INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA, SESIÓN 2.
Hola estudiantes, iniciamos la Sesión 2 de introducción a la Química. A continuación se desarrollarán los contenidos y actividades para el proceso de aprendizaje de los conceptos bases de tan importante ciencia.
1. El átomo - conceptos básicos
Representación de la estructura de un átomo, con protones y neutrones en el núcleo y los electrones "girando" en niveles o capas de energía que envuelven el núcleo
Desde el siglo V a. de C. la humanidad ha escuchado hablar de átomos, como las partículas fundamentales de la materia. Sin embargo, debido a que los átomos son tan pequeños, no es posible verlos a simple vista, por esta razón, se han propuesto varios modelos y teorías acerca de cómo son
estas partículas fundamentales. Veamos.
1.1 El átomo a través del tiempo
Los griegos fueron quienes por primera vez se preocuparon por indagar sobre la constitución íntima de la materia, aunque desde una perspectiva puramente teórica, pues no creían en la importancia de la experimentación. Cerca del año 450 a. de C., Leucipo y su discípulo, Demócrito, propusieron que la materia estaba constituida por pequeñas partículas a las que llamaron átomos, palabra que signifi ca indivisible.
El modelo de la constitución de la materia de los griegos como Demócrito se presentaba como una interacción de las cualidades y estados de los 4 elementos fundamentales de la naturaleza
Los postulados del atomismo griego establecían que:
■ Los átomos son sólidos.
■ Entre los átomos sólo existe el vacío.
■ Los átomos son indivisibles y eternos.
■ Los átomos de diferentes cuerpos difieren entre sí por su forma, tamaño y distribución espacial.
■ Las propiedades de la materia varían según el tipo de átomos y como
estén agrupados.
1.2. Modelos atómicos
¿Qué son los modelos atómicos?
Se conoce como modelos atómicos a las distintas representaciones mentales de la estructura y funcionamiento de los átomos, desarrolladas a lo largo de la historia de la humanidad, a partir de las ideas que en cada época se manejaban respecto a de qué estaba hecha la materia.
Los primeros modelos atómicos datan de la antigüedad clásica, cuando los filósofos y naturalistas se avocaron a pensar y deducir la composición de las cosas que existen, y los más recientes (y considerados actualmente como valederos) fueron desarrollados en el siglo XX, época en que se vieron los primeros adelantos reales en materia de manipulación atómica: las bombas nucleares y las centrales nucleares de energía eléctrica.
Dalton recoge las ideas de Demócrito más de mil años después, y desde hace tres siglos hemos descubierto como humanidad los secretos del mundo nanoscópico
1.2.1. Vídeo sobre la historia de los modelos atómicos
ACTIVIDAD 1
A. Consulta cuáles son los modelos atómicos más representativos y amplia la información presentada en los esquemas y vídeo anteriores. Dibújalos en tu cuaderno.
B. Selecciona un modelo atómico y realiza su representación tridimensional con materiales caseros. Deberá exponer en un vídeo de 30 a 60 segundos cómo realizaron el modelo en 3D y por qué lo eligieron. También deberán identificar las partes del átomo según el modelo escogido.
1.2.2. Otras partículas subatómicas
Con el descubrimiento del neutrón se pensó que la estructura de los átomos había sido dilucidada en su mayor parte. Sin embargo, la historia apenas comenzaba. En 1932, Carl David Anderson (1905-1991) descubrió el positrón, con lo cual abrió las puertas a todo un panorama de nuevas partículas (más de 200 diferentes), que si bien forman parte de la materia ordinaria, se producen y desaparecen durante algunas reacciones que tienen lugar en condiciones muy especiales, obtenidas en laboratorios especializados y frecuentemente con una vida efímera.
Un muy interesante vídeo que nos muestra cómo es la realidad a pequeña escala
En la tabla, que se muestra a continuación, se resumen algunas de las propiedades de
las tres partículas subatómicas principales.
