viernes, 15 de abril de 2016

Bloque 2: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA

Modelos atómicos
 Historia: modelos atómicos Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.
 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.)
1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.)
 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)

Postulados de la teoría atómica de Dalton
La teoría atómica actual tiene su origen en los cuatro postulados de Dalton, que basándose en el concepto de átomo y en la naturaleza discontinua de la materia, conseguían explicar de forma satisfactoria las leyes fundamentales de las reacciones químicas. Aunque la teoría de Dalton (1808) estableció los cimientos de la teoría atómica, algunos de sus enunciados eran erróneos e incompletos (tras leer el punto 2 intenta averiguar cuál de ellos eran incorrectos).
La materia está formada por átomos, pequeñas partículas indivisibles que no se pueden crear ni destruir. Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades. Distintos átomos se combinan entre sí en una relación numérica sencilla y dan lugar a un compuesto, siendo los átomos de un mismo compuesto iguales.
El número atómico y masa atómica
Es el número de cargas positivas elementales, o protones, que transportan los núcleos de todos los isótopos de un elemento dado. En un primer momento, el número atómico era el orden que se le daba a un elemento cuando se les ordenaba por orden creciente según sus masas atómicas.
Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste permanece en reposo. En otras palabras, puede decirse que la masa atómica es aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de reposo. Dentro del Sistema Internacional, la unidad que permite calcularla y reflejarla es la masa atómica unificada
imagen tomada de: http://newton.cnice.mec.es/materiales_didacticos/el_atomo/zya.htm?4
Teoría atómica actual 
 El modelo de Bohr determinaba que los electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Le encontraron un error concluyendo que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles. El el año 1916, Arnold Sommerfeld, un físico Alemán, modificó/corrigió el modelo de Bohr (donde los electrones giran en órbitas circulares), diciendo que los electrones también pueden girar en órbitas elípticas. Esto dio lugar a un nuevo número cuántico llamado numero cuántico secundario, que define a forma de los orbitales que se representa con la letra "L" y toma valor desde 0 hasta n-1. Los errores de las teorías de Rutherford y Bohr llevaron al desarrollo de una nueva mecánica cuántica.
imagen tomada de:http://www.batanga.com/curiosidades/2011/04/29/teoria-atomica-moderna
Números Cuánticos
Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos. Están basados, desde luego, en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Pero además, la propuesta de Schorodinger, considerado como el 5° modelo atómico, radica en describir las características de todos los electrones de un átomo, y esto es lo que conocemos como número cuánticos.
imagen tomada de:http://www.fullquimica.com/2012/12/ejercicio-sobre-numeros-cuanticos-2.html?m=1


Principio de edificación progresiva
 Se le conoce también como regla de auf-bau. Este principio también se conoce como regla de diagonales el cual establece que al realizar la configuración electrónica de un átomo cada electrón ocupara el orbital disponible de mínima energía, considerando las energías relativas de los orbitales de un átomo poli electrónico el orden de llenado de orbitales se podrá determinar por la siguiente figura siguiendo las líneas diagonales: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p.
imagen tomada de: http://cibertareas.info/principio-de-edificacion-progresiva-quimica-1.html


