CONFIGURACION ELECTRONICA

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Modelo atómico general.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 

Número cuántico principal (n).

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. 

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).

Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:

 l = 0, 1, 2, 3,…,  n-1.

Ejemplo:

Si n = 1      (n – 1 = 0), entonces   l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0)

Si n = 2      (n -1 = 1), entonces    l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados como 0 y 1

Si n = 3       (n – 1 = 2), entonces  l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2

Si n = 4       (n – 1 = 3), entonces  l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3

Si n = 5       (n – 1 = 4), entonces  l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4

También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales.

Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f).

Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando elcuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

1s²    2s²    2p⁶    3s²    3p⁶    4s²    3d¹⁰    4p⁶    5s²    4d¹⁰    5p⁶    6s²    4f¹⁴    5d¹⁰    6p⁶    7s²    5f¹⁴    6d¹⁰    7p⁶

Más adelante explicaremos cómo se llega  este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Niveles de energía o capa (n)	1 (K)	2 (L)	3 (M)	4 (N)
Tipo de subniveles	s	s   p	s   p   d	s   p   d   f
Número de orbitales en cada subnivel	1	1   3	1   3   5	1   3   5   7
Denominación de los orbitales	1s	2s   2p	3s   3p   3d	4s   4p   4d   4f
Número máximo de electrones en los orbitales	2	2   -   6	2   -   6   -   10	2   -   6   -   10   -   14
Número máximo de electrones por nivel de energía o capa	2	8	18	32

La configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles  y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

EJERCICIOS PREPARACION 2DO AÑO 1ER MODULO QUIMICA

INDICAR LA OPCIÓN CORRECTA (en todos los casos buscar fundamento de la respuesta)

1-EL ÁTOMO ES ELECTRICAMENTE NEUTRO PORQUE:
-a)tiene igual cantidad de protones y neutrones
-b)tiene diferente cantidad de protones y neutrones
-c)tiene diferente cantidad de electrones y protones
-d)tiene igual cantidad de electrones y protones

2-LOS METALES SON ELEMENTOS QUÍMICOS, CUYAS PROPIEDADES FÍSICAS SON:
-a)poseen brillo, buenos conductores eléctricos, generalmente sólidos a temperatura ambiente
-b)son líquidos o gaseosos a temperatura ambiente, aislantes térmicos.
-c)tienen baja conducción de electricidad y aislantes térmicos
-d)punto de ebullición muy bajo, tanto que los mantiene en estado gaseoso a temperatura ambiente

3-SON SUSTANCIAS PURAS SIMPLES LAS QUE ESTAN FORMADAS POR:
-a)atomos del mismo elemento
-b)atomos de dos o mas elementos diferentes
-c)moléculas iguales
-d)moléculas diferentes

4-LOS ISOTOPOS SON ÁTOMOS DEL MISMO ELEMENTO QUE POSEEN DIFERENTES:
-a)numero atómico
-b)masa atómica
-c)cantidad de electrones
-d)cantidad de protones

5-NOMBRE QUE SE LE DA A LAS FILAS HORIZONTALES EN LA TABLA PERIÓDICA
-a)grupo
-b)período
-c)numero atómico
-d)familia

TEMARIO EXAMENES PREVIAS Y EQUIVALENCIAS 1ERO Y 2DO AÑO QUIMICA EPJA

1ER AÑO

MODULO N°1:

 -CARÁCTER CORPUSCULAR DE LA MATERIA: principios físicos que definen la materia, propiedades de la materia; intensivas y extensivas.

-TEORIA CINETICA MOLECULAR: conceptos básicos y principios físico-químicos, ejemplos y aplicación en vida cotidiana.

-ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA: solido, liquido, gaseoso. Caracterización macroscópica y submicroscópica. Cambios de estado. Sólidos importancia en materiales.

-SUSTANCIAS Y SOLUCIONES: concepto y clasificación, utilidad cotidiana, industrial y ambiental.

MODULO 2

-CARÁCTER ELECTRICO DE LA MATERIA: modelos atómicos. Modelo atómico actual simplificado.

