II Bimestre
Plan Bimestral
I. la materia y la energía
A. cambios que sufre la materia en sus tres estados ordinarios.
a.1. cambios físicos
a.1.. cambios de estado de la materia
a1.1. implicación de los cambios de estado de la materia para el estudio de la misma
a.1.1.1 procesos involucrados
B. cambios que sufre la energía
b.1. implicación de los cambios que sufre la energía
b.2. aplicaciones de los cambios de la energía
II. la materia según su constitución
A. la materia y su organización interna
a.1. constitución interna de la materia
a.1.1. el concepto de átomo de demócrito
a.1.2. modelos que explican la estructura del átomo
a.2. la estructura interna del átomo y de las partículas subatómicas
a.2.1. modelos que explican la estructura del átomo
B. el numero atómico y el numero de masa de un elemento
b.1. cálculos para determinar el numero mosaico de un elemento
C. los isótopos y sus implicaciones y aplicaciones
c.1. isótopos radioactivos
D. distribución electrónica de los elementos
d.1. leyes y principios para la distribución de los elementos
E. los números cuanticos
e.1. numero cuantico principal
e.1.2. numero cuantico secundario
e.1.3.numero cuantico de spin del electrón
e.1.4. numero cuantico magnético
III. la materia según su complejidad
A. estados de la materia extraordinaria
a.1. condensado Bose-Einstein
a.1.1. propiedades y características
a.2. estado superfluido ESO
a.2.1. propiedades y características
a.3 estado fermionico
a.3.1. propiedades y características
B. estados de la materia ordinaria
b.1 estado sólido
b.1.1. propiedades y características
b.2 estado liquido
b.2.1. propiedades y características
b.3 estado gaseoso
b.3.1. propiedades y características
IV. clasificación de la materia
A. los compuestos físicos o mezclas homogéneas y heterogéneas
a.1. las soluciones
a.2. las suspensiones
a.3. los coloide
a.4. las emulsiones
a.5 los soles
a.6. las espumas
a.7. los geles
B. los compuestos químicos
b.1. las sales
b.1.1. tipos, propiedades y características
b.2. los óxidos
b.2.1. tipos, propiedades y características
b.3. los ácidos
b.3.1. tipos propiedades y características
b.4. las bases
b.4.1. tipos propiedades y características
C. los elementos químicos
c.1. abundancia de los elementos
c.2. nomenclatura de los elementos
c.2.1. en estado libre
c.2.2. combinado con otros elementos en la naturaleza
c.2.2.1.agrupación de los elementos (formando aniones y cationes)
c.2.2.1.1. metales, metaloides y no metales
c.2.2.1.2. alcalinos, alcalinotérreos, elementos de transición elementos de transición interna familia del boro, del nitrógeno, del oxigeno halógeno y gases nobles.
c.2.2.1.3. elementos sólidos, líquidos y gaseosos
c.2.2.2. valencia y estado de oxidación de los elementos químicos.
c.2.2.2.1. en estado libre o formando arte de aniones y cation
LA MATERIA Y LA ENERGIA
Con frecuencia durante los procesos químicos como por ejemplo una reacción química, no solamente están implicados las formas de materia que están tomando papel protagónico en la reacción. Para que ocurra cualquiera reacción, de alguna forma la energía juega un papel importante; ya sea que haya que suministrarla para que la reacción se inicie, o que, debido a la cercanía de dos formas de materia, interaccionen entre sí ocasionando que se desprenda energía proveniente de la energía que ambas formas de materia tengan almacenada en su constitución interna. El primer caso es un proceso endotérmico y el segundo, uno exotérmico, pues se libera energía.
En el módulo anterior pudiste comprender que cuando Antonio Lavoisier revolucionó la Ciencia al introducir la balanza como el primer indicio del nacimiento de la Química experimental, lo hizo para demostrar, con la ley que lleva su nombre, que la materia no se crea ni se destruye, sino que se transforma, comprobando así que la cantidad de materia sometida a una reacción química (transformación) permanece constante.
Posteriormente Alberto Einstein en sus estudios sobre la relatividad de la materia demostró que la materia y la energía eran equivalentes concluyendo que la descomposición de una pequeñísima porción de materia se transforma en enorme cantidad de energía, lo cual se puede representar con su famosa e inolvidable ecuación:
E = mc2, donde c es la velocidad de la luz (3 x1010cm/s) , m es la masa y E es la energía expresada en ergios.
La materia tiene pues, tres características fundamentales que son: Ocupa un lugar en el espacio, posee masa y tiene energía. Un objeto posee dos formas generales de energía: Energía cinética, o de movimiento y energía potencial o energía almacenada. En Química es importante la energía potencial, es decir, la que posee la materia en virtud de su posición o composición. Esta es la llamada energía química que está almacenada en las diferentes sustancias, y puede cambiar de una forma a otra como lo demostró Einstein.
LA MATERIA
Una definición filosófica nos diría que Materia es la realidad primaria de la que están hechas las cosas. Realidad espacial y perceptible por los sentidos, que con la energía, constituye el mundo físico.
Podríamos definirla con un sentido generalizado diciendo que Materia, es pues, todo lo que ocupa un lugar en el universo. Por tanto, la materia debe poseer un volumen, si ocupa un espacio.
Alberto Einstein relaciona la materia y la energía, de tal modo que podríamos decir en sus propias palabras que Materia es “Energía superconcentrada” y que Energía es “Materia superdiluida”. Y puede transformarse de energía a materia y viceversa conservando la energía total que es indestructible.
Los químicos han comprendido que al estudiar la materia y las transformaciones que sufre es necesario tener presente la forma en que la energía está implicada. Es por ello que hoy en día se funden estas dos leyes en una sola, la ley de la conservación de la materia y de la energía para explicar la relación íntima de una con otra ( materia y energía).
En química a menudo se usan los términos materia, material y sustancia los cuales a veces se emplean indistintamente pero que en esencia conservan algunas diferencias.
DIFERENCIAS DE LA MATERIA Y LA ENERGIA
Veamos primero el significado general del concepto Energía: Es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor puede manifestarse de diversas formas. Algunas de las formas en que se manifiesta es por: Energía potencial, cinética, calorífica, lumínica, sonora, eléctrica, Química y mecánica, entre otras. La energía puede transformarse de una forma a otra pero ni se crea ni se destruye, igual como sucede con la materia. Esta última aseveración lo podemos ver manifestarse, por ejemplo, cuando se verifica una reacción química, pues hay también cambio de energía así como ocurre cambio en las sustancias (materias) que reaccionan para producir otras sustancias nuevas diferentes a las que le dieron origen.
En una reacción la energía puede liberarse, o necesitarse de manera continua para que la reacción pueda proseguir. La energía puede absorberse o liberarse en una reacción química pero nunca puede ser creada ni destruida: Esta es la ley de la Conservación de la Energía.
En 1905, Alberto Einstein, en su teoría de la Relatividad dedujo una relación entre materia y energía a través de su famosa ecuación: E = mc 2 , donde E es la energía, m, la masa y c la velocidad de la luz. De acuerdo a esta ecuación, una masa definida se transforma siempre en una cantidad definida de energía. En esta transformación es cuando ocurre un “trabajo”. Como resultado de este trabajo se ha podido concluir que suma total de la materia y la energía del universo es constante.
El cambio de energía que se experimenta en las reacciones químicas es relativamente pequeña (con excepción de las reacciones nucleares), por lo tanto, para fines prácticos, debemos asumir que la masa y la energía se conservan durante las reacciones químicas.
Hoy en día se sabe que la materia se presenta en 6 estados físicos: sólido, líquido, gaseoso, plasma, condensado Bosé-Einstein y gas degenerado de Fermi, de los cuales los tres primeros son estados ordinarios de la materia y los tres últimos son estados extraordinarios de la materia.
En el caso de la materia en los estados ordinarios, de acuerdo con la teoría cinética molecular, ésta se encuentra formada por moléculas animadas de movimiento que cambian constantemente de dirección y velocidad. Debido a este movimiento presentan energía cinética que tiende a separarlas, pero también tienen una energía potencial que tiende a juntarlas. La relación entre estas dos energías en estos tres estados, y que hace posible la existencia de estos estados es como sigue:
Sólido: la energía cinética es menor que la potencial.
Líquido: la energía cinética y potencial son aproximadamente iguales.
Gaseoso: la energía cinética es mayor que la potencial.
LAS PROPIEDADES GENERALES DE LA MATERIA QUE PRODUCEN GRAN INTERES DE SER ESTUDIADAS
Hay dos tipos de propiedades que presenta la Materia, Propiedades físicas (que pueden ser generales o extensivas, o características o intensivas) y propiedades químicas.
Propiedades físicas generales o extensivas: Son las que presentan los cuerpos sin distinción, por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tales el caso de la masa, peso, volumen, longitud, energía potencial, calor, la inercia, impenetrabilidad, porosidad, divisibilidad, elasticidad, maleabilidad, tenacidad y dureza entre otras. Las propiedades organolépticas ( color, sabor, olor) pertenecen a este grupo de propiedades ya que no permiten diferenciar una sustancia de otra.
Las Propiedades físicas características o intensivas: No dependen de la Cantidad de Materia y pueden servir para identificar y caracterizar una sustancia pura. Pueden ser también, una relación de propiedades, por ejemplo: Temperatura, Punto de fusión, Punto de ebullición, Índice de Refracción, Calor Específico, Densidad, Concentración, entre otras. Reciben el nombre de propiedades intensivas porque su valor es independiente de la cantidad de materia.
Propiedades químicas: Tienen relación con el comportamiento de las
sustancias al combinarse con otras, y a los cambios con su estructura íntima como consecuencia de los efectos de diferentes clases de energías.
Características de los diferentes estados de la materia
Cuando la materia está muy caliente, tiene tanta energía cinética que los átomos no pueden existir como tales y los componentes atómicos se disocien generando un gas altamente ionizado y caliente llamado plasma. Dicho estado lo podemos encontrar en el sol. Un caso contrario también se produce cuando, a temperaturas extremadamente bajas se dan otros estados de la materia con propiedades exóticas como la superfluidez y el Condensado Bosé-Einstein. Estos dos casos se consideran extraordinarios debido a las condiciones extremas de temperatura a que se somete la materia.
