Quimica

FUNDAMENTOS CONCEPTUALES DE QUÍMICA

APRENDIZAJES ESPERADOS

Identificar las propiedades físicas y químicas de los elementos Reconocer la estructura interna del átomo Identificar la estructura y función de la Tabla Periódica Reconocer los elementos químicos según su configuración Reconocer los símbolos asociados al almacenaje de productos químicos

IDENTIFICAR LOS PREFIJOS Y SUFIJOS MÁS USADOS EN QUÍMICA INORGÁNICA

INTRODUCCIÓN

Durante el presente curso se irá avanzando desde la comprensión de la naturaleza de las ciencias químicas y su área específica, pasando por las bases que ayudarán a entender el lenguaje químico, hasta las reacciones típicas que se hallan tanto en el mundo natural como en la industria.

Se sugiere al alumno que considere el contenido a tratar como un sistema modular, es decir, que se preocupe en comprender cada tópico por separado y de ser necesario hacer esquemas o apuntes de rápida consulta, se encontrarán términos nuevos en algunos casos, pero todo lo planteado es un puzle que el alumno será capaz de ir armando poco a poco.

El objetivo de esta semana es iniciar con la simbología, la terminología y los usos básicos para la comprensión de las reacciones químicas y los compuestos químicos.

1. ESTRUCTURA GENERAL DEL ÁTOMO

Toda la materia existente en el universo, sea cual sea el estado en que se encuentre, está constituida por unidades mínimas llamadas átomos. Átomo es un término de origen griego que significa sin división. Esta partícula se considera la partícula más pequeña de un elemento que mantiene las propiedades y características del mismo (Chang y College, 2002).

Las partículas fundamentales de las cuales están compuestos los átomos individuales son los protones, neutrones y electrones.

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Partícula

Símbolo

Masa (kg)

Carga electrónica (C)

Notación de carga Protón P+ 1,67261 x 10-27 +1,6021917 x 10-19 +1

Neutrón

n0

1,67492 x 10-27

0

0 Electrón e- 9,1095 x 10-31 -1,6021917 x 10-19 -1

Fuente: Material creado para este curso. Labra, M., 2012.

A través de la historia de las ciencias se han propuesto varios modelos de la estructura interna del átomo, llegando a ser el del austriaco y premio Nobel, Erwin Schrödinger, el más aceptado hoy en día (Kragh, 2007), sin embargo la comprensión cabal del mismo escapa al objetivo del presente curso por lo que se usará inicialmente el modelo propuesto por el también Nobel de Física, Niels Bohr, en 1913, que describió al átomo con un núcleo positivo, en el que se ubican los protones y neutrones, y a los electrones girando en torno a este núcleo de un modo establecido (Valenzuela, 1995). La similitud entre este modelo y el comportamiento del sistema solar facilitará la comprensión del contenido.

1.1. ORBITALES SEGÚN LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER

La ecuación matemática de Schrödinger (que no será analizada en este capítulo) da por resultado que los electrones se ordenan en niveles de energía, los cuales aumentan su cantidad de energía según se alejen del núcleo atómico. Estos niveles atómicos se dividen en orbitales y estos en suborbitales. Estos orbitales, más que estructuras fijas, son áreas en que existe la probabilidad de hallar un electrón determinado (Castellan, 1974).

Visualícese un edificio de departamentos, en este hay áreas comunes (como las escaleras, ascensores, etc.) y áreas particulares (como los departamentos y los dormitorios), cada familia vive en un departamento específico, por lo que si se desea hallar a una persona que vive en el departamento 2B, se deberá buscar en el departamento 2B, ya que es ahí donde se encontrará con mayor probabilidad. ¿Existe la posibilidad de que se encuentre en un área común? Claro, puede ser que le ubique en las escaleras o en la lavandería, pero momentáneamente, ¿puede ser que esté en otro departamento? Sí, pero solo de paso, ya que su residencia está en el departamento 2B y es ahí donde existen más probabilidades de localizarlo. Como los departamentos tienen más de una habitación, entonces la persona buscada puede ser detectada con mayor facilidad en una habitación específica. Dicho de otro modo, si se buscase a una determinada persona podría decirse que esta se halla en el edificio 1, departamento 2B, oficina 4, si no estuviese ahí, mejor esperar, ya que su ausencia es temporal.