-COMPONENTES UNIVERSALES DEL ATOMO: protones, neutrones, electrones. Ubicación espacial, núcleo y nube electrónica. Niveles de energía, configuración electrónica.

-ELEMENTOS QUIMICOS: nociones de elementos, símbolos, numero atómico, masa atómica, isotopos.

-PROPIEDADES PERIODICAS: tabla periódica, grupos periodos. Variación periódica de propiedades, uniones químicas, interatómicas (iónicas, covalentes y metálicas).

2DO AÑO

MODULO N°1:

 -CARÁCTER CORPUSCULAR DE LA MATERIA: principios físicos que definen la materia, propiedades de la materia, concepto de sustancias y compuestos, teoría cinético molecular, estados de la materia, cambios de estado. Diluciones.

-CARÁCTER ELECTRICO DE LA MATERIA: estructura atómica, modelos atómicos, partículas subatómicas (electrones, protones, neutrones), periodicidad de los elementos, reglas de distribución de electrones, electronegatividad, números cuánticos, configuración electrónica.

-UNIONES QUIMICAS: unión iónica, enlace covalente y covalente coordinado, unión metálica, uniones intermoleculares (puente hidrogeno, fuerzas de Van der Waals)

-COMPUESTOS INORGÁNICOS: concepto de estado de oxidación, formación y nomenclatura tradicional y sistemática, óxidos básicos, óxidos ácidos, hidróxidos, oxácidos, sales, hidruros, utilidad cotidiana, industrial y ambiental.

MODULO N°2:

-ACIDOS Y BASES: equilibrio acido-base, concepto de pH, escala de pH, disoluciones acuosas, concentración de hidrogeniones.

-PRINCIPIOS DE CONSERVACION DE LA MASA: Ley de Lavoisier, estequiometria, relaciones entre masas, ley de proporciones relativas.

-COMPUESTOS ORGANICOS: nomenclatura IUPAC, propiedades, usos industriales y ambientales, hidrocarburos: alcanos, alquenos, alquinos

-QUIMICA ORGANICA: modelos moleculares, proyecciones de LEWIS, estereoisomería, quiralidad, grupos funcionales en compuestos orgánicos, métodos para estudios en materiales orgánicos.


EJERCICIOS PRACTICAS PARA EXAMENES:
2do AÑO 1er MODULO
-¿Qué les pasa a los átomos cuando pierden electrones?
-Los electrones exteriores de un átomo que participan en la formación de enlaces químicos se conocen como____________.-
-El enlace químico que se presenta entre un anión y un catión se le conoce como__________
-A los siete renglones horizontales de la Tabla Periódica se les llama_____________

BIBLIOGRAFIA:

-átomo 8, CIENCIAS NATURALES, editorial SM.
-Ciencias Naturales y Tecnología 8, editorial AIQUE.
-FISICA Y QUIMICA, Naturaleza Corpuscular y caracter electrico de la materia.Editorial Santillana.

Simbolos de Lewis

Ejemplo de simbolos de Lewis

FINES QUIMICA Uniones Quimicas

El conjunto de fuerzas electrostáticas que mantienen unidos a los átomos, iones, o moléculas cuando estos forman agrupaciones estables recibe el nombre de enlace químico o unión química. La unión química es entonces, la resultante del equilibrio de fuerzas de atracción y repulsión entre cargas eléctricas.

Compuestos Binarios, ternarios y cuaternarios

En química, un compuesto es una sustancia formada por la unión de dos o más elementos de la tabla periódica, en una razón fija. Una característica esencial es que tiene una fórmula química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno en la razón de dos a uno (en volumen).

En general, esta razón fija es debida a una propiedad intrínseca. Un compuesto está formado por moléculas con enlaces estables y no obedece a una selección humana arbitraria. Por este motivo el bronce o el chocolate se denominan mezclas o aleaciones pero no compuestos.

Los elementos de un compuesto no se pueden dividir o separar por métodos físicos sino sólo mediante reacciones químicas.