Características, propiedades y clasificación de los sólidos
Un sólido es aquel en el que predominan las fuerzas de atracción entre las partículas, por consiguiente estas permanecen en posiciones definidas y apenas vibran alrededor de dicha posición; esta condición hace que los cuerpos sólidos sean rígidos, con forma y volumen propios, significa que si se deposita un sólido dentro de cualquier recipiente, seguirá conservando su forma y volumen. Los sólidos no fluyen como lo hacen los líquidos debido a que las moléculas ocupan posiciones fijas y por esta razón no se difunden como los líquidos y los gases.
No todos los cuerpos que aparentan ser sólidos se pueden considerar como tales; en el sólido las partículas se encuentran organizadas; según pautas naturales que se repiten en el espacio formando los cristales.
Los cristales son elementos homogéneos limitados por caras y aristas, con formas constantes; su estructura es tal que cuando se rompe lo hace en direcciones definidas. Los cuerpos que tienen estas características se denominan anisótropos.
Por otra parte existen cuerpos sin ninguna organización interna que al parecer durante su formación por enfriamiento se sobre enfrían; estos cuerpos son los vidrios, entre los que se destacan: celuloide, vidrio y baquelita, que se pueden considerar como verdaderos líquidos. Los cuerpos que poseen estas características se denominan isótropos, que son cuerpos que presentan las mismas características en todas direcciones.
Estructura de los cristales:
Cuerpo cristalino es todo aquel que posee estructura interna ordenada. Cristal es un cuerpo cristalino homogéneo, limitado por superficies planas y lisas llamadas caras, que son la expresión externa de una estructura interna ordenada.
o Características Generales de los sólidos
Forma de Expansión:
o La expansión de los sólidos tiende a ser muy limitada porque en el predominan las fuerzas de atracción entre las partículas, por consiguiente estas permanecen en posiciones definidas y apenas vibran alrededor de dicha posición.
- Variabilidad de su Volumen:
Los sólidos conservan su volumen de forma constante, ya que sus partículas se encuentran muy cerca unas de las otras por su fuerza de atracción; por lo que apenas vibran dichas partículas en su posición.
- Densidad:
Debido a que las moléculas de los sólidos ocupan posiciones fijas y por esta razón su densidad es relativamente alta en comparación con la densidad de los líquidos y los gases.
- Miscibilidad:
Como las fuerzas de atracción hacen que las partículas de los sólidos permanezcan lo mas juntas posible su miscibilidad o difusión suele ser muy baja y más lenta que con los líquidos y los sólidos.
- Forma:
Las partículas de los sólidos se encuentran muy unidas y apenas vibran alrededor de sus posiciones; esta condición hace que los cuerpos sólidos sean rígidos, con forma definida, esto significa que si se deposita un sólido dentro de cualquier recipiente, seguirá conservando su forma y volumen.
- Dureza:
Es la capacidad de una sustancia sólida para resistir deformación o abrasión de su superficie. La dureza relativa de los minerales se determina gracias a la escala de dureza de Mohs, nombre del mineralogista alemán Friedrich Mohs que la ideó.
Rigidez:
Como antes ya se ha mencionado, si se deposita un sólido dentro de cualquier recipiente, seguirá conservando su forma. Debido a que sus partículas se encuentran bajo las fuerzas de atracción, esto quiere decir que aun cuando se muevan de lugar, los sólidos conservarán su rigidez.
o Propiedades de los Sólidos
A. Propiedades Escalares:
Son aquellos que se indican por un número seguido de la unidad de medida, por ejemplo la densidad, el peso específico y el calor específico.
En relación a su densidad: la densidad de los sólidos es relativamente mayor que en comparación con la densidad de los líquidos y los gases. En ocasiones se habla de densidad relativa que es la relación entre la densidad de un cuerpo y la densidad del agua a 4 °C, que se toma como unidad. Como un centímetro cúbico de agua a 4 °C tiene una masa de 1 g, la densidad relativa de la sustancia equivale numéricamente a su densidad expresada en gramos por centímetro cúbico.
En relación a su peso específico: el peso específico de una sustancia cristalina, es la relación entre el peso de un volumen de la sustancia y el peso del mismo volumen de agua destilada a 4° C. En esta operación se emplea generalmente el picnómetro y la balanza hidrostática.
En relación a su calor específico: cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de una unidad de masa de una sustancia en un grado. En el Sistema Internacional de unidades, el calor específico se expresa en julios por kilogramo y kelvin; en ocasiones también se expresa en calorías por gramo y grado centígrado. El calor específico del agua es una caloría por gramo y grado centígrado, es decir, hay que suministrar una caloría a un gramo de agua para elevar su temperatura en un grado centígrado.
De acuerdo con la ley formulada por los químicos franceses Pierre Louis Dulong y Alexis Thérèse Petit, para la mayoría de los elementos sólidos, el producto de su calor específico por su masa atómica es una cantidad aproximadamente constante. Si se expande un gas mientras se le suministra calor, hacen falta más calorías para aumentar su temperatura en un grado, porque parte de la energía suministrada se consume en el trabajo de expansión. Por eso, el calor específico a presión constante es mayor que el calor específico a volumen constante.
Los sólidos poseen propiedades Vectoriales las cuales son aquellas que además de un número tienen sentido y dirección u origen.
Mecánicas:
- Elasticidad: la elasticidad es la propiedad que tienen las sustancias cristalinas para recuperar su forma después que se les ha deformado.
- Tenacidad: las sustancias cristalinas se dejan romper o cortar con mayor o menor facilidad. Se afirma que un cuerpo es resquebradizo cuando se pulveriza fácilmente; maleable, cuando al martillarlo se transforman en hojas delgadas; sectil, cuando puede cortarse en virutas delgadas, y dúctil, cuando puede estirarse en alambres.
- Exfoliación o clivaje: cuando un cristal se rompe, lo hace generalmente en direcciones determinadas; la rotura se verifica paralelamente a una cara existente o posible y el cuerpo se divide en hojas delgadas como la mica y el yeso, o en pequeños cristalitos de formas diferentes como la sal gema y la calcita.
- Fractura: cuando se rompe un cuerpo que no posee superficies de clivaje, resultan superficies llamadas de fractura, las cuales reciben distintos nombres como: concoidal, fibrosa, áspera y dispareja.
- Dureza: es la resistencia que oponen las superficiales de las sustancias cristalinas a dejarse rayar. El grado de dureza se determina observando la facilidad con que un cuerpo es rayado por otro. Para determinar esta propiedad se ha conformado una escala de diez minerales con la cual se puede determinar la dureza relativa de los cristales, por comparación; esta es la escala de Mohs: Talco
La conducción del calor a través de los cristales depende de sus simetría cristalina. En los cristales del sistema regular y en los cuerpos, la dilatación térmica es igual en todas las direcciones; en los demás sistemas ocurre lo contrario.
- Ópticas:
Entre las propiedades físicas, las ópticas son las más importantes, ya que evidencian más claramente la estructura interna de los cristales.
- Color: en algunas sustancias como la calcopirita y la galena, el colores una propiedad importante en su identificación, en otras varía por reemplazamiento de unos cationes por otros o a causa de impureza en el cristal.
- Brillo: es la apariencia general que presenta la superficie de una sustancia cristalina con luz reflejada. El brillo se expresa por comparación con el de otros cuerpos muy conocidos, así se dice: brillo vítreo (cuarzo); resinoso (esfalerita); diamantismo, sedoso y nacarado.
- Refracción: cuando la luz incide sobre la superficie de un cristal trasparente, parte de la luz se refleja en las redes cristalinas (difracción), y parte atraviesa el cristal modificándose su velocidad y dirección (refracción).
- Doble refracción: es cuando el rayo incidente se divide en dos dentro del cristal. La luz que surge de estos cristales vibra en un solo plano y se conoce como luz polarizada.
- Policroísmo o Pleocroísmo: existen algunos cristales que presentan diversos colores cuando se les mira en diferentes direcciones, debido a una absorción selectiva de luz en distintas direcciones cristalográficas.
- Luminiscencia: es la emisión de luz por una sustancia cristalina, sin que sea el resultado directo de la incandescencia y por tanto sin elevación de temperatura.
- Fluorescencia y fosforescencia: algunas sustancias expuestas a radiaciones de longitud de onda de la región ultravioleta, rayos X o rayos catódicos, s ponen luminosas debido a excitaciones electrónicas; tan pronto cesa la exposición, termina la fluorescencia.
- Eléctricas y magnéticas:
- Piezoelectricidad: es cuando algunos cristales se comprimen o dilatan mecánicamente generando electricidad.
- Piroelectricidad: es parecido a cuando los cristales se comprimen o dilatan mecánicamente generando electricidad, pero solo hay carga eléctrica cuando se establece diferencia de temperatura en el cristal.
- algunas sustancias cristalinas son atraídas por un imán, debido a la presencia de dominios magnéticos.
Clasificación de los Sólidos
– Forma de la Celda Unitaria:
– sólidos cúbicos centrados en el cuerpo: la celda cúbica tiene dos átomos por celda: 1/8 en cada vértice y un átomo en el centro; no es compacta.
– sólidos cúbicos centrados en las caras: la celda cúbica centrada en las caras, tiene cuatro átomos por celda: 1/8 en cada vértice y ½ en cada una de las caras; es compacta.
– sólidos cúbicos regulares: la celda cúbica regular no es compacta y contiene un átomo, 1/8 en cada vértice, o sea que un átomo pertenece a 8 celdas unitarias.
– sólidos tetragonales: Sus ejes son perpendiculares y dos de ellos tienen la misma longitud. Ejemplo de sólido tetragonales es La idocrasa siberiana.
– sólidos ortorrómbicos: Tiene tres ejes perpendiculares dos a dos con longitudes distintas. Muestra exfoliación perfecta, esto es, se divide con facilidad a lo largo de planos secantes específicos. Ejemplo de sólidos ortorrómbicos: La baritina, de la que procede el bario.
– Sólidos monoclínicos: Estos minerales tienen tres ejes desiguales, dos de los cuales son perpendiculares al tercero, pero no entre sí. Ejemplos de sólido monoclínicos: El yeso.
– Sólidos triclínicos: Los cristales triclínicos muestran la menor simetría entre todos los sistemas cristalinos. Sus ejes son desiguales y nunca forman ángulos rectos. Ejemplos triclínicos: axinita brasileña.
– Sólidos romboédricos: un sólido romboédrico es aquel que tiene forma de rombo.