1.3. Algunas propiedades de los átomos
Hemos visto hasta ahora que el átomo se compone de tres partículas subatómicas: el protón, el electrón y el neutrón. Protones y neutrones se disponen en la región central dando lugar al núcleo del átomo, mientras que los electrones giran alrededor de este centro en regiones bien definidas. Muchas de las propiedades físicas de los átomos, como masa, densidad o capacidad radiactiva se relacionan con el núcleo. Por el contrario, del arreglo de los electrones en la periferia del átomo dependen propiedades químicas, como la capacidad para formar compuestos con átomos de otros elementos. Así mismo, algunas propiedades físicas de los elementos y compuestos, como el punto de fusión
y de ebullición, el color o la dureza, están determinadas en gran parte por la cubierta externa de electrones.
Al describir un elemento químico se mencionan algunas de sus propiedades, entre las que se encuentra el número atómico, el número de masa y la masa atómica. A continuación explicaremos cada una de estas magnitudes.
1.3.1 Número atómico (Z)
El número atómico indica el número de protones presentes en el núcleo y se representan con la letra Z. Dado que la carga de un átomo es nula, el número de protones debe ser igual al número de electrones, por lo que Z también indica cuántos electrones posee un átomo. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno, el más sencillo que se conoce, tiene un núcleo compuesto por un protón que es neutralizado por un electrón orbitando alrededor. De esta manera su número atómico es Z = 1 (ir al vídeo sobre Tabla Periódica, más abajo, para ampliar esta información).
1.3.2 Número de masa (A)
El número de masa o número másico se representa con la letra A y hace referencia al número de protones y neutrones presentes en el núcleo. La masa del átomo está concentrada en el núcleo y corresponde a la suma de la masa de los protones y los neutrones presentes, dado que la masa de los electrones es despreciable en relación con la masa nuclear, el número másico también es un indicador indirecto de la masa atómica.
La fórmula de A = Z + n, indica que el número másico es igual al número de protones (Z) y neutrones (n) que hay en el núcleo, y proporcionan masa al átomo.
Un ejemplo de esto es el visto en el Nitrógeno, cuyo número másico A = 14, pues su Z = 7, por lo tanto el núemro de neutrones n = 7.
A continuación un vídeo donde explico esta particularidad de los átomos, en términos de su número atómico Z y su número másico A. Es de tener en cuenta que la masa atómica deriva del concepto de número másico.
La fórmula de A = Z + n, indica que el número másico es igual al número de protones (Z) y neutrones (n) que hay en el núcleo, y proporcionan masa al átomo.
Un ejemplo de esto es el visto en el Nitrógeno, cuyo número másico A = 14, pues su Z = 7, por lo tanto el núemro de neutrones n = 7.
A continuación un vídeo donde explico esta particularidad de los átomos, en términos de su número atómico Z y su número másico A. Es de tener en cuenta que la masa atómica deriva del concepto de número másico.
Vídeos sobre número atómico y número de masa
3. Configuraciones electrónicas
Una gran parte de las propiedades físicas y todas las propiedades químicas de un elemento dependen de la corteza electrónica de los átomos que lo componen. Esta es la razón por la cual es importante conocer cómo están distribuidos los electrones en la zona periférica de un átomo. El ordenamiento que se presenta para cada átomo se conoce como configuración electrónica del estado fundamental o basal de los átomos. Esta corresponde al átomo aislado en su estado de mínima energía.
Hasta ahora hemos visto que los electrones se organizan alrededor del núcleo en órbitas u orbitales. Estas órbitas corresponden a regiones del espacio en las que la probabilidad de hallar un electrón es alta y se caracterizan por poseer un determinado nivel de energía.
Distribuir los electrones de un átomo en sus niveles y subniveles de energía es escencial para comprender sus propiedades. La finalidad de la distribución electrónica es conocer cuántos electrones exteriores (en el último nivel de energía) tiene y de ese modo deducir las propiedades químicas del elemento en cuestión.
Existen diferentes métodos para ordenar los electrones, pero antes de exponer el método a usar, daremos algunas recomendaciones que debemos tener siempre en cuenta.
a) El número atómico siempre indica el número de electrones para cada elemento.
b) Existe un número máximo de electrones en cada subnivel.
c) Los subniveles se van llenando en forma que se van completando los subniveles de menor energía.