Los compuestos se dividen en tres grandes ramas:

Binarios: son aquellos que tienen 2 ÁTOMOS , grupo en el que destacan OXIDOS, Sal, Peróxido, Hidruro. 
Y se clasifican en:
Oxigenados (O²)

1. Óxidos Metálicos. • O² + metal 
2. Óxidos No Metálicos   • O² +   no metal 
3. Peróxidos   (-1)             • O² con metal 
4. Superoxido (Oˉ¹2)         • O² + metal alcalino
5. Ozónidos (Oˉ¹3).           • Oˉ¹3 = metal alcalino (NH+4)

Hidrogenados (H²)
1. Hidruros
• H² + metal (1ª, 2ª, 3ª)
2. Hidrácidos 
• H² + no metal (-1)(-2)
Sales Binarias 
• metal + no metal 
Formula.                     Nombre                                          Tipo
Al2O3.                        Óxido de Aluminio                      Óxidos Metálicos 
Co                                Óxido de Carbono (II)                 Óxidos No Metálico 
NaO                             Peróxido de Sodio                        Peróxidos (-1)
SrH².                            Hidruro de Estroncio                   hidruro
HBr                              Acido BROMHIDRICO.            Hidrácidos 

Ternarios: son aquellos que tienes 3 átomos ;

Y se clasifican en:

Hidróxidos (OH) ˉ
• óxidos metálicos + H²O

Sales de Amonio 
• hidrácidos cambia su H por NH+4 

Oxácidos o Ácidos Ternarios 
• anhídridos + H²O (H² / no metal / O²)

Oxísales o Sales Ternarias 
• ácidos ternarios + OH (metal / no metal / O²)

Formula                                        Nombre                         Tipo
H2so4                                           Ácido Sulfúrico             Ácidos Ternarios 
Koh                                               Hidróxido de Potasio     Hidróxidos 
H2so2                                           Ácido Hiposulfuroso      Ácidos Ternarios
NH4I                                            Ioduro de Amonio          Sales de Amonio

Cuaternarios: son aquellos que tienen 4 atomos , en esta rama están comprendidos los radicales.

Y se clasifican en:

Sales acidas
• metal + H² + no metal + O²

Sales de Amonio 
• amonio (NH+4) + no metal + O²
Sales Dobles
• 2 cationes + no metal + O²
Sales Cuaternarias
• anión + oxido / OH ˉ + catión 

Formula.                        Nombre                                                    Tipo
Ca (HSO4)²                    Sulfato Hidrogeno de Calcio                   Sales Acidas
(Nh4)So4                        Sulfato de Amonio.                                 Oxisales De Amonio 
CaTi(SO4)³                      Sulfato de Titanio Y Calcio                     Sales Dobles 
Al(Oh)Cl2.                     Diclorhidróxido de Aluminio                    Sales Cuaternarias 

NOMENCLATURA COMPUESTOS ORGANICOS

En los orígenes de la química, los compuestos orgánicos eran nombrados por sus descubridores.  La urea recibe este nombre por haber sido aislada de la orina. El ácido barbitúrico fue descubierto por el químico alemán Adolf von Baeyer, en 1864.
La ciencia química fue avanzando y el gran número de compuestos orgánicos descubiertos hicieron imprescindible el uso de una nomenclatura sistemática.

En el sistema IUPAC de nomenclatura un nombre está formado por tres partes: prefijos, principal y sufijos; Los prefijos indican los sustituyentes de la molécula; el sufijo indica el grupo funcional de la molécula; y la parte principal el número de carbonos que posee. Los alcanos se pueden nombrar siguiendo siete etapas: 
Regla 1.- Determinar el número de carbonos de la cadena más larga, llamada cadena principal del alcano. Obsérvese en las figuras que no siempre es la cadena horizontal. 

El nombre del alcano se termina en el nombre de la cadena principal (octano) y va precedido por los sustituyentes.

Regla 2.- Los sustituyentes se nombran cambiando la terminación –ano del alcano del cual derivan por –ilo (metilo, etilo, propilo, butilo). En el nombre del alcano, los sustituyentes preceden al nombre de la cadena principal y se acompañan de un localizador que indica su posición dentro de la cadena principal. La numeración de la cadena principal se realiza de modo que al sustituyente se le asigne el localizador más bajo posible. 