– Sólidos hexagonales: Un cristal hexagonal, tiene cuatro ejes de simetría. Tres de ellos tienen la misma longitud y están dispuestos de forma simétrica en un plano. El cuarto eje es perpendicular a los demás. Ejemplos de sólidos hexagonales: el berilo.
– Forma Estructural:
– - Sólidos de empaquetamiento compacto: los átomos de los sólidos se encuentran empaquetados tan cerca unos de otros, como sea posible.
– - Sólidos de regularidad estructural amorfa: conocidos como sobre enfriados tienen sus partículas acomodadas de manera irregular y sin un orden definido, por lo cual carecen de una forma específica.
– - Sólidos de regularidad estructural cristalina: conocidos como sólidos verdaderos, tienen sus partículas acomodadas de acuerdo a un patrón o forma geométrica característica llamada red cristalina la cual es específica para cada sólido.
– - Sólidos iónicos: En este tipo de cristal, los nudos del retículo están ocupados por iones de carga positiva y negativa y el tipo de atracción es electrostático. Cada ion está rodeado por un número determinado de iones de carga contraria. Ejemplo: en el NaCl, cada ion Na+ está ligado a seis iones Cl- y a su vez cada ion Cl- está ligado a seis iones Na+, de esta manera se forma un agregado gigante donde no existen moléculas discretas.
– - Sólidos metálicos: en los cristales metálicos, los nudos del retículo están ocupado por iones positivos, por entre los cuales viajan los electrones de valencia, que actúan como cemento, manteniendo unidos los cationes. De esta condición dependen muchas de las propiedades de los metales, entre otras conductividad, punto de fusión y ebullición.
– - Sólidos macromoleculares o de red covalente: aquí los nudos están ocupados por átomos enlazados covalente y formando grandes agregados atómico, o sea que no existen, moléculas discretas. Ejemplo es el diamante. El enlace covalente en estos cristales, hace que tenga alto punto de fusión y dureza.
– - Sólidos moleculares: las moléculas neutras, son las partículas que ocupan los nudos del retículo; dichas moléculas se atraen por fuerzas más o menos débiles de tipo Vander Waals, por esta razón tienen bajo punto de fusión y no conducen bien la corriente eléctrica.
– - Maclas o cristales gemelos: es el agregado resultante de cuando dos o más cristales intercrecen de acuerdo con alguna ley definida. Las maclas se dividen en maclas de repetición y maclas de contacto. Las primeras tienen un plano de composición indefinido y se forman de cristales penetran uno en otro. Las de contacto tienen un plano de composición definido, separando los cristales.
Características, propiedades y clasificación de los Líquidos.
Los líquidos son sustancias en un estado de la materia intermedio entre los estados sólido y gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los sólidos, pero están menos separadas que las de los gases. En los líquidos las moléculas tienen movilidad pero aún existen fuerzas de atracción considerables, las cuales no permiten la existencia de espacios grandes entre partículas.
Debido a esta situación estructural de los líquidos éstos son incompresibles, tienen volumen constante no tienen forma definida, fluyen fácilmente, se difunden y se evaporan.
Los estudios de líquidos con rayos X han demostrado la existencia de un cierto grado de regularidad molecular que abarca unos pocos diámetros moleculares. En algunos líquidos, las moléculas tienen una orientación preferente, lo que hace que el líquido presente propiedades anisotrópicas (propiedades, como el índice de refracción, que varían según la dirección dentro del material). En condiciones apropiadas de temperatura y presión, la mayoría de las sustancias puede existir en estado líquido. A presión atmosférica, sin embargo, algunos sólidos se subliman al calentarse; es decir, pasan directamente del estado sólido al estado gaseoso. La densidad de los líquidos suele ser algo menor que la densidad de la misma sustancia en estado sólido. Algunas sustancias, como el agua, son más densas en estado líquido.
o Características Generales
- Forma de Expansión:
Las moléculas de los líquidos tienen movilidad pero aún existen fuerzas de atracción considerables, las cuales no permiten la existencia de espacios grandes entre partículas. Esto les impide expandirse o moverse con más libertad.
- Variabilidad en su Forma:
La movilidad de las moléculas en el líquido permite que resbalen unas sobre otras, tomándola forma del recipiente que las contiene, por esta razón se dice que los líquidos no poseen forma definida.
- Variabilidad en su Volumen :
En cualquier recipiente que se coloque un volumen determinado de un líquido, dicho volumen siempre será el mismo; esto se debe a la interdependencia que existe entre las moléculas; por lo que los líquidos tienen un volumen constante.
- Densidad:
Como consecuencia de la mayor cantidad de partículas de un líquido ocupando espacio, se dice que su densidad es alta.
- Respuesta a la Compresibilidad:
Los líquidos se consideran incompresibles; el espacio que hay entre las moléculas impide una disminución de volumen, aun si se someten a altas presiones.
- Respuesta a la Miscibilidad:
A diferencia de los sólidos, los líquidos se difunden en otros líquidos y en sólidos. Esto se explica por el movimiento de las moléculas que van recorriendo y chocando continuamente.
- Comportamiento de Suspensión Superficial:
Las moléculas superficiales están sometidas a una fuerza neta que las atrae hacia el interior y como resultado, la superficie se haya bajo tensión. La misma hace que el líquido adopte una forma esférica cayendo en forma de gotas por las leyes de la gravedad.
- Comportamiento Respecto a la Capilaridad:
Es cuando un líquido asciende de manera espontánea por un tubo estrecho, la razón por la cual sucede esto, es por las fuerzas de cohesión del líquido y las fuerzas de adhesión entre el líquido y la pared del recipiente.
- Respuesta hacia la Aplicación del Calor:
En un líquido las moléculas tienen una energía cinética promedia; en los continuos choques de unas moléculas con otras hay intercambio de energía y algunas adquieren mayor energía; así mismo, si esas moléculas de mayor energía llegan a la superficie del líquido se produce un desequilibrio en las fuerzas de atracción; por esta razón algunas abandonan constantemente su medio y pasan a ala fase de vapor, como consecuencia el nivel del líquido desciende a temperatura ambiente.
- Comportamiento frente a la Presión de Vapor:
Las moléculas del vapor en su movimiento chocan contra las paredes del recipiente y contra la superficie del líquido; se dice entonces que están ejerciendo presión. Este es lo que se conoce como presión de vapor del líquido para la temperatura actual.
- Comportamiento frente a la presión Osmótica:
La presión osmótica resulta afectada por la disminución de la presión de vapor y por la presencia de un soluto no volátil en solución.
- Comportamiento frente al punto de Ebullición:
La presión de vapor de un líquido aumenta a medida que aumenta la temperatura; cuando la presión de vapor se hace igual a la presión atmosférica predominante, la evaporación se intensifica y el líquido burbujea; se dice entonces que ha llegado a la ebullición.
Propiedades de los líquidos
– Rapidez de las reacciones:
Las moléculas de los líquidos tienen movilidad pero aún existen fuerzas de atracción considerables, las cuales no permiten la existencia de espacios grandes entre partículas. Esto no permite que las reacciones de los líquidos sean rápidas.
– Medios disolventes:
Es cuando una sustancia líquida disuelve o disocia a otra sustancia en una forma más elemental, y que normalmente está presente en mayor cantidad que esa otra sustancia. El agua, por ejemplo, es un disolvente de la sal común.
Sin embargo, el soluto no es sólo un componente pasivo o inerte de la disolución. Tanto el disolvente como el soluto se pueden considerar activos. Un disolvente puede poseer una composición compleja, por ejemplo, el alcohol utilizado para fabricar las llamadas tinturas contiene siempre un 5% o más de agua.
Seleccionando el disolvente adecuado, se puede separar un ingrediente o grupo de ingredientes de un sustancia compleja. Este proceso se llama extracción con disolventes.
– Fluidez de los líquidos:
Sustancia que cede inmediatamente a cualquier fuerza tendente a alterar su forma, con lo que fluye y se adapta a la forma del recipiente. Las partículas que componen un líquido no están rígidamente adheridas entre sí, pero están más unidas que las de un gas. El volumen de un líquido contenido en un recipiente hermético permanece constante, y el líquido tiene una superficie límite definida.
Clasificación de los Líquidos
– Respecto a su Volatilidad:
La volatilidad de los líquidos se aprecia calentándolos, cuando surge el vapor comienza su volatilidad. Por medio de la destilación fraccionada observamos la volatilidad de los líquidos. Ejemplos de líquidos volátiles: el alcohol etílico o etanol, alcanfor y agua. El alcanfor se destila cociendo al vapor la raíz, el tallo o la corteza del árbol. Normalmente el etanol se concentra por destilación de disoluciones diluidas.
– Respecto como Solvente:
Es cuando una sustancia líquida disuelve o disocia a otra sustancia en una forma más elemental, y que normalmente está presente en mayor cantidad que esa otra sustancia. Por ejemplo cuando agregamos azúcar al agua y agitamos la mezcla, los cristales de azúcar se disuelven en el agua y se forma una mezcla homogénea llamada solución. El azúcar que se disuelve recibe el nombre de soluto, y el medio donde se disuelve el azúcar, que es el agua, se llama solvente. Las dos partes, soluto y solvente se llaman componentes de la solución.
Sin embargo, el soluto no es sólo un componente pasivo o inerte de la disolución. Tanto el solvente como el soluto se pueden considerar activos.
– Respecto as u Viscosidad:
En contraposición a la fluidez está la viscosidad o sea la resistencia de un fluido, a que sus moléculas se desplacen.
La Viscosidad es la propiedad de un fluido que tiende a oponerse a su flujo cuando se le aplica una fuerza. Los fluidos de alta viscosidad presentan una cierta resistencia a fluir; los fluidos de baja viscosidad fluyen con facilidad.
Características, propiedades y clasificación de los gases
Los gases son sustancias que se caracterizan porque sus moléculas se mantienen en desorden, dotados de alta energía cinética y separadas por grandes distancias, la atracción intermolecular es casi nula; todo esto se debe a la naturaleza poco polar de tales moléculas.
Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.
Sise disminuye la temperatura, las moléculas de las sustancias anteriormente nombradas pierden energía cinética, sus distancias disminuyen, aumentan las fuerzas de atracción y las sustancias se transforman en líquidos.