Configuración Electrónica
Como se dijo con anterioridad, la actual tabla periódica (mostrada en la Imagen 10) está ordenada según la configuración electrónica, pero, ¿qué es la configuración electrónica? La configuración electrónica (o C.E) indica la posición de cada electrón dentro de la envoltura nuclear, indicando en el nivel energético en el que éste se encuentra y en que orbital. Cada electrón puede ser identificado específicamente gracias a sus cuatro números cuánticos, los cuales son: Número Cuántico principal (n): Corresponde al nivel energético en donde se encuentra el electrón. Va desde 1 hacia arriba (1, 2, 3...) Número Cuántico secundario o azimutal (l): Corresponde al orbital en donde se encuentra el electrón. Se representa por s (0), p (1), d (2) y f (3). Número Cuántico Magnético (m): Indica la orientación del orbital donde se encuentra el electrón. Va desde -l hasta l (incluyendo el 0). Número Cuántico de Spin o Giro (s): Este número cuántico se define tradicionalmente como el giro que posee el electrón. Dos electrones con el mismo giro no pueden tener un mismo m (solo se permiten dos electrones por m y deben tener spines (giros) opuestos). Se identifican tradicionalmente como -1/2 y +1/2 o -1 y +1, en esta página web se utilizará la primera identificación (-1/2 y +1/2).
Principio de exclusión de Pauli
El principio de exclusión de Pauli: establece que no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico sólo pueden coexistir dos electrones con espines opuestos.
Principio máxima multiplicidad
 El principio de máxima multiplicidad de Hund establece que cuando en un subnivel existen varios orbitales (por ejemplo, en el subnivel l =1, existen los orbitales px, py y pz), en primer lugar se semiocupan todos los orbitales para después completarlos emparejando los spines de los electrones Esto tiene importancia porque las propiedades químicas de los átomos dependen fundamentalmente de la estructura electrónica más externa y el que pueda haber en ella orbitales con electrones desapareados debe tenerse en cuenta de forma muy especial. Ejemplo: La estructura del O conviene expresarla: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 , indicando la existencia de 2 orbitales externos con electrones desapareados. Este principio establece que para orbitales de igual energía, la distribución más estable de los electrones, es aquella que tenga mayor número de espines paralelos, es decir, electrones desapareados. Esto significa que los electrones se ubican uno en uno (con el mismo espin) en cada orbital y luego se completan con el segundo electrón con espin opuesto.
Isotopo
 Un isótopo es un átomo cuyo núcleo tiene el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Se descubrió la existencia de los isótopos como consecuencia del estudio sobre las sustancias radiactivas naturales. El nombre de isótopo fue propuesto por F.Soddy en 1911, el cual constató la igualdad de sus propiedades químicas. La mayoría de los elementos naturales son formados por varios isótopos que sólo pueden ser separados por procedimientos físicos (difusión, centrifugación, espectrometría de masas, destilación fraccionada y electrólisis).
Isotopos radioactivos
Los Isotopos Radiactivos son átomos de un elemento que han sido modificados de forma tal que en su núcleo se encuentran un número mayor de neutrones que en el elemento original, por lo tanto este nuevo átomo presenta el mismo número de electrones en su capa externa, el mismo número atómico que corresponde al número de protones en el núcleo, lo cual define su ubicación en la tabla periódica, pero diferente masa atómica o peso atómico ya que este último valor corresponde a la suma de neutrones y protones del núcleo.
Alotropía
La noción de alotropía se utiliza en el ámbito de la química para denominar a la propiedad que tienen ciertos elementos químicos de aparecer con diferentes características en cuanto a la física o con distintas estructuras moleculares. Una molécula que está compuesta por un único elemento y que tiene diversas estructuras recibe el nombre de alótropo
Fullerenos
Los fullerenos son un conjunto de formas alotrópicas del carbono, diferentes del diamante y del grafito. Fueron descubiertos por primera vez en 1985 por los investigadores R. Curl, H. Kroto y R. Smalley, aunque su existencia ya fue predicha en 1965. Los fullerenos son moléculas con formas esferoidales que contienen desde 32 hasta 960 átomos de carbono sólidos moleculares, muy estables, ya que no poseen enlaces libres, y que dan lugar a sólidos moleculares blandos. El arquetipo de estas moléculas es la denominada buckminsterfullereno, buckybola o futboleno, de fórmula C60.
Uso del Kernel.
 Si realizamos la configuraci6n electr6nica de átomos multielectr6nicos, como la plata y el bario, nos daremos cuenta que resulta laboriosa por el número de subniveles que debemos llenar. En estos casos, se emplea el método del kernel, el cual es una abreviación de la configuración electrónica de un gas noble. Los gases nobles son: helio (He), neón (Ne), arg6n (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). Analicemos las configuraciones de los siguientes elementos para comprender el uso del kernel: Ne10 1s2s2, 2p6 Mg12 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 Ar18 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 Fe26 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d6 Kr36 12s, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6 Sr38 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6, 5s2 De estas configuraciones, podemos observar que la de un gas noble está contenida en la de otro elemento. Por ejemplo, en los casos arriba analizados la configuración del neón está contenida en la configuración del magnesio. De la observaci6n anterior, podemos entender al kernel como algo que esta con-tenido en otro; es decir, el kernel es la representación de la configuración electrónica de un gas noble que está contenida en la del elemento que se desea desarrollar. Para emplear al kernel se debe partir del gas noble cuyo número atómico sea menor al del elemento en cuestión. El gas noble empleado debe de indicarse entre corchetes.
Historia de la tabla periódica
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo al cabo del tiempo y gracias a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en nuestros días. Cronología de las diferentes clasificaciones de los elementos químicos Döbereiner Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente. Chancourtois y Newlands En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente, pero la tabla periódica comienza a ser diseñada. Meyer En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante. Mendeleïev En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica en 1869. Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. Él se dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla contenía 63 elementos. Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se suceden representando los elementos de la misma “familia”. Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba convencido de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las masas atómicas 45, 68, 70 y 180, no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta convinción. Él consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886, estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos poseían las propiedades predecidas. Sin embargo aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época. Tabla periódica moderna La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan directamente a una serie química no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y químicas.
Partes de la tabla periódica
imagen tomada de: http://revistaelectronica.bligoo.com.mx/tabla-periodica-segunda-parte#.VxFQdPl97IU