Regla 3.- Si tenemos varios sustituyentes se ordenan alfabéticamente precedidos por lo localizadores. La numeración de la cadena principal se realiza para que los sustituyentes en conjunto tomen los menores localizadores. 

Si varios sustituyentes son iguales, se emplean los prefijos di, tri, tetra, penta, hexa, para indicar el número de veces que aparece cada sustituyente en la molécula. Los localizadores se separan por comas y debe haber tantos como sustituyentes. 

Los prefijos de cantidad no se tienen en cuenta al ordenar alfabéticamente.

Regla 4.- Si al numerar la cadena principal por ambos extremos, nos encontramos a la misma distancia con los primeros sustituyentes, nos fijamos en los demás sustituyentes y numeramos para que tomen los menores localizadores. 

Regla 5.- Si al numerar en ambas direcciones se obtienen los mismos localizadores, se asigna el localizador más bajo al sustituyente que va primero en el orden alfabético.

Regla 6.- Si dos a más cadenas tienen igual longitud, se toma como principal la que tiene mayor número de sustituyentes. 

Regla 7.- Existen algunos sustituyentes con nombres comunes aceptados por la IUPAC, aunque se recomienda el uso de la nomenclatura sistemática. 

Los nombres sistemáticos de estos sustituyentes se obtienen numerando la cadena comenzando por el carbono que se une a la principal. El nombre del sustituyente se forma con el nombre de la cadena más larga terminada en –ilo, anteponiendo los nombres de los sustituyentes que tenga dicha cadena secundaria ordenados alfabéticamente. Veamos un ejemplo: 

QUIMICA ORGANICA

La química orgánica es la disciplina científica que estudia la estructura,Serotoninapropiedades, síntesis y reactividad de compuestos químicos formados principalmente por carbono e hidrógeno, los cuales pueden contener otros elementos, generalmente en pequeña cantidad como oxígeno, azufre, nitrógeno, halógenos, fósforo, silicio.
Los hidrocarburos son compuestos que contienen sólo carbono e hidrógeno. Se dividen en dos clases: hidrocarburos alifáticos y aromáticos.

Los hidrocarburos alifáticos (EN FORMA DE CADENAS DE CARBONO) incluyen tres clases de compuestos: alcanos, alquenos y alquinos. Los alcanos son hidrocarburos que sólo contienen enlaces simples carbono-carbono, los alquenos contienen enlaces dobles carbono-carbono, y los alquinos son hidrocarburos que contienen un triple enlace.



El segundo grupo lo forman los hidrocarburos aromáticos. El compuesto más importante en esta familia es el benceno.

CARACTER CORPUSCULAR DE LA MATERIA, SUSTANCIAS Y SOLUCIONES

MATERIA:
-ES TODO AQUELLO QUE TIENE MASA Y VOLUMEN
-LAS DISTINTAS CLASES DE MATERIA CONOCIDAS SE DENOMINAN, GENÉRICAMENTE; MATERIALES
-LA MATERIA ESTA FORMADA POR PARTÍCULAS Y PUEDE HALLARSE EN TRES ESTADOS DE AGREGACIÓN:SOLIDO, LIQUIDO O GASEOSO.EL MODELO DE PARTICULAS ES UN MODELO CIENTÍFICO QUE INTENTA EXPLICAR COMO INTERACTUAN LAS PARTÍCULAS ENTRE SÍ.



CARÁCTER CORPUSCULAR DE LA MATERIA:

-La materia es discontinua: está formada por pequeñas partículas entre las cuales hay grandes espacios. Estas partículas están en continuo movimiento. La velocidad (y, por lo tanto, la energía cinética) de las partículas aumenta al aumentar la temperatura.

MODELO ATÓMICO proponía que:

- Todo está hecho de átomos. Si dividimos una sustancia muchas veces, llegaremos a ellos.