Por otra parte, las sustancias, que normal o transitoriamente son líquidos, cuando se calientan, se transforman en gaseosas porque sus moléculas adquieren las características del estado gaseoso.La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene.
Características de los gases
– Forma de expansión:
Las partículas de los gases se encuentran muy separadas unas de las otras, las mismas se mueven libremente de manera rápida y al azar en todas las direcciones. Por esta razón los gases constan de una expansión ilimitada, tanto en lugares abiertos como en los cerrados.
– Comportamiento ante la compresibilidad:
Como las partículas de los gases se encuentran en constante movimiento, las fuerzas de cohesión entre sus partículas son nulas; las partículas de los gases están muy separadas unas de otras, por lo que si se ejerce fuerza sobre las partículas, los espacios entre ellas pueden reducirse dependiendo de la cantidad de fuerza que se le aplique.
– Variabilidad de su forma y volumen:
Los gases se caracterizan por no poseer volumen ni forma determinada, o sea que a diferencia de los sólidos y los líquidos, ocupan todo el volumen del recipiente que los contiene.
Las unidades que más se usan en la medición de volúmenes son: el Litro (l) y el mililitro (ml) o centímetro cúbico (cm3).
– Densidad:
Debido al tamaño de las partículas de una gas, su masa es considerablemente pequeña en comparación con el volumen que cubre. Esta es la causa de que tenga una baja densidad y que no tenga una atracción considerable por parte de la fuerza de gravedad.
– Grado de miscibilidad:
Debido a que las partículas de los gases se encuentran muy separadas unas de otras, según la difusión, los gases se pueden mezclar fácilmente.
Y según la efusión, los gases que se encuentran encerrados en un recipiente se escaparan por cualquier orifico que encuentren en dicho recipiente.
Propiedades de los Gases
– Color y olor de los gases:
Por lo general los gases son transparentes pero existen excepciones como el flúor y el cloro de color amarillo pálido, el bromo y el dióxido de nitrógeno de color pardo rojizo; y el yodo violeta (halógenos).
Su olor depende de los componentes del gas por ejemplo el cloro tiene un olor irritante, y muy concentrado es peligroso; fue la primera sustancia utilizada como gas venenoso en la I Guerra Mundial. El flúor posee un olor penetrante y desagradable. El Bromo libera un venenoso y sofocante vapor rojizo compuesto por moléculas diatómicas. El Yodo se sublima al calentarse, desprendiendo un vapor violeta con un olor hediondo como el del cloro.
– Movilidad:
Las partículas de los gases se encuentran muy separadas unas de las otras, las mismas se mueven libremente de manera rápida y al azar en todas las direcciones. Las partículas se encuentran en constante movimiento y como se encuentran tan distantes unas de otras, esto les permite tener gran movilidad.
– Variabilidad en su densidad:
La densidad delos gases varia dependiendo de la temperatura o la presión. Si la temperatura aumenta el volumen del gas aumenta y si se reduce la presión, el volumen disminuye.
– Comportamiento frente a cambios de presión y temperatura:
La temperatura de los gases hace referencia a la escala kelvin o temperatura absoluta. Recordemos que para convertir, por ejemplo, ªC a K, se le suma 273 a la temperatura expresada en ªC. (K= ªC + 273). Para convertir ªF a K primero hay que transformar esta medida a ªC y luego a K ( ªC = 5/9ªF + 32). El comportamiento de los gases frente a cambios de temperatura fueron estudiados por varios científicos como Robert Boyle, Gay Lussac, Proust, entre otros estableciéndose que a mayor temperatura las moléculas de los gas se mueven mucho más rápido por lo que la energía cinética del gas es mayor. La presión es la fuerza que se ejerce por unidad de superficie y se expresa en atmósferas (atm), en milímetros de mercurio (mmHg) o en torricelli (torr). Estas unidades de medidas están relacionadas unas con otras de la siguiente forma: 1atm = 760mmHg =760torr. El comportamiento de los gases frente a cambios de presión fueron estudiados por varios científicos como Robert Boyle, Gay Lussac, Proust, entre otros, estableciéndose que a mayor presión las moléculas de los gases se mueven mucho más lento por lo que la energía cinética del gas es menor y puede de esta forma licuarse el gas. Un ejemplo de esto son los tanques de gas en nuestras cocinas. El gas está confinado a presión dentro del tanque, y si agitamos el tanque sentimos como si estuviera líquido el contenido del tanque. Pero si abrimos la llave de gas, este saldrá por (efusión) en forma gaseosa.
CLASIFICACION DE LA MATERIA SEGÚN SU COMPLEJIDAD
Los sólidos, líquidos y gases son los estados más comunes de la materia que existen en nuestro planeta. Pero no podemos ignorar la presencia también de la materia extraordinaria, la cual requiere de cambios muy drásticos en la temperatura para ponerse de manifiesto.
Como hemos visto, el aumento de energía lleva a mayor movimiento molecular. A la inversa, la energía que disminuye lleva a menor movimiento molecular. Como resultado, una predicción de la Teoría Cinética Molecular es que si se disminuye la energía (medida como temperatura) de una sustancia, llegaremos a un punto en que todo el movimiento molecular se detiene. La temperatura en la cual el movimiento molecular se detiene se llama cero absoluto y se calcula que es de -273.15 grados Celsius. Aunque los científicos han enfríado sustancias hasta llegar cerca del cero absoluto, nunca han podido llegar a esta temperatura. La dificultad en observar una sustancia a una temperatura de cero absoluto es que para poder “ver” la sustancia se necesita luz y la luz transfiere energía a la sustancia, lo cual eleva la temperatura. A pesar de estos desafíos, los científicos han observado, recientemente, un quinto estado de la materia que sólo existe a temperaturas muy cercanas al cero absoluto.
Los Condensados Bose-Einstein representan un quinto estado de la materia visto por primera vez en 1955. El estado lleva el nombre de Satyendra Nath Bose y Albert Einstein, quien predijo su existencia hacia 1920. Los condensados B-E son superfluidos gaseosos enfriadmuy cercanas al cero absoluto. En este extraño estado, todos los átomos de los condensados alcanzan el mismo estado mecánico-quantum y pueden fluir sin tener ninguna fricción entre sí. Aún más extraño es que los condensados B-E pueden “atrapar” luz, para después soltarla cuando el estado se rompe.
También han sido descritos o vistos varios otros estados de la materia menos comunes. Algunos de estos estados incluyen cristales líquidos, condensados fermiónicos, superfluídos, supersólidos y el correctamente denominado "extraña materia".
CLASIFICACION DE LA MATERIA SEGÚN SU CONSTITUCIÓN
LAS MESZCLAS
Las mezclas son las formas en que se presenta la materia, más común en nuestro mundo, tanto mezclas naturales como producidas por el hombre. El término mezcla puede entenderse desde dos puntos de vista: como una operación contraria a las combinaciones que consiste en una reunión de una o varias sustancias simples o compuestas en proporciones múltiples o variables y en las cuales todas sus propiedades permanecen constantes. Con esta operación no se efectúa ninguna reacción ni hay necesidad de energía ni se libera energía cuando se realiza. Las mezclas de sustancias sólidas por lo general son heterogéneas (salvo las aleaciones) y sus componentes son claramente visibles a simple vista o con ayuda de microscopios. Las mezclas de sólidos y líquidos pueden ser heterogéneas u homogéneas dependiendo de la solubilidad del sólido en el líquido; en el caso de las que son heterogéneas se encuentran los coloides (suspensiones y emulsiones) y en el caso de las que son homogéneas se encuentran las soluciones (como azúcar o sal en agua). Existen también mezclas de líquidos y líquidos que pueden ser también homogéneas o heterogéneas. En el caso de las homogéneas, forman soluciones como por ejemplo el alcohol comercial ( que es mezcla de etanol y agua), y el vinagre (que es mezcla de ácido acético y agua). La mezcla heterogénea dedos líquidos por lo general suele concebirse como inmiscibles (que no pueden mezclarse o disolverse) como sucede con la gasolina o el aceite y el agua. Los gases suelen mezclarse de manera homogénea, como el aire, que es una mezcla de oxígeno, nitrógeno, vapor de agua, y otros compuestos minoritarios.
MEZCLAS HOMOGÉNEAS
¿Qué sucede cuando agregas una cucharada de azúcar a una taza con té de manzanilla? ¿Desaparece el azúcar? ¿Cuántas fases se aprecian?
Sabemos que el azúcar no puede desaparecer, se dice que se disolvió en el agua. Al disolverse a simple vista observamos una sola fase (líquida) pero sabemos que están presentes varias sustancias que se encuentran mezcladas.
En este caso lo que se formó es una mezcla homogénea.
Las mezclas homogéneas se caracterizan porque físicamente no se aprecia que estén formadas por diferentes constituyentes. En las mezclas homogéneas se observa una sola fase y presenta la misma composición en cualquiera de sus partes. Se pueden separar los componentes de una mezcla homogénea
pero los métodos que se emplean son más sofisticados, como la destilación o la cristalización.
Las mezclas homogéneas o uniformes son un tipo particular de materia en la cual, la composición de la mezcla y sus propiedades, son idénticas en toda su extensión. Estas mezclas se conocen más genéricamente como Soluciones. Las mezclas homogéneas se separan por cristalización, extracción, destilación y cromatografía.
Un ejemplo muy común de mezclas homogéneas son las soluciones. En todas partes encontramos soluciones. En aire en la cual estamos inmersos es una solución gaseosa. El mar y los ríos también son soluciones.
Una solución esta constituida por un “Solvente”, que es el componente que se halla en mayor cantidad o proporción y uno o más “Solutos”, que son las substancias que se hallan dispersas homogéneamente en el solvente. Para los propósitos de este curso, el solvente de las soluciones será siempre un líquido y generalmente agua.
El agua que llega a nuestras casas, constituye una ejemplo familiar de soluciones, en la cual, el agua químicamente pura actúa como solvente y las sales disueltas como solutos. Aunque muchas de las soluciones son líquidas, también es posible tener soluciones sólidas; el bronce, (Cu 60-90% y Zn 10-30%) y las amalgamas dentales, (Hg y Ag), constituyen ejemplos de soluciones sólidas, llamadas más comúnmente, aleaciones. Finalmente, el aire constituye un ejemplo de soluciones gaseosas, (N2 79% y O2 21%).
Existe un grupo numeroso de mezclas que tienen mucha relación con nuestro entorno, a las cuales se les llama disoluciones.