Metales, No Metales y Metaloides
En la Tabla periódica de Elementos, los elementos metálicos aparecen en color verde; los no metales en color naranja, y los metaloides en color azul. Haz "click" en la imagen para una vista completa L.Gardiner/Windows to the Universe. A la izquierda, la tabla periódica que separa a los elementos en tres grupos: los metales (que aparecen en color verde), no metales (en color naranja), y los metaloides (en color azul). La mayoría de los elementos son metales. Generalmente son brillantes, y sólo se derriten a altas temperaturas. Su forma puede cambiar fácilmente y pueden ser convertidos en cables o láminas sin romperse. Los metales se corroen, al igual que el desgaste gradual del hierro. El calor y la electricidad viajan fácilmente a través de los metales ¡razón por la cual no es prudente pararse junto a un poste metálico durante una tempestad!. A la derecha de la Tabla Periódica aparecen los no metales, éstos son muy diferentes a los metales. Su superficie es opaca, y son malos conductores de calor y electricidad. En comparación con los metales, son de baja densidad, y se derriten a bajas temperaturas. La forma de los no metales no puede ser alterada fácilmente, ya que tienden a ser frágiles y quebradizos. A los elementos que tienen las propiedades de los metales y no metales se les llama, metaloides. Pueden ser tanto brillantes como opacos, y su forma puede cambiar fácilmente. Generalmente, los metaloides son conductores de calor y de electricidad, de mejor manera que los no metales, y no tan bien como los metales.
Semimetales
 Conjunto de elementos químicos que presentan propiedades intermedias entre las de los metales y las de los no metales. Forman parte de este grupo el boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio y telurio a veces también se incluyen en polonio y astato. en general con elementos sólidos, duros, y de brillo metálico. Son conductores térmicos y eléctricos discretos, varios de ellos presentan semiconductividad.
imagen tomada de:http://e-ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/1000/1163/html/14_clasificacin_de_los_elementos.html

Propiedades periódicas
 | Inicio | Nomenclatura | Estructura atómica | Estequiometría | Son las propiedades que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema periódico. La comprensión de esta periodicidad permitirá entender mejor el enlace de los compuestos simples, así como la variación periódica detectada en las propiedades físicas de los elementos químicos (puntos de fusión, de ebullición, etc..).
Electronegatividad
 La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
imagen tomada de: http://cienciasenbachillerato.blogspot.mx/2009_11_22_archive.html?m=1



















Fuentes de información:
ttp://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm
https://www.saberespractico.com/estudios/universidad/quimica/postulados-de-la-teoria-atomica-de-dalton/
http://energia-nuclear.net/definiciones/numero-atomico.html
http://definicion.de/masa-atomica/
http://teoteojavapa.blogspot.mx/2012/04/modelo-atomico-actual.html?m=1
http://cap7-teoriacuantica.blogspot.mx/p/numeros-cuanticos.html?m=1
http://alejandra-angelita.blogspot.mx/2009/09/principio-de-edificacion-progresiva.html?m=1
http://es-puraquimica.weebly.com/configuracion-electronica.html
http://cienciasenbachillerato.blogspot.mx/2009/10/principio-de-exclusion-de-pauli.html?m=1
http://quimica1cobaem.blogspot.mx/2009/09/principios-maxima-multiplicidad.html?m=1
http://energia-nuclear.net/definiciones/isotopo.html
http://www.definicionabc.com/ciencia/isotopos-radiactivos.php
http://definicion.de/alotropia/
http://mim-us.es/estructuras_cristalinas/fullerenos.html
http://frendon.blogspot.mx/2011/10/configuraciones-electronicas-usando-el.html?m=1
http://www.lenntech.es/periodica/historia/historia-de-la-tabla-periodica.htm
http://www.windows2universe.org/earth/geology/metals.html&lang=sp
http://dequimica.com/glosario/482/Semimetales
http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/sisper.html
http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/tutorial-05.html
Publicadas por a la/s 1 comentario:
Suscribirse a: Entradas (Atom)