- Las propiedades de la materia varían según como se agrupen los átomos.

- Los átomos no pueden verse porque son muy pequeños.

-Propiedades FÍSICAS de la materia

La materia es todo aquello que tiene masa y volumen.

La masa se define como la cantidad de materia de un cuerpo. Se mide en gramos. El volumen se define como el espacio que ocupa un cuerpo. Se mide en m3 (metros cúbicos).

Los sólidos, los líquidos y los gases son materia.

Todos ellos tienen masa y ocupan un volumen.

-Propiedades específicas de la materia

Son las que permiten diferenciar distintos tipos de materia.  Los distintos tipos de materia se denominan sustancias, o materiales cuando se utilizan para construir objetos.

Estados de agregación y teoría cinética molecular

Según la teoría cinética:

La materia se puede presentar en tres estados posibles: sólido, líquido y gaseoso.

- En un sólido:

Las partículas se encuentran muy próximas y en posiciones fijas. La movilidad es escasa: las partículas sólo pueden vibrar. Como consecuencia de esto, los sólidos: Tienen forma propia.

-En un líquido:

Las partículas se encuentran próximas, pero sus posiciones no son fijas. La movilidad es mayor: las partículas pueden vibrar y desplazarse unas respecto a otras pero sin perder el contacto.

Como consecuencia de esto, los líquidos: Se adaptan a la forma del recipiente que los contiene. No se pueden comprimir, su volumen es constante, aunque al calentarlos se dilatan algo más que los sólidos.

-En un gas:

Las partículas se encuentran muy separadas y sus posiciones no son fijas. La movilidad es muy grande: las partículas pueden vibrar y trasladarse unas respecto a otras. Como consecuencia de esto, los gases: Se adaptan a la forma y al volumen del recipiente que los contiene. Se pueden comprimir, su volumen no es constante. Al calentarlos se dilatan más que los sólidos y los líquidos.

ACTIVIDADES:
1-NOMBRAR 5(CINCO) OBJETOS DE SU ENTORNO QUE ESTÉN HECHOS DE DISTINTOS MATERIALES.DISTINGUIR EL ESTADO DE AGREGACIÓN DEL MATERIAL.
2-MENCIONE POR LO MENOS TRES CARACTERÍSTICAS QUE DISTINGAN A LOS METALES DEL RESTO DE LOS MATERIALES.
3-DESCRIBIR PARA QUE SE UTILIZAN LOS SIGUIENTES MATERIALES:
-METALES
-PLÁSTICOS
-CERÁMICOS
-MADERA

-SUSTANCIAS Y SOLUCIONES: 

ESTEQUIOMETRIA

Reacción química y ecuaciones químicas

Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) desaparece para formar una o más sustancias nuevas.

Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las reacciones químicas.

Por ejemplo el hidrógeno gas (H₂) puede reaccionar con oxígeno gas(O₂) para dar agua (H₂0). La ecuación química para esta reacción se escribe:

El "+" se lee como "reacciona con"

La flecha significa "produce".

Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de partida denominadas reactivos.

A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias producidas denominadas productos.

Los números al lado de las formulas son los coeficientes (el coeficiente 1 se omite).

Estequiometría de la reacción química

Ahora estudiaremos la estequiometría, es decir la medición de los elementos).

Las transformaciones que ocurren en una reacción quimica se rigen por la Ley de la conservación de la masa: Los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción química.

Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos.

Por lo tanto una ecuación química ha de tener el mismo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está balanceada.

2H2	+	O2		2H2O
Reactivos				Productos
4H	y	2O	=	4H + 2O

Pasos que son necesarios para escribir una reacción ajustada:

1) Se determina cuales son los reactivos y los productos.

2) Se escribe una ecuación no ajustada usando las fórmulas de los reactivos y de los productos.

3) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de cada tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros.

Ejemplo 1:

Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso (CH₄) en aire.

Paso 1:

Sabemos que en esta reacción se consume (O₂) y produce agua (H₂O) y dióxido de carbono (CO₂).