Una disolución es una mezcla homogénea en la que se combinaron cuando menos dos componentes; uno llamado disolvente, que se encuentra en mayor proporción y otro que se encuentra en menor proporción y se le conoce como soluto.
¿Has preparado agua de sabor con sobrecitos de los que venden en las tiendas, como los refrescos de Tang, o Culey?
Son varios solutos los que vienen en el polvo, por ejemplo, el colorante, el saborizante, el azúcar, el acidulante, etc. Cada uno de los solutos se distribuyen uniformemente en el agua y no se separan. El disolvente es el agua. En este caso la disolución es sólido en líquido, sin embargo también existen líquido en líquido como el alcohol en agua; gas en líquido como en los refrescos; gas en gas como el aire; gas en sólido como el aire en el hielo.
MEZCLAS HETEROGENEAS
¿Has preparado o has visto como hacen un cóctel de frutas? ¿Se antoja verdad? Esta preparación de materiales alimenticios, se dice que es una mezcla si te das cuenta en dicho ejemplo es posible observar cada componente y si se desea separarlos de esa mezcla se hace por medio de un proceso físico (manualmente).
Al comprar los montones de cada ingrediente te podrás dar cuenta que son diferentes unos de otros, por ello se dice que se trata de una mezcla heterogénea (hetero = diferente).
Las mezclas heterogéneas se caracterizan porque se aprecia físicamente de qué están formados sus constituyentes y cada uno conserva sus propiedades, también se dice que en una mezcla heterogénea se aprecian diferentes fases. Por ejemplo, si agregamos arena a un recipiente con agua, aunque son humedecidos por el agua, los granos de arena permanecen enteros; por lo tanto se tiene una fase sólida y una líquida. En una mezcla heterogénea es posible separar en forma sencilla cada una de las fases.
Las mezclas heterogéneas o no uniformes, son un tipo de materia en las cuales el aspecto, la composición y las propiedades cambian a través de la muestra. Las mezclas heterogéneas son mucho más abundantes que las homogéneas; constituyen más del 70 % de los productos que nos rodean. Las rocas, suelos, ladrillos, maderas, cosméticos y alimentos en general, pertenecen a esta categoría de materia. Existen varios métodos para separar las substancias presentes en una mezcla heterogénea. La filtración, la destilación, por separación magnética y la sublimación constituyen algunos de ellos.
¿Podrías mencionar ejemplos de mezclas heterogéneas que observas en la vida diaria? Ejemplos comunes de mezclas heterogéneas son las emulsiones y las suspensiones como :
· Agua con hielo.
· El alimento para aves (contiene diversas semillas).
· Los chiles en vinagre.
· La basura
Suspensiones, Coloides y Emulsiones
No siempre que una sustancia está en contacto con otra tiene la facilidad de que una se disuelva en la otra, puesto que hay diversos factores que influyen en la disolución de un material. Así, pueden ser materiales con propiedades químicas que los repelen (por ejemplo, agua y aceite) o el tamaño de las partículas no permite su disolución, debido a lo anterior te puedes encontrar con otras mezclas que reciben el nombre de suspensiones.
Las suspensiones están formadas por una sustancia que se encuentra en mayor proporción llamadas fases dispersantes y otras que están en menor proporción que se llaman fases dispersas.
Podrás encontrar suspensiones donde las partículas permanecen suspendidas y el líquido se observa opaco o no permite la visión a través del frasco transparente, por ejemplo, en el agua de horchata o los medicamentos infantiles (jarabes, etc.) en forma de suspensión.
Hay otras suspensiones en las que las partículas son tan grandes que no pueden permanecer flotando y se depositan en el fondo.
Cuando las sustancias que se ponen en contacto no son miscibles (como el agua y el aceite) es difícil combinarlos y mantenerlos sin que se separen, te habrás dado cuenta que al agitar una mezcla de agua con aceite se forman gotitas muy pequeñas y se opaca el líquido formado, en este momento se dice que se forma una emulsión.
Una emulsión es una mezcla homogénea de aceite y agua formada por una fase oleosa (el aceite) y una fase acuosa (agua y otras sustancias que ayudan a que no se separen). Ejemplos de emulsión son la mayonesa y la leche; el queso y la mantequilla.
Cuando en una mezcla homogénea la fase dispersa se presenta en forma de partículas sumamente pequeñas se tiene un sistema coloidal o se dice que se formó un coloide.
Se pueden tener sistemas coloidales con sustancias en los diversos estados de agregación, por ejemplo líquido en gas, las nubes o el aerosol; sólido en gas, el humo; gas en líquido, el merengue; sólido en líquido, la gelatina; gas en sólido, el malvavisco.
Métodos para separar cualquiera mezcla:
Una diversidad de material que emplea el ser humano para su beneficio consiste en mezclas; ya sea que así existan en la naturaleza o que se hayan obtenido en forma artificial. Por ejemplo en el campo de la salud es muy común que se recurran a los vegetales para separar aquellos componentes que presentan mayor utilidad como por ejemplo, los medicamentos.
Quizá te hayas dado cuenta que mezclar es cosa fácil, pero volver a separar es algo que se dificulta. En esta sección encontrarás que es posible separar los componentes de una mezcla. Aprovechando que presentan diferentes propiedades físicas y químicas, los métodos que describiremos a continuación son procesos físicos por lo que no afectan la constitución ni las propiedades de los componentes de las mezclas.
Decantación.
Este método consiste en la separación de un sólido que se encuentra en el seno de un líquido, en el momento que el sólido se haya asentado en el fondo del recipiente.
El método se basa en la diferencia de densidades de los cuerpos y se emplea para separar mezclas heterogéneas formados por sólidos suspendidos en líquidos (por ejemplo arena o grava mezclada con agua). Para efectuar la decantación, se espera que el sólido se deposite en el fondo del recipiente, luego se inclina el vaso suavemente y se recibe el líquido que se está separando en otro recipiente.
Filtración.
Este método es muy similar al que utilizan las amas de casa cuando están cocinando y hacen uso de la caldera para separar a los sólidos insolubles de un líquido.
El método se basa en que los componentes poco solubles de la mezcla (en suspensión) se hacen pasar por una pared porosa o filtrante en la cual se retienen los sólidos. La retención de las partículas depende del tamaño de los poros del medio filtrante y de las mismas partículas. Las mezclas que se pueden separar por este método son heterogéneas y el método de filtración es de uso frecuente en los laboratorios, en la industria o en el tratamiento de aguas residuales, si comparas las formas de filtración en los diferentes ámbitos te darás cuenta que lo único diferente es el medio filtrante, así se utilizan coladeras, tamices, telas de algodón, una piedra porosa, papel filtro o camas granuladas de arena.
Destilación.
La destilación es un proceso ideal para separar los componentes líquidos de una mezcla homogénea. Consiste en calentar la mezcla para su vaporización parcial y recuperar los vapores por condensación al pasar el vapor por medio de un refrigerante. Este método se ha utilizado por muchos años para obtener alcohol a partir de bebidas fermentadas. Por ejemplo whisky a partir de malta y maíz, brandy de la uva, el tequila del maguey.
Como se muestra en la figura para efectuar la destilación a nivel laboratorio, se coloca la muestra en un matraz de destilación, por calentamiento un líquido se evapora (se debe conocer el punto de ebullición del líquido que se desea separar) y posteriormente se condensa al pasar por el refrigerante, el líquido destilado en otro recipiente. Una limitante de este método es que sólo se puede emplear con sustancias que no se descompongan con el calor.
La destilación se emplea en los laboratorios e industrias para purificar disolventes como el agua o el éter. En la refinación para separar sus diferentes componentes, como la gasolina, aceite diesel o las parafinas.
Cristalización.
Como ya habrás intuido con el método de cristalización se busca que una sustancia que nos interesa separar (de una mezcla de sólidos o de una disolución) puede formar cristales y de esta forma separarse de otros componentes.
La cristalización se utiliza como método de purificación, por ejemplo de un sólido mezclado con otras sustancias. La mezcla sólida puede estar compuesta por dos sólidos o por un sólido y un líquido, este método se basa en la diferente solubilidad que tienen los sólidos en los diversos disolventes a distintas temperaturas. Por ejemplo, para ser separada la mezcla debe de estar disuelta en un líquido caliente; posteriormente la mezcla líquida se enfría. Con ello el sólido purificado se cristaliza y deposita en el fondo quedando las impurezas disueltas en el líquido. Finalmente para separar el sólido cristalizado puedes emplear el método de filtración.
Sublimación.
Recordarás que la sublimación es el nombre que recibe el cambio de estado de sólido a gas. Se aprovecha esta propiedad para separar una mezcla heterogénea de sólidos. Si te indican que el yodo es una sustancia que sublima y lo desean separar del azúcar, ¿sería posible usar el método de separación por sublimación?
La respuesta es no, porque el azúcar se descompone al calentarse. Por lo tanto para aplicar este método se requiere que el componente que se desea separar se sublime y los otros componentes no, y además no se descompongan con el calor.
Para llevar acabo este método la mezcla se debe colocar en un recipiente cerrado (para evitar que los vapores escapen). Al calentarse el sólido sublimable pasa a estado gaseoso y al llegar a la tapa que esta fría se solidifica nuevamente.
¿Qué son los compuestos se tratará de una forma especial de mezcla?
En química, un compuesto es una sustancia formada la unión de dos o más elementos, 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 (decantación, filtración, destilación, etcétera), sino sólo mediante reacciones químicas.
Los compuestos se dividen en tres grandes tipos:
– Binarios: son aquellos que tienen 2 elementos, grupo en el que destacan el Ácido, Óxido Anhídrido, Sal, Peróxido, Hidruro.
– Terciarios: son aquellos que tienes 3 elementos; destacan Orto, Meta, Piro.
– Cuaternarios: son aquellos que tienen 4 elementos; en esta rama están comprendidos los radicales.
ELEMENTOS
Un elemento químico, o solamente elemento, es una sustancia formada por átomos con el mismo número de protones en el núcleo. Este número se conoce como el número atómico del elemento. Por ejemplo, todos los átomos con 6 protones en sus núcleos son átomos del elemento químico carbono, mientras que todos los átomos con 92 protones en sus núcleos son átomos del elemento uranio.