3.1. Orbitales, subniveles y niveles de energía
Un orbital es una región espacial teórica donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón. En cada orbital sólo puede haber hasta dos electrones que deben tener giros o espines opuestos.
Por su parte, los subniveles de energía están constituidos por conjuntos de orbitales, determinando con esto la cantidad de electrones que pueden ubicarse en los diferentes subniveles:
Por su parte, los subniveles de energía están constituidos por conjuntos de orbitales, determinando con esto la cantidad de electrones que pueden ubicarse en los diferentes subniveles:
Cada subnivel de energía tiene una máxima capacidad de contener electrones, dependiendo de la forma de sus orbitales, entendiendo que cada orbital puede albergar sólo 2 electrones.
Finalmente, los niveles de energía representan las diferentes capas que constituyen el átomo, en las cuales se mueven los electrones de acuerdo a su distribución espacial, definido por los subniveles de energía. Son máximo siete (7) los niveles de energía que pueden alcanzar los átomos, dependiendo de la cantidad de electrones que los constituyan.
Los números del 1 a 7 indican el nivel de energía y se pueden representar con las letras mayúsculas K, L, M, N, O, P, Q; las letras minúsculas s, p, d y f representan los subniveles y los exponentes, el número máximo de electrones que puede albergar cada subnivel. Así, 2 electrones para s, 6 en p, 10 en d y 14 en f.
Los números del 1 a 7 indican el nivel de energía y se pueden representar con las letras mayúsculas K, L, M, N, O, P, Q; las letras minúsculas s, p, d y f representan los subniveles y los exponentes, el número máximo de electrones que puede albergar cada subnivel. Así, 2 electrones para s, 6 en p, 10 en d y 14 en f.
Gracias al concepto de energía asociado al modelo de Börh, Schrödinger pudo completar el modelo atómico actual al incorporar los subniveles de energía y el concepto de orbital.
Estos subniveles se van llenando de arriba hacia abajo, en la dirección y sentido que señalan las flechas, debido al orden de energía creciente para los orbitales atómicos, hasta completar tantos electrones como requiera el número atómico del elemento. Para esto se emplea el diagrama de Möller:
Ejemplo: La estructura electrónica del nitrógeno (Z = 7) se expresa de la siguiente manera:
1s2 2s2 2p3
Con lo cual estamos indicando que:
■ En el nivel de energía 1, subnivel s, hay 2 electrones,
■ En el nivel de energía 2, subnivel s, hay 2 electrones y
■ En el nivel de energía 2, subnivel p, hay 3 electrones.
_______________
Así se tiene un total de: 7 electrones, que es igual a Z.
Vídeos explicativo sobre cómo se distribuyen los electrones en los átomos. Ejercicios de distribución electrónica.
ACTIVIDAD 2
A. Escoge 2 de los siguientes elementos de la Tabla Periódica: Boro, Aluminio, Oxígeno, Carbono, Nitrógeno, Azufre, Calcio y Hierro, y realiza un modelo 3D, esquema o dibujo representativo de la cantidad de electrones y su correcta distribución en los diferentes niveles de energía.
B. Adicionalmente realiza las distribuciones electrónicas de los anteriores elementos químicos: Boro, Aluminio, Oxígeno, Carbono, Nitrógeno, Azufre, Calcio y Hierro.
4. ENLACE QUÍMICO Y LA ENERGÍA
El número máximo de electrones que puede poseer un átomo en su nivel energético más externo es ocho. Esta configuración sólo la poseen los gases nobles; estos elementos se caracterizan por una elevada estabilidad química.
Todos los cuerpos en la naturaleza tienden a conseguir un estado de máxima estabilidad, que su energía sea mínima, es decir, intentan alcanzar o cumplir con el octeto.
Enlace químico entre el Sodio (Na) y el Cloro (Cl). Al formarse el enlace, es decir, al intercambiar electrones, cada átomo gana 8 electrones en su última capa de energía.
Cuando dos átomos se aproximan sus cortezas electrónicas comienzan a influirse mutuamente. Si esta influencia conlleva que la energía del sistema compuesto por los dos átomos unidos sea menor que la que tienen por separado, se producirá el enlace químico:
Siempre que entre dos o más átomos existan fuerzas que conduzcan la formación de una agrupación estable, entre esos átomos hay un enlace.
