viernes, 26 de noviembre de 2010

ATOMO



Temas:                 INDICE
·         El átomo
·         Modelo atómico de Borh
·         Tipos de enlaces
·         Reacciones químicas

Juan Manuel Meneses Carmona
Mecánica      1 “B”
Introducción
 Esta unidad esta apegada a la composición del átomo, su estructura, y modelos atómicos  etc.
Ya que surge por la necesidad de aprender todo sobre el significado del átomo y de unificar los contenidos acerca de la asignatura de química.

Consta de cinco temas:
En el primer tema “El átomo”  se presenta el significado del átomo y la clasificación de los diferentes tipos de átomos.
En el segundo tema “Estructura del átomo”  se estudia la composición y el funcionamiento de los átomos.
En el tercer tema “modelo de Borh” se estudiara el modelo atómico y los puntos sobresalientes de su teoría.
En el cuarto tema “Tipos de enlaces” se estudiaran los diferentes tipos de enlaces como el enlace iónico, covalente, etc.
En el quinto tema “Reacciones químicas” se presentan el significado de reacción química y la clasificación de las reacciones.
Al final de cada tema se incluyen autoevaluaciones, ejercicios y actividades complementarias, que servirán para afirmar los conocimientos de estos importantes temas.
Prologo

Yo opino que en este tema es de suma importancia ya que conoceremos los componentes de la materia como su:

      I.        Estructura
    II.        Nomenclatura
   III.        Los modelos atómicos
  IV.         Tipos  enlaces
   V.        Reacciones químicas


Cave destacar  el principio de cada reacción química ya que consta de varios componentes.

Es importante destacar que los átomos, están a su vez constituido por otras partículas más pequeñas, denominadas genéricamente subatómicas, las cuales ya no representan las propiedades de los elementos.
Actualmente se define como elemento a la menor cantidad de átomos del mismo tipo que puede existir en libertad y, que por procedimientos químicos da lugar a átomos con las mismas propiedades.








ATOMO

La unida fundamental de la materia es el átomo y se define como la menor cantidad de un elemento que entra en combinación química, y que no puede reducirse a partículas más simples por procedimientos químicos.
Esto significa que los átomos están contenidos en los elementos, por lo cual, al separarse de dichos elementos, siguen conservando las propiedades de aquellos de donde provienen.
Existen 114 tipos diferentes de átomos, que reciben los mismos nombres que los elementos, y por eso, se representan con los mismos símbolos. Por ejemplo:

Elemento hidrogeno                                       átomos de hidrogeno
              (H                                                                             (H)
Elemento oxigeno                                           átomos de oxigeno
             (O)                                                                         (O) 
Elemento carbono                                           átomo de carbono
             (C)                                                                  (C)

Es importante destacar que los átomos, están a su vez constituido por otras partículas más pequeñas, denominadas genéricamente subatómicas, las cuales ya no representan las propiedades de los elementos.
Actualmente se define como elemento a la menor cantidad de átomos del mismo tipo que puede existir en libertad y, que por procedimientos químicos da lugar a átomos con las mismas propiedades.
Cuando la sustancia, por procedimientos químicos origina átomos de diferentes tipos, con propiedades distintas, se clasifica como compuesto.

Los átomos no se encuentran de forma unitaria en la naturaleza, sino que se unen mediante enlaces para construir moléculas. Cuando los átomos unidos son del mismo tipo, forman moléculas de elemento.
Si los átomos unidos son de diferente tipo, constituyen moléculas de compuesto. Por tanto, las moléculas son agrupaciones o grupos de átomos.
Cada elemento recibe un nombre particular.  Dentro de los más importantes se encuentran los símbolos de los elementos químicos, los cuales fueron propuestos, en 1828, por el químico sueco Jons Jakob Berzelius.
Los símbolos de los elementos químicos son abreviaturas de los nombres, formados por una o dos letras, la primera de las cuales siempre es mayúscula.
 