Actualmente se conocen en el mundo millones de compuestos que se encuentran de manera espontanea en la Naturaleza o que han sido creados por el hombre. Cada uno de estos compuestos es el resultado de la combinación de dos o más de estos elementos químicos.
Se conocen más de 112 elementos. Algunos son muy comunes y necesarios, como el carbono, el oxígeno o el hidrógeno. Otros, creados artificialmente en aceleradores de partículas o en reactores atómicos, son tan raros que sólo existen durante milésimas de segundo.
Los elementos que se parecen entre sí en su comportamiento químico y porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes se agrupan juntos.
La capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos recibe erl nombre de valencia del elemento y está muy relacionada con la configuración electrónica del elemento. Es decir, lo determinan los electrones de la última capa o nivel energético en la configuración. Se trata del número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo cuando se combina con otro átomo o átomos. Si gana el electrón la valencia del elemento es un número negativo y si lo pierde es un número positivo. Entre las valencias más importantes del sistema periódico tenemos:
ORGANIZACIÓN DE LA MATERIA
Un estudio detallado de la materia permite considerar si esta es continua o discontinua. La continuidad de la materia implicaría poderla dividir indefinidamente sin llegar nunca a encontrar una unidad mínima o partícula indivisible. Mientras que la continuidad sería considerarla formada por unidades discretas de tal forma que no se puede dividir indefinidamente, sino que finalmente existe una partícula unitaria, que al dividirla hace que se pierdan las propiedades de esa materia.
Actualmente sabemos que la materia es discreta, y está formada por átomos, los cuales constituyen la porción más pequeña de la materia. Si dividimos el átomo, veremos que lo que obtendremos ya no conserva las propiedades de la materia, es decir, que las partículas subatómicas que conocemos, poseen sus propias propiedades (ejemplo, el electrón tiene una masa muy pequeña y posee carga negativa).
El primero en utilizar el término átomo fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas indivisibles. Átomo, en griego, significa indivisible.
En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible ya que en él existen una serie de partículas subatómicas que son muy importantes, como los protones neutrones, electrones, quarks, entre otras, y se les conoce como partículas subatómicas.
Todo lo que existe en el universo es materia y está compuesta por moléculas, éstas por partículas elementales, y éstas, a su vez, están formados por átomos. Las propiedades de las partículas subatómicas no son las mismas que las propiedades de los átomos a los cuales pertenecen. Los constituyentes más importantes de los átomos son:
Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza. La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.
LA RELACIÓN DE LOS ELEMENTOS Y SU ESTRUCTURA ATÓMICA
Aunque la mayor parte de un átomo es espacio vacío, los átomos están compuestos de partículas más pequeñas como hemos podido aclarar. Por conveniencia se suele dividir en 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.Se llama número atómico (Z) al número de protones en el núcleo de un átomo; así, el oxígeno tiene un número atómico de 8, lo cual significa que tiene 8 protones. El titanio tiene 92 protones porque este elemento tiene un número atómico de 92. Cuando un átomo es neutro (sin carga eléctrica) es porque tiene la misma cantidad de protones que de electrones; de modo que si conocemos el número atómico, sabemos inmediatamente cuántos protones y cuántos electrones posee ese átomo. Así que el oxígeno tendrá 8 electrones y el titanio 92.
Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico; todos los átomos con el mismo número atómico pertenecen al mismo elemento. Si nos dicen que el número atómico de un átomo es 8 eso es suficiente para saber que se trata de un átomo de oxígeno. Por eso es que se define elemento como una sustancia en la cual todos los átomos tienen el mismo número atómico. El número atómico se determina por medio de un espectro de rayos X, según un procedimiento desarrollado por el científico inglés Moseley.
La masa de un átomo se debe esencialmente a los protones y a los neutrones, pues la masa de los electrones es despreciable. Como los protones y neutrones se encuentran en el núcleo. se les llama nucleones. El peso atómico y número de masa se designa por la letra (A) y equivale a la suma de los protones y neutrones. Por ejemplo, el cloro tiene 17 protones, 17 electrones y 19 neutrones. Su número atómico es 17 y su peso atómico es 35. Si sabemos el número atómico y el peso atómico, podemos determinar el número de neutrones (N) por la diferencia entre esos números. Ejemplo, el número atómico del fósforo es 15 y su peso atómico es 31, esto indica que su número de neutrones es 16.
Se ha encontrado que los átomos de un elemento pueden ser diferentes unos de otros en el número de neutrones que poseen. Por ejemplo, se conocen átomos de magnesio con 12 neutrones, otros con 13 neutrones y otros con 14 neutrones. Esto produce pesos atómicos diferentes. El número atómico del magnesio es 12, lo que indica que todos los átomos de magnesio tiene 12 protones; los que tiene 12 neutrones poseen un peso atómico de 24; los que tiene 13 neutrones tienen un peso atómico de 25 y los que tienen 14 neutrones tienen un peso atómico de 26, Estas tres clases de átomos son isótopos de magnesio. Todos son del magnesio porque tienen el mismo número atómico, aunque difieren en peso atómico. Se llama isótopos los átomos del mismo elemento que tienen diferente peso atómico. Para determinar el peso atómico de elementos que presentan isótopos, se toma un peso promedio para la cual se tiene en cuenta los porcentajes en que se encuentran los isótopos en la naturaleza. La unidad de medida para la masa atómica se expresa en uma (unidad de masa atómica) así, la masa de 1 protón es de 1 uma y la masa del neutrón es también 1 uma. Un átomo de oxígeno que tenga 8 protones y 8 neutrones tiene una masa de 16uma.
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 ya dijimos, 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.
La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos, y así, un conocimiento básico de estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería.
En el caso de átomos en estado neutro el número de electrones es idéntico al de protones que es lo que caracteriza a cada elemento químico. El número atómico y determina la posición del elemento en la tabla periódica.
Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones, que es el caso de los isótopos de los elementos.Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
Como hemos visto, los átomos de un elemento no son todos iguales. Hay átomos de hidrógeno, por ejemplo, con 1, 2 o 3 partículas en su núcleo. Desde luego, en todos ellos hay sólo un protón, y eso es lo que caracteriza al hidrógeno. Los diferentes isótopos de los átomos no son igualmente estables ni ocurren en la naturaleza con la misma posibilidad. Por ejemplo, de cada 100 000 átomos de hidrógeno, 99 985 son de y15 son de .
Los de tritio son inestables y, por tanto, casi no se encuentran libres en la naturaleza. Por ejemplo, el boro tiene dos isótopos muy estables, pero no ocurren con la misma abundancia. De cada 10 000 átomos de boro 1 978 son de y 8 022 son de .
El descubrimiento de estas partículas subatómicas fue realizado por J. J. Thompson en 1897, modificando así, el modelo atómico de Dalton, que consideraba al átomo como partícula indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones.
Se basó en su experiencia en el manejo de tubos de descarga como el mostrado en la ilustración. En el interior de éste estaba un gas sometido a una diferencia de potencial. Desde polo negativo (cátodo) el gas emitía una radiación que se dirigía hacia el polo positivo (ánodo). De acuerdo con Thompson, si la radiación viaja en sentido del cátodo (-) al ánodo (+), su naturaleza será negativa. Además estará formada por partículas discretas al terminar impactando en forma de chasquidos en la placa del final del tubo. Thompson había descubierto una partícula constitutiva de la materia: El electrón. En base a su experiencia desarrolló su modelo del átomo de la siguiente forma:
El átomo posee partículas negativas llamada electrones. Dada la neutralidad de la materia, intuía que debían existir cargas positivas en el átomo. Por tanto, anuncia que el átomo es “Una esfera maciza cargada positivamente y en su interior se distribuyen los electrones” (Comparaba el átomo con la fruta llamada sandía, en donde las pepitas serían los electrones y el fruto sería el átomo cargado positivamente). Pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva.
Ernest Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de Helio, provenientes de la desintegración del Polonio). Observó que la mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial. Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thompson. Observó que algunas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas eran desviadas significativamente, a veces bajo ángulos de difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el modelo de Thompson fuese correcto. Supuso que dichas desviaciones provenían de una única interacción entre la partícula proyectil y el átomo.
Para Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.
Rutherford no sólo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-10 m) y el de su núcleo (un diámetro del orden de 10-14m). El hecho de que el núcleo tenga un diámetro unas diez mil veces menor que el átomo supone una gran cantidad de espacio vacío en la organización atómica de la materia.
Sus experimentos le condujeron a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas:
– Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo.
Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.
Comparación del modelo de Thompson y el de Rutherdford.
En el año 1927, E. Schrödinger, apoyándose en el concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L. de Broglie, y W. Heisenberg, inicia un nuevo camino en el conocimiento de la estructura atómica, que luego es ampliado por Born, Jordan, Dirac y otros para dar lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica Cuántica, la cual es esencialmente probabilística y utiliza conceptos matemáticos muy complicados. Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger).
Para salvar los inconvenientes del modelo anterior, Niels Bohr estableció una serie de postulados (basados en la teoría de Planck y los datos experimentales de los espectros) que constituyen el modelo atómico de Bohr:
Admitió que hay ciertas órbitas estables en las cuales los electrones pueden girar alrededor del núcleo sin radiar energía. Deduce que sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón es múltiplo entero de h/2pi
Introduce un número n, llamado número cuántico principal, que da nombre a las distintas órbitas del átomo.
MODELO DE BOHR
– El electrón, cuando emite energía cae de una órbita a otra más próxima al núcleo. Lo contrario ocurre si capta energía.
Cuando a un átomo se le suministra energía y los electrones saltan a niveles más energéticos, como todo sistema tiende a tener la menor energía posible, el átomo es inestable y los electrones desplazados vuelven a ocupar en un tiempo brevísimo el lugar que dejasen vacío de menor energía, llamados niveles energéticos fundamentales.
Así pues, ya tenemos una explicación de los espectros atómicos con el modelo de Bohr. Cuando un átomo es excitado por alguna energía exterior, algún electrón absorbe dicha energía pasando de un nivel energético fundamental a niveles de energía superior. Como, según Planck, la absorción de energía está cuantizada, la diferencia de energía entre ambos niveles será hv. El electrón absorbe solo una radiación de frecuencia v determinada mayor cuanto mayor sea el "salto" del electrón.
Así, en el espectro de absorción aparecerá una banda continua con algunas rayas negras que corresponderán a aquellas frecuencias determinadas que los electrones han captado para pasar de un nivel a otro más energético.