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Aunque el ejemplo descrito es bastante claro, falla en un hecho relevante, los orbitales solo existen si hay un electrón que los ocupe. ¿Cómo es esto?, bien obsérvese el sistema solar en términos didácticos, en especial la órbita de cualquier planeta, por ejemplo, Marte. Se verá que este se traslada alrededor del Sol describiendo un óvalo o elipse. Ese ovalo no es más que un dibujo que ilustra el recorrido del planeta, pues lo que se aprecia realmente es al planeta moviéndose y a ese recorrido se le llama órbita. ¿Y si Marte no estuviese? Entonces, no existiría la órbita. Esto es lo que sucede con los orbitales y los electrones que orbitan en ellos, si no hay electrón para ocupar un orbital, se debe considerar que ese orbital no existe.

1.1.1. NIVELES, ORBITALES Y SUBORBITALES

Los niveles (niveles energéticos) de un átomo aumentan su energía a medida que se alejan del núcleo atómico, es decir, el primero tiene menos energía que el segundo y este tiene menos energía que el siguiente. Estos valores energéticos también se aplican a los electrones que ocupan una posición en la estructura del átomo, estos valores energéticos están definidos por los llamados números cuánticos (Castellan, 1974). Los valores para cada electrón son cuatro, el primero corresponde al nivel de energía en que se ubique, el segundo se refiere al orbital que ocupe, el tercero representa al suborbital y el cuarto, el giro.

Los niveles se identifican con números (1, 2, 3, etc.) y reciben el nombre de número cuántico principal n y teóricamente son infinitos, aunque, según los átomos descubiertos, solo son siete en la práctica. Cada n representa a un nivel de energía y en cada uno de ellos hay orbitales que comienzan con un valor cero hasta el valor que tenga n menos uno, es decir, si n es 4, entonces los orbitales reciben los números 0, 1, 2 y 3, si n fuera 1, habría solo un orbital con valor 0. A estos números se les llama número cuántico azimutal l y normalmente se les identifica con letras: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.

En cada orbital hay suborbitales, que se designan con el número cuántico magnético m, cuyos valores dependen del valor de l, desde –l hasta +l. Si l tiene valor 3, m tiene valor -3,-2, -1, 0, +1, +2 y +3, y cada uno de estos números (m) representa un suborbital dentro del orbital, cada suborbital puede contener hasta dos electrones, los que por definición, uno gira hacia la derecha y si se agrega otro al mismo suborbital, entonces el segundo girará hacia la izquierda. Estos giros reciben los valores de +½, si el electrón gira hacia la derecha y -½ si el electrón gira hacia la izquierda, estos últimos valores reciben el nombre de número cuántico de spin s (spin = giro en inglés).

En el diagrama de Moller (Figura 1) se pueden ver los niveles de energía (n) al lado izquierdo y el numero cuántico azimutal (l) en la parte superior con su respectiva representación alfabética en la parte central. Los orbitales destacados en rojo son descritos teóricamente, pero nunca son usados por los electrones en la práctica. Esto se debe a que, a pesar de que los electrones comienzan ubicándose en el nivel 1 en su único orbital s, el orden de “llenado” no es de carácter absolutamente lineal, es

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decir, los electrones, por ejemplo, se ubican en el nivel 4s antes que se ocupe el orbital 3d.

En la Figura 2 se puede apreciar nuevamente el diagrama de Moller con flechas que orientan el orden de llenado. Se parte la ubicación de los electrones desde el nivel 1 en su orbital s, luego el orden es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, etc.

Fuente: Material creado para este curso. Labra, M., 2012.

2. CONFIGURACIÓN Y NOTACIÓNES QUÍMICAS

2.1. SIMBOLOGÍA

Un átomo está definido por la cantidad de protones que contiene en su núcleo, por ejemplo, si un tipo de átomo (elemento) tiene seis protones en su núcleo será un átomo de carbono, en un estado neutro, también tendrá seis electrones a su alrededor (ya que al tener seis cargas positivas en el núcleo estas se neutralizan con las seis cargas positivas de la corteza). Los neutrones no aportan carga eléctrica al átomo, aunque sí aportan masa al mismo. La cantidad de neutrones, por lo general, es igual a la cantidad de protones presentes, pero en algunos átomos pueden ser más. A estos átomos con distinto número de neutrones se les llama isótopos.

¿Cómo se simboliza un átomo según su constitución física?

Todos los átomos se representan por un símbolo constituido por la primera o las dos primeras o, incluso, las tres primeras letras de su nombre (en latín, griego, etc.). En estos símbolos siempre la primera letra va en mayúscula y la o las siguientes en minúscula. Volviendo al carbono, este se simboliza por una C; en el caso

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