ESTRUCTURA DEL ATOMO

La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
 La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los
electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.

MODELO ATOMICO DE BORH

Borh se mantuvo en constante y estrecho contacto con estudios relativos al átomo, radiactividad, carácter de la luz y de la teoría cuántica y de la relatividad. Estos conocimientos lo llevaron poco a poco a abundar en la concepción del átomo.
Los puntos sobresalientes de la teoría atómica de  Borh son los siguientes:
a)    El átomo esta constituido por un núcleo central, pequeño, muy denso, en el cual se encuentran acumulada la mayor parte de la masa del átomo, y exhibe carga positiva. En el se encuentran los protones.
b)    El electrón del átomo de hidrogeno solo puede existir en ciertas orbitas esféricas (a las que llama capas de energía), que designa con las letras K, L, M,  etc., y las cuales se hallan dispuestas concéntricamente alrededor del núcleo. Las capas de energía las define como el número cuántico (n), al que domina fundamental o radial, y esta estrechamente relacionado con el número y la cantidad de energía de cada capa.
c)    El electrón posee una energía definida y característica de la orbita en la cual se mueve. El nivel K (n=1) es el nivel mas cercano al núcleo y tiene el radio mas pequeño. Un electrón en el nivel K tiene la energía mas baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo  (K, L, M, etc., o n= 1, 2,3, etc.), el radio del nivel y la energía de un electrón en el nivel aumenta. El electrón no puede tener una energía que lo coloque entre dos niveles  permitidos.
PESO ATOMICO

El peso promedio de los átomos de un elemento en relación  con el peso de un átomo de carbono 12, al cual se le asignado el peso de 12 unidades de peso atómico o de masa atómica.
El peso atómico de un elemento es proporcional al peso real de un átomo, ya que indica cuantas veces es mayor el peso de un átomo de dicho elemento que la doceava parte del peso de un átomo de carbono 12. Ejemplo:
El peso atómico del magnesio es igual a 24.312 uma, lo que significa que un átomo de magnesio pesa aproximadamente el doble de un átomo de carbono 12.


ATOMO GRAMO

Es el peso atómico de un elemento expresado en gramos. Ejemplo:

1.    Un átomo-gramo de oxigeno pesa 16 gramos.
2.    Un átomo-gramo de nitrógeno pesa 14 gramos.
3.    Un átomo-gramo de carbono pesa 12 gramos.

MOLECULA GRAMO

Es el peso molecular de una sustancia (elemento o compuesto) expresado en gramos. Ejemplo:
1.    La molécula de H2SO4 pesa 98 gramos.
2.    La molécula de CO2 pesa 44 gramos.
3.    La molécula de O2 pesa 32 gramos.

MOL

Es una unidad de cantidad de partículas. El numero de partículas que constituyen una mol se conoce con el nombre de numero de avogadro, y es igual a 6.02 x .
Una mol de átomos es igual al numero de átomos contenidos en el átomo gramo. Una mol de moléculas es igual al numero de moléculas contenidas en la molécula gramo. Ejemplo:

1.     Una mol de H2O contiene 6.02 x  moléculas y pesa 18 gramos.
2.    Una mol de CO2 contiene 6.02 x  moléculas y pesa 44 gramos.



PESO MOLECULAR

Es el peso de una molécula de una sustancia comparado con el peso de un átomo de carbono 12, tomado como 12 unidades de peso atómico de masa atómica. El peso molecular de una sustancia es igual a la suma de los pesos atómicos de los elementos que forman una molécula. Ejemplo:

1.    El peso molecular del O2 es igual a 32 uma, pues el peso atómico del O es igual a 16 uma y la molécula es diatomica
2.    El peso molecular del H2O es igual a 18 uma, dado que la molécula contiene 2  átomos de H (PA=1 X 2 = uma) y un átomo de O (PA=16 uma).
Esto es: PMH2O: PAH= (2 X 1) + PAO = (16 X 1) = 2+16 =18