.
Como el átomo excitado es inestable, en un tiempo brevísimo el electrón desplazado volverá al nivel energético fundamental, emitiendo una energía de la misma frecuencia hv que absorbió anteriormente.
Así, el espectro de emisión del elemento estará formado por líneas definidas, situadas en la misma longitud de onda que el espectro de emisión, separadas por zonas oscuras.
Ello explica por que los espectros de los vapores o gases (en los que nos encontramos los átomos o moléculas aislados sin interaccionar entre sí) son discontinuos.
Es un hecho experimental que cada elemento químico tiene su espectro atómico característico. Fue a partir de las series del hidrógeno, de las frecuencias de las distintas radiaciones emitidas, de donde Bohr dedujo los niveles de energía correspondientes a las órbitas permitidas. Sin embargo, al aplicar esta distribución de los niveles energéticos a otros elementos no se correspondían esos cálculos teóricos con los resultados experimentales de los espectros, que eran muchos más complejos. Incluso el mismo átomo de Hidrógeno con espectroscopios más precisos producía líneas que con el modelo de Bohr no se podía explicar.
El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo o ión hidrogeno describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor.
Si consideremos un átomo o ión con un solo electrón, el núcleo de carga Ze es suficientemente pesado para considerarlo inmóvil, y
I ) El electrón describe una órbita circular de radio r:
II) Solamente están permitidas aquellas órbitas cuyo momento angular está cuantizado.
III) La energía que se libera al pasar el electrón de una órbita superior a otra más inferior se emite en forma de ondas electromagnéticas.
La teoría de Bohr permite calcular las velocidades del electrón en estas órbitas, y la energía.
La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. Gran parte de lo que se conoce acerca de la estructura electrónica de los átomos se averiguó observando la interacción de la radiación electromagnética con la materia.
Sabemos que el espectro de un elemento químico es característico de éste y que del análisis espectroscópico de una muestra puede deducirse su composición.
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía.
Cada órbita se corresponde con un nivel energético que recibe el nombre de número cuántico principal, se representa con la letra " n " y toma valores desde 1 hasta 7.
Normalmente el electrón en un átomo de hidrógeno se encuentra en la órbita más próxima al núcleo (n=1). Esta es la energía permitida más baja, o el estado fundamental. Cuando el electrón adquiere un cuanto de energía pasa a un nivel más alto (n = 2,3, ..) se dice entonces que el átomo se encuentra en un estado excitado. En este estado excitado el átomo no es estable y cuando el electrón regresa a un estado más bajo de energía emite una cantidad determinada de energía, que es la diferencia de energía entre los dos niveles.
El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).
Aciertos e inconvenientes del modelo de Bohr:
- Justificaba los datos experimentales obtenidos por espectroscopia justificándose así el espectro de H.
- Relaciona las propiedades químicas de los elementos con su estructura electrónica.
- Los resultados para los átomos poli electrónicos, no hidrogenoides , eran defectuosos.
– Mezcla ideas cuánticas con ideas clásicas.
los niveles de energía
El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n) para describir la distribución de electrones en el átomo.
Al perfeccionarse los espectroscopios (aparatos que muestran los espectros) se observó que las líneas del espectro del hidrógeno eran en realidad varias líneas muy juntas. Y lo que Bohr creyó que eran estados únicos de energía eran varios estados muy próximos entre sí.
Sommerfield lo interpretó diciendo que las órbitas podían ser elípticas. Para ello introdujo un nuevo número cuántico l, también llamado número azimutal, que puede valer: l = 0,1,...,(n-1). Este número nombra a cada uno de los niveles de energía posibles para cada valor de n. Con Sommerfield, se pudo determinar la posición del electrón en el átomo de hidrógeno en donde hay que dar 2 números cuánticos l y m.
MODELO DE SIMERFIEL
El número cuántico principal nos da idea del nivel de energía y volumen real del orbital. Puede tomar valores numéricos como 1,2,3,4,5... ó letras como K,L,M,N,... Se representa como (n) y describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n =2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n =1, 2, 3, 4, etc. Se relaciona con los otros números cuánticos de la siguiente forma:
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal).
Por ejemplo si n = 5, los valores de l pueden ser: l = 0, 1 ,2, 3, 4.
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l = 2, los valores posibles para m son -2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se encuentran en la misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los mismos valores de n y l están en la misma subcapa o subnivel.
El número de subcapas en una capa principal es igual al número cuántico principal, esto es, hay una subcapa en la capa principal con n=1, dos subcapas en la capa principal con n=2, y así sucesivamente. El nombre dado a una subcapa, independientemente de la capa principal en la que se encuentre, esta determinado por el número cuántico l, de manera que como se ha indicado anteriormente: l=0 (subcapa s), l=1 (subcapa p), l=2 (subcapa d) y l=3 (subcapa f).
El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores permitidos de ml para un valor particular de l, por lo que el número de orbitales en una subcapa es 2l+1. Los nombres de los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen.
Recibe el nombre de azimutal y se designa con la letra l. Determina la forma del orbital. Puede tomar los siguientes valores:
Los orbitales atómicos que corresponden a este número cuántico dependen del valor que este tenga y cada orbital tiene un nombre específico y una forma espefífica. Así,
l = 0 orbital s (sharp)
l = 1 orbital p (principal)
l = 2 orbital d (diffuseos a temperaturas
l = 3 orbital f (fundamental)
Basándose en la hipótesis de Louis de Broglie y considerando que el movimiento del electrón es análogo a un sistema de ondas estacionarias, Schrödinger llegó por intuición a una ecuación de onda para el átomo de hidrógeno. Esta ecuación es puramente teórica y debe su validez a que sus resultados y conclusiones coinciden plenamente con hechos probados experimentalmente.
El modelo de Schrödinger permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón. La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria está basada en el cálculo de las soluciones de la ecuación de Schrödinger; ésta es una ecuación diferencial que permite obtener los números cuánticos de los electrones.
En esta ecuación: es la llamada función de onda. Contiene la información sobre la posición del electrón. También se denomina orbital, por analogía con las órbitas de los modelos atómicos clásicos.
El cuadrado de la función de onda, ( )2 es la llamada densidad de probabilidad relativa del electrón y representa la probabilidad de encontrar al electrón en un punto del espacio (x, y, z). E es el valor de la energía total del electrón. V representa la energía potencial del electrón un punto (x, y, z). Por tanto, E-V es el valor de la energía cinética cuando el electrón está en el punto (x, y, z). Las soluciones, o funciones de onda, , son funciones matemáticas que dependen de unas variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo. Ver la ilustración-
Numero cuántico magnético: m = -1, ..., 0, ... ,1
Numero cuántico de spin: s = +-½
Una de las bases sobre las que se funda la nueva imagen del átomo es el concepto de estados estacionarios de energía de Bohr, según el cual los electrones no absorben ni emiten energía mientras están en n nivel, pero sí, cuando se alejan o se acercan al núcleo y cambian de nivel.. Otra de las bases sobre las cuales se fundamenta el nuevo concepto de átomo es el concepto de la naturaleza dual de la materia. El principio de dualidad fue propuesto por el físico francés Luis De Broglie, quien llegó a la conclusión de que cualquier partícula de materia tiene lo mismo que la luz, una doble naturaleza: naturaleza de partícula y naturaleza de onda. Esta teoría de naturaleza dual no tiene valor práctico para partículas grandes, pero sí para partículas pequeñas como los átomos. Otro fundamento del nuevo modelo del átomo es el Principio de incertidumbre de Heisemberg que señala que podemos determinar la posición precisa de un electrón, o su velocidad exacta, pero no ambas. Si localizamos exactamente al electrón, no es posible entonces medir adecuadamente su energía; y lo contrario, si determinamos su energía, no es posible entonces determinar su posición exacta. Haisemberg explica que esto es así porque si determinamos exactamente la posición de un electrón en un momento dado, eso altera su movimiento y si medimos con exactitud su velocidad, alteramos la imagen de su posición en ese momento. Lo que tenemos realmente es la posibilidad de que un electrón esté en cierta localización general. Como no es posible representar al electrón en un punto específico, es mejor representarlo como si ocupara todo el volumen posible, o sea, como una nube electrónica cargada negativamente. El volumen o espacio en el cual es probable que se encuentre el electrón se llama orbital. Un orbital es el espacio que puede ser ocupado por un electrón o por un par de electrones con espines opuestos. La forma del orbital varía. Algunos electrones, los primeros en cada nivel de energía, se mueven en forma tal que al hacerlo forman una nube esférica alrededor del núcleo. Los electrones que ese tipo de movimiento forman los orbitales que se designan con la letra s. Otros electrones se mueven en órbitas elípticas alrededor de ejes perpendiculares entre sí; esos electrones pertenecen a los orbitales que se designan con la letra p. Otros electrones con movimientos más complejo pertenecen a los orbitales d y f.
La ubicación de estos orbitales se puede apreciar en el siguiente esquema:
En general, los electrones en un nivel superior tienen más energía que los que se encuentran en un nivel inferior. Pero puede ocurrir que un subnivel tenga un grado de energía más bajo que uno de los subniveles del nivel anterior. Así, el subnivel 4s (primer subnivel del cuarto nivel) tiene menos energía que el 3d (último subnivel del tercer nivel). Con esto hacemos énfasis en que los niveles representan cierto límite de energía y pueden sobreponerse uno a otro; pero los subniveles sí representan cantidades precisas de energía. Por tanto todos los electrones en un subnivel tienen la misma cantidad de energía. Los electrones ocupan orbitales que representan el nivel de energía más bajo posible.