Luego:

los reactivos son CH₄ y O₂, y

los productos son H₂O y CO₂

Paso 2:

la ecuación química sin ajustar será:

Paso 3:

Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos:

Entonces,
una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono.

Ejemplo 2:

Ecuación balanceada

Ejemplo 3:

Ajustar primero la molécula mayor

Ahora ajustamos el O.

Multiplicamos por dos:

Ejemplo 4:

Descomposición de la urea:

Para balancear únicamente duplicamos NH₃ y así:

Ejemplo 5:

Necesitamos mas cloro en la derecha:

Se necesita más C en la izquierda, duplicamos CH₃OH.

ya está ajustada.

Tipos de reacciones químicas

TRABAJO PRÁCTICO

2DO AÑO- ESTEQUIOMETRIA

EN UN SISTEMA REACTIVO CERRADO (QUE NO PIERDE, NI GANA MATERIA). LA COMPOSICIÓN ES DETERMINADA POR ESTEQUIOMETRIA.

aA + bB --> cC + dD

58grs.             58grs.

-Completar para cada elemento cuantos átomos hay en reactivos y productos, verificar si están balanceados.

4NH₃ + 5O₂ --> 4NO + 6H₂O

N:

H:

O:

               CaCO₃ + H₂SO₄ --> CaSO₄ + CO₂ + H₂O

Ca:

C:

O:

H:

S:

QUIMICA INORGANICA

AGRUPACIÓN DE LOS ÁTOMOS EN LA MATERIA.
ENLACES QUÍMICOS
Los átomos que constituyen los distintos tipos de materia pueden aparecer aislados o unidos, formando moléculas o cristales (partículas ordenadas geométricamente formando filas y planos que se extienden en las tres direcciones del espacio).La unión entre dos átomos se llama “enlace químico”.
¿POR QUÉ SE ENLAZAN LOS ÁTOMOS?
Porque juntos tienen menos energía que separados; de hecho los átomos tienden a colocarse de forma que tengan la menor energía posible.

Enlace químico: es una fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos, iones o moléculas. Este enlace es siempre de naturaleza electrostática. Los átomos se pueden unir entre sí de tres formas que dan lugar a tres tipos de enlace diferentes: enlace iónico, enlace covalente e enlace metálico.
Regla del octeto.
Los átomos de los gases nobles (He, Ne, Ar... ) no se enlazan con otros átomos: son gases monoatómicos, eses átomos ya son estables e no precisan enlazarse con otros para disminuir su energía. ¿Qué tienen de especial estos átomos? Pues que tienen ocho electrones en la última capa. Los químicos pensaron que los demás átomos deberían tener también tendencia a tener ocho electrones en la última capa (regla del octeto), y eso pueden conseguirlo enlazándose con otros átomos ganando, perdiendo o compartiendo algunos electrones.

Enlace covalente: ocurre cuando dos átomos comparten sus electrones como, por ejemplo, cuando se unen dos moléculas de hidrógeno (H + H = H2). Se da entre los no metales, pues ninguno tiende a perder sus electrones. ¿Qué mantiene la unión? La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de los electrones que se comparten. Pueden formar moléculas, como el agua (gases o líquidos, punto de fusión bajo, no conduce la electricidad) o redes (cristales) como el diamante o el grafito (temperatura de fusión elevada, muy duros).

Enlace iónico o electrovalente: es debido a la fuerza de atracción entre iones con cargas de signo contrario como, por ejemplo, un Cl- y un Na+, se atraen y forman NaCl (sal común). Suele darse entre elementos que están a un extremo y otro de la tabla periódica. O sea, entre no metales y metales. No forman moléculas sino cristales de modo que el número de cargas positivas sea igual al de cargas negativas (neutro). Por lo tanto su fórmula indica la proporción en la que se encuentran los átomos ¿Qué mantiene la unión? La fuerza de atracción entre las cargas positivas y las cargas negativas que se forman; es decir, la fuerza de atracción entre los cationes y los aniones. Tiene puntos de fusión altos, en estado sólido no conducen la electricidad pero sí disueltos; son frágiles

Enlace metálico: en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. ¿Qué mantiene la unión? La fuerza de atracción entre las cargas positivas de los núcleos y las cargas negativas de la nube de electrones. Este tipo de enlace se da entre los metales y sus aleaciones.