Las fuerzas de atracción del enlace van aproximando a los átomos hasta una determinada distancia a partir de la cual empiezan a actuar fuerzas de repulsión de los núcleos entre sí y de las cortezas entre sí. A esta distancia de equilibrio le corresponde una energía potencial mínima y se denomina longitud de enlace.
4.1. ENLACE IÓNICO
Cuando se enfrentan elementos de electronegatividades muy diferentes, se produce una cesión de electrones del elemento electropositivo al electronegativo, formándose los respectivos iones positivo y negativo. La diferencia de las electronegatividades de estos dos iones debe ser mayor a 1,7 para que se forme el enlace tipo iónico.
Enlace iónico entre el Cloro (Flúor a la derecha: anión: gana 1 electrón, gana carga negativa) y el Sodio (Litio, izquierda: catión: cede 1 electrón, gana carga positiva). Créditos: Colombia Aprende; Elías Navarrete, Lima, Perú.
El enlace iónico es, por lo tanto, la unión de iones de signo contrario mediante fuerzas electrostáticas. Los iones no forman moléculas aisladas, sino que se agrupan en redes cristalinas: un ion se rodea del máximo número posible de iones de signo opuesto. El tipo de red que se forme dependerá del tamaño relativo de los iones positivos y negativos (por ejemplo el NaCI, sal) tiene, para cada tipo de iones, tiene una estructura cúbica centrada en las caras).
Formación de redes cristalinas entre el Cloro y el Sodio
4.2. ENLACE COVALENTE
Para explicar la existencia de moléculas como F2, NH3 formadas por elementos con la misma electronegatividad o electronegatividades próximas, Lewis propone la existencia del enlace covalente.
El enlace covalente consiste en la unión de átomos mediante la compartición de pares de electrones para adquirir una configuración electrónica estable, formando moléculas. Para que se presente un enlace covalente la diferencia de electronegatividades entre los iones debe ser menor a 1,7.
En los diagrama de Lewis los electrones de valencia se simbolizan por puntos. En ocasiones, para adquirir la estructura de gas noble, los elementos comparten dos o tres pares de electrones, por ejemplo:
Enlace covalente de la molécula de agua. En ambos casos, se comparten electrones entre el O y el H, permitiendo que alcancen el octeto. Créditos: Colombia Aprende.
En resumen:
La relación entre los electrones de valencia, es decir los electrones de la última capa de energía, y la regla del octeto se establece por medio del siguiente mapa conceptual:
5. TABLA PERIÓDICA
Para entender mejor el uso, funcionalidad y aplicación de la Tabla Periódica, se remitirán al siguiente vídeo para entender cómo se construyó y para qué sirve la Tabla Periódica. Así mismo dejaré un link donde pueden descargarla en formato .jpg para su uso en los ejercicios. También pueden descargar la App Tabla Periódica de la PlayStore para quienes deseen tenerla en su equipo móvil celular.
Vídeo explicación Tabla Periódica
Link de descarga tabla Periódica en formato imagen
ACTIVIDAD 3
Con base a lo leído y estudiado en la sesión anterior, responda el siguiente cuestionario en su cuaderno de acuerdo a sus conocimientos y aprendizajes:
1. ¿Cómo está organizada la materia en el universo? Realice un esquema o mapa conceptual de acuerdo a lo que aprendiste.
2. ¿Cuál es la relación entre la energía y la materia?
3. ¿Por qué los electrones son tan importantes para que exista la materia macroscópica como las rocas, las células, las plantas?
4. ¿Por qué crees que es tan importante saber de qué estamos hechos, así como las cosas a nuestro alrededor?
5. ¿Cuáles son las propiedades de los compuestos iónicos y de los compuestos covalentes?
6. Formulario de entrega de evidencias
https://forms.gle/ZDsFuVQGNkvpUDnt8
7. Cronograma de entrega de evidencias
Entrega de actividades para ambas jornadas Martes-Miércoles y Sábado Mañana:
Miércoles 29 de abril de 2020
