



2. La tabla completa es

n l m s

4 1 -1,0,1 +1/2 -1/2

3. La respuesta, en cada caso, es:

a. n = 2, l = 0, m = 0 , s = +1/2b. n = 3, l = 2 , m = 2 , s = -1/2c. n = 3, l = 1, m = -1, s = +1/2 ó -1/2

4. El cuadro completo es el siguiente:


a. En el segundo nivel deenergía pueden existir

orbitales s, p y d.

b. El modelo atómico actual consideraque orbital es sinónimo de órbita.

F Para el nivel 2 (n = 2) los posibles

orbitales son los que tengan

valores de l = 0 ó l = 1. Lo que

significa orbitales de tipo s ó p

F Para el modelo atómico actual un

orbital es el espacio donde es

probable encontrar al electrón.

En tanto que una órbita indicaba,

según el modelo de Bohr, la

trayectoria circular que describía

el electrón.


50

Esperamos que haya podido comprender los conceptos fundamentalesde la unidad. Como habrá podido observar, en algunos casosprofundizamos los temas más que en otros. Esto se debe a que nosajustamos a los objetivos de nuestro programa dejando de lado aquelloque excede este nivel de enseñanza.

Las siguientes 4 unidades formarán parte de la Guía de estudio 2.


c. Dos electrones de un mismo átomo deben tener los valores de sus cuatro números cuánticos iguales.

d. Se puede decir que los átomos son fundamentalmente espacios vacíos.

F Contradice el principio de

exclusión de Pauli

V El modelo de Rutherford plantea

que el átomo tiene un núcleo

muy pequeño, y los electrones se

disponen a gran distancia de él,

entre enormes espacios vacíos.

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