TABLA PERIODICA - PROPIEDADES PERIODICAS I

ELEMENTOS Y COMPUESTOS
Sabemos que a partir de los átomos obtenemos elementos y compuestos. Así un elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales y un compuesto es la sustancia que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas. Hasta 1700 solo se conocían 12 elementos, pero a lo largo del s. XIX y XX se fueron descubriendo todos los que hasta ahora conocemos, 118 elementos. Surge por lo tanto el problema de clasificarlos.

1. Primera clasificación de los elementos: Atendiendo a su aspecto y propiedades físicas pueden ser metales y no metales.

Metales Poseen un brillo característico. Son opacos. Buenos conductores del calor y la corriente eléctrica. Maleables y dúctiles, es decir, pueden formar láminas delgadas y alambres Con la excepción del mercurio, son sólidos a temperatura ambiente, y la mayoría tiene elevados puntos de fusión. Tienden a perder electrones. Poseen estructura cristalina. Ejemplos: oro, cobre, aluminio, estaño.

No metales No tienen brillo metálico. Malos conductores del calor y la electricidad. A temperatura ambiente pueden ser sólidos, líquidos o gases. En estado sólido son frágiles. En general, los sólidos tienen puntos de fusión bajos, y los líquidos tienen punto de ebullición también bajos. Tienden a captar electrones. Ejemplos: azufre(s), bromo(l), flúor(g), yodo(s)

Hay un tercer grupo: los gases nobles:
Están en la naturaleza como átomos aislados
Son gases a temperatura ambiente.
Son muy estables, no forman compuestos. No gana ni pierden electrones.
Ejemplos: Helio, Neón (que se usa en los tubos fluorescentes “luces de neón”), Argón, Radón

2. Tabla periódica y símbolos. En la actualidad los elementos están ordenados por sus números
atómicos en filas (periodos) y columnas (grupos), de menor a mayor número atómico, de modo que en
la misma columna están elementos con propiedades químicas semejantes. Cada recuadro corresponde
a un elemento químico. En él consta su símbolo, el nombre del elemento, el número atómico y la masa
atómica en uma (u; 1 u = 1,66.10-24 gramos)
Grupos e períodos notables
_ El grupo 1 (Li, Na, K... ) son los elementos alcalinos (excepto el hidrógeno).
_ El grupo 2 (Be, Mg... ) son los alcalinoterreos.
_ Del grupo 3 hasta el 12 son los metales de transición.
_ El grupo 18 son los gases nobles o gases inertes.
_ El grupo 17 son los halógenos,

EN RELACION A LA CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan elNúmero atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

La regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1). Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.

Ilustración simplificada de un átomo.

En el ejemplo del sodio sería: 1s², como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s², como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p⁶, siguiendo la diagonal tengo 3s².

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s¹.

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s²   2s²   2p⁶  3s¹

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital);
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales);
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7

MANGANESO: 25 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)² (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que iene 47 electrones.Hagamos un ejercicio:

Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.

En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.

En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así::

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹

donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión:

1.- Conocer su número atómico  (sacado de la tabla periódica).

2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–)  número de electrones.

3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).

4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones.

Por ejemplo, el ión Mg⁺² (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es  12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg⁺²) tiene carga +2 (porque  perdió o cedió 2 electrones), hacemos

12 (protones) –    X    =    2

Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg⁺²) es igual a 10,

El ión Mg⁺² tiene 10 electrones.

¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?

Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s,  y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s²).

Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).

En 2s hay sólo 2 electrones: 2s² y en cada 2p hay dos electrones: 1s² 2s² 2p⁶ (este 2p⁶ es los mismo que 2p² + 2p² + 2p²= 2p⁶)

Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z  = 15

15 protones y 15 electrones

1s²   2s²  2p⁶  3s²   3p³

Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica

De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es  1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁵, podemos hacer el siguiente análisis:

Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7.