Nomenclatura de los hidrocarburos
Valencia de algunos elementos químicos

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus características principales.
Enlace iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos
Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

Enlace covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica (no metales) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla (metales), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.
  • La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
  • La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.
ENLACE METÁLICO
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
POLARIDAD DE LOS ENLACES

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.
Reacciones  Química

Una reacción química es un proceso en el cual dos o mas sustancias al interaccionar, forman otras, como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces y la formación de otros nuevos.
Tal es el ejemplo del dióxido de azufre, que se forma por combustión del azufre.
Esta reacción puede representarse mediante un modelo matemático, utilizando literales para representar las sustancias participantes en una reacción química.

A + B = AB

O bien mediante una ecuación química, representando las sustancias participantes por medio de símbolos y formulas químicas.
S + O2                           SO2     ---------------


Como los términos del primer miembro son diferentes químicamente a los del segundo miembro, en una ecuación química se sustituye el signo (=) utilizado en una ecuación matemática, por una fecha (           ), que indica el sentido en el que se verifica la reacción.

Ejemplos:

 Zn + 2HCl                   Zn   -----------
           Reactantes                    Productos


LA QUIMICA EN ACCION

Las plantas necesitan por lo menos seis elementos para tener un crecimiento satisfactorio estos elementos son: N, P, K, Ca, S Y Mg.
Los fertilizantes nitrogenados contienen sales de nitrato (N ) Sales de amonio.
Son fundamentales para la vida. La podemos encontrar en la fotosíntesis, la respiración celular y asimilación de la naturaleza.


REFLEXION

Gracias a las reacciones químicas surgieron los fertilizantes ya que eran indispensables para la vida cotidiana y también para los campesinos.
Cuyo propósito del fertilizante era el desarrollo de las plantas, cosechas y cultivos etc.
También son fundamentales por que los podemos encontrar en la fotosíntesis, ya que las plantas necesitan varios tipos de elementos para su crecimiento por ejemplo: El nitrógeno, Potasio, Magnesio etc.


Cuestionario de reacciones químicas
ACTIVIDAD:
1.- Obtención del cobre a partir de oxido de cobre?
Cambio Químico
2.- La formación del arcoíris?
Cambio Físico
3.- La formación de las nubes?
Cambio Físico
4.- Respirar?
Cambio Químico
5.- Hacer un batido con leche y frutas?
Cambio Físico
6.- La corrosión del hierro?
Cambio Químico
7.- La combustión de gasolina en un motor automóvil?
Cambio Químico
8.- La fusión de la cera de una vela?
Cambio Físico
9.- La ruptura de una botella de vidrio?
Cambio Físico
10.- La formación de las estatistas y las estalagmitas?
Cambio Químico
11.- La fusión de un cubito de hielo en un vaso de agua?
Cambio Físico




Actividad: (clave A5U1 T5)

1.-  V.- Sustancias iníciales se llaman reactivos y las finales productos
2.-  F
3.-  F.- No se elimina solo se transforma
4.-  V.- Por que se rompen los enlaces
5.-  V.- Los átomos no se crean ni se destruyen
6.-  F.- Los átomos se enlazan de forma diferente
7.-  F.- La combustión consume oxigeno, no lo produce

















Reflexión

En esta unidad vimos la importancia que tiene cada enlace con  una reacción química.
Ya que el átomo es la partícula mas pequeña de la materia.
Cuando la sustancia, por procedimientos químicos origina átomos de diferentes tipos, con propiedades distintas, se clasifica como compuesto.

Los átomos no se encuentran de forma unitaria en la naturaleza, sino que se unen mediante enlaces para construir moléculas. Cuando los átomos unidos son del mismo tipo, forman moléculas de elemento.

No hay comentarios:

Publicar un comentario en la entrada