Los electrones se rechazan unos a otros; y si en el subnivel hay varios orbitales, todos tienen la misma energía, y por lo tanto, los electrones pueden colocarse por separados, uno en cada orbital, mientras haya espacio suficiente. Cuando ya cada orbital contiene un electrón, los electrones siguientes se añaden para formar pares. Esto se conoce como Principio de máxima multiplicidad, de Hund: Dentro de un subnivel, primero los electrones ocupan los orbitales separados, con spines paralelos, y no en forma de pares mientras hayan orbitales vacíos en el subnivel. Por ejemplo si el carbono tiene número atómico de 6, estos electrones se distribuirán así: 1s2, 2s2 , 2p2 esos dos electrones no se colocan dentro del mismo orbital px
Cuando deseamos escribir la configuración electrónica de un elemento, nos guiamos por su número atómico. El cual nos sirve pasa saber las cantidad de electrones que contiene el átomo. Esos electrones los colocamos a partir del nivel más bajo de energía, es decir, empezamos en la posición 1s, en donde sólo se pueden colocar dos electrones. Si el átomo tiene más de dos electrones, colocamos los dos primeros en la posición 1s, luego pasamos a la posición 2s en donde también se pueden colocar hasta dos electrones solamente. Si el átomo tiene más de 4 electrones, pasamos a la posición 2p el cual está formado por tres orbitales; colocamos los electrones en esos orbitales, primero en forma separada, o sea,, un electrón en cada orbital (Principio de Hund) y cuando ya cada orbital tenga un electrón, podemos empezar a agregar electrones, en esos orbitales para formar pares. La cantidad total de electrones es la que corresponde al átomo según su número atómico.
Por ejemplo, si queremos escribir la configuración del sodio cuyo número atómico es 11, tendremos que distribuir estos 11 electrones de la siguiente forma:
El primer y segundo electrón van en 1s y se completa este nivel; el tercer y cuarto electrón van en 2s y se completa este subnivel se pasa al siguiente subnivel del nivel 2, que es el p con tres orbitales: el quinto electrón va en px el sexto en py y el séptimo en pz el octavo electrón va en px el noveno va en py y el décimo va en pz de esta manera se completa el nivel 2 con 8 electrones correspondientes (2(n)2) ; el décimo primer electrón va en nivel 3 ocupando sólo un espacio del orbital s.
La configuración del sodio se representa así: 11Na: 1s2, 2s2,2p6,3s1,
La situación de los electrones, su nivel de energía y otras características se expresan mediante los números cuánticos. Estos números cuánticos, que se fueron introduciendo como postulados a partir de las modificaciones introducidas en el modelo de Böhr para explicar los fenómenos experimentales, se pueden deducir teóricamente al resolver la ecuación de onda Shrödinger.
Según la mecánica cuántica, los electrones en un átomo pueden describirse con cuatro números cuánticos. Las propiedades de cada electrón en un átomo pueden describirse con esos cuatro números cuánticos, porque definen completamente al electrón en tal forma que no puede haber 2 electrones en el mismo átomo con los cuatro números cuánticos iguales. Eso se conoce como el Principio de exclusión de Pauli.
En cualquier nivel principal, n, existen subniveles de energía cada uno con los restantes números cuánticos, l, m, y s, con características distintas: Eje Para el subnivel s, el valor de l es 0, para el subnivel p, el valor de l es 1, para el subnivel d es 2 y para el subnivel f es 3. El valor de l , como vemos puede ser 0 o un número positivo, pero ese número no puede pasar de n-1. Si para un electrón dado n es 3, entonces ll puede ser 0, 1, y 2, si n es 5, l puede ser 0, 1, 2, 3, y 4.
De igual forma, un electrón en el subnivel d, por ejemplo, donde l = 2 puede estar en 1 de 5 orbitales posibles. Esta designación es debida al número cuántico m, o magnético y ésta depende del valor de l de esta manera:
Si l =0, m será 0 (un solo orbital)
Si l =1, m será -1, 0 -1 (tres orbitales)
Si l =2, m será -2,-1-0 +1+2 (cinco orbitales)
Si l = 3, m será -3-2-10+1+2+3(siete orbitales)
El número cuántico m indica para un estado de energía (determinado por l) puede haber diferentes orientaciones en el espacio.
El cuarto número cuántico s indicará la dirección del spin o giro del electrón y ésta es la única diferencia entre los dos electrones en un orbital.
. Sin embargo, los orbitales no representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no puede conocerse dada su naturaleza ondulatoria, sino que delimitan una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada.
– El valor del número cuántico n (número cuántico principal, toma valores 1,2,3...) define el tamaño del orbital. Cuanto mayor sea, mayor será el volumen. También es el que tiene mayor influencia en la energía del orbital.
– El valor del número cuántico l (número cuántico del momento angular ) indica la forma del orbital y el momento angular.
– Para l = 0, orbitales s
– Para l = 1, orbitales p
– Para l = 2, obitales d
– Para l = 3, orbitales f
– Para l = 4, orbitales g; siguiéndose ya el orden alfabético.
– El valor de ml (número cuántico magnético) define la orientación espacial del orbital frente a un campo magnético externo.
– El valor de s (número cuántico de espín ) puede ser +1/2 o -1/2. (Al orbital sin el valor de s se le llama orbital espacial, al orbital con el valor de s se le llama espín orbital.)
Los orbitales s (l =0) tienen forma o simetría esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.
En esta ilustración se muestra dos formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la mayor parte del tiempo. Principalmente por la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la función densidad electrónica presenta n-1 nodos en los que la probabilidad tiende a cero, en estos casos, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo.
Los orbitales p (l =1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas o de dos lóbulos, hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principales la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m= -1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y ó z.
Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales.
Los orbitales f ( l =3) tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3). Presentan n-4 nodos radiales.
Para una descripción y comprensión detalladas de las reacciones químicas y de las propiedades físicas de las diferentes sustancias, es muy útil su descripción a través de orbitales, con ayuda de la mecánica cuántica.
Un orbital atómico es una función matemática que describe la disposición de uno o dos electrones en un átomo.
La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene determinada por el número cuántico secundario, l.
Una vez descritos los cuatro números cuánticos, podemos utilizarlos para describir la estructura electrónica del átomo de hidrógeno:
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel de energía más bajo, es decir, n =1, y dado que la primera capa principal contiene sólo un orbital s, el número cuántico orbital es l = 0. El único valor posible para el número cuántico magnético es ml = 0. Cualquiera de los dos estados de spin son posibles para el electrón. Así podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está en el orbital1s, o que es un electrón 1s, y se representa mediante la notación: 1s1
en donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación.
El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse un electrón en un átomo.
El desarrollo de está teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribuciones de destacados científicos entre ellos Einstein, Planck (1858-1947), de Broglie, Bohr (1885-1962), Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg..
Estos números cuánticos, como ya hemos visto, se resumen de la siguiente fora:
1) (n), Número cuántico Principal, representa los niveles energéticos. Se designa con números enteros positivos desde n=1 hasta n=7 para los elementos conocidos.Para calcular el número máximo de electrones que acepta cada nivel se calcula con la fórmula 2(n)2 donde "n" es el nivel. El valor de "n" determina el
volumen efectivo. En el siguiente esquema vemos algunos ejemplos de cómo varía el volumen de acuerdo a nivel energético.
2) ( l ), número cuántico secundario o azimutal el cual determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital. Cada nivel energético ( n ) tiene "n" subniveles. Ejm
Se designa con números que van de 0 a n-1, los cuales se identifican con las letras s, p, d, f.
A continuación se muestra la forma de los 4 subniveles: s, p, d, f
Cada subnivel acepta un número máximo de electrones: s = 2 e-, p = 6 e-, d = 10 e-, f = 14 e-3) (m), número cuántico magnético, el cual representa los orbitales presentes en un subnivel. Se designa con números que van de -l a + l pasando por 0.
Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones.
4) (s), número cuántico spin, el cual se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo orbital, un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números fraccionarios: -1/2 y +1/2 .
La configuración electrónica nos muestra el acomodo de los electrones en el átomo en niveles y subniveles. Puede mostrarse en dos formas: Condensada y desarrollada.
a) CONDENSADA.- Solo muestra el nivel, el subnivel y el número de electrones.Ejm:
El Principio de edificación progresiva o regla de Aufabu establece que: " Los electrones van formando los orbitales atómicos de menor a mayor contenido de energía." Cada uno de los subniveles con su respectivo nivel principal de energía, tiene diferente energía. Los subniveles están ordenados de acuerdo con su incremento de energía en la siguiente lista (el símbolo < se lee "menor que".)
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d <4p < 5s < 4d < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d...
A continuación se muestra un diagrama que representa las energías relativas de los diferentes subniveles electrónicos. Los números entre paréntesis significan la cantidad máxima de electrones en el subnivel.
A) Configuraciones electrónicas condensadas:
A partir de la configuración electrónica condensada, nosotros podemos obtener los siguientes datos:
a) Nivel de energía más externo: Es el último nivel, por tanto está representado por el coeficiente más alto b) Último subnivel que se forma: Es el subnivel en el cual termina la configuración.
c) Electrones de valencia: Número de electrones presentes en el último nivel.
Número atómico (Representa el # de p+, y como el átomo es neutro # p+ = #e-) Número de masa (# de p+ + # de no)
17Cl: 1s , 2s , 2p ,3s , 3p5
30Zn: 1s , 2s , 2p ,3s , 3p , 4s , 3d
Ejm:14Si: 1s , 2s , 2p ,3s , 3p
a) Nivel de energía más externo: 3
b) Último subnivel que se forma: p
c) Electrones de valencia: 2 + 2 = 429Cu: 1s , 2s , 2p ,3s , 3p , 4s , 3d
a) Nivel de energía más externo: 4
b) Último subnivel que se forma: d
c) Electrones de valencia: 2
Es importante observar que el nivel de energía más externo, no corresponde necesariamente al último subnivel.
b) Con la configuración electrónica desarrollada se muestran los cuatro números cuánticos: n, l, m y s.El número cuántico por spin ( s ) se representa con flechas, una hacia arriba, otra hacia abajo, si están juntas en el mismo orbital: El realizar la configuración electrónica desarrollada sigue ciertas reglas tales como: El principio o Regla de Hund:
. La configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.
Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecano cuántico diferente.
En un átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano. Se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo; matemáticamente, sin embargo el orbital, lejos de la concepción planetaria del átomo, es la zona del espacio que rodea a un núcleo atómico donde la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
Estos estados tienen cuatro números cuánticos como ya hemos visto siendo los dos primeros los más importantes. El principio de exclusión de Pauli,
Aufbau es una palabra alemana que significa "construcción progresiva"; Se utiliza este método para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos por orden de su número atómico creciente. Veamos por ejemplo como sería la configuración electrónica para Z=11-18, es decir, desde Na hasta el Ar:
Cada uno de estos elementos tiene las subcapas 1s, 2s y 2p llenas. Como la configuración 1s22s22p6 corresponde a la del neón, la denominamos "configuración interna del neón" y la representamos con el símbolo químico del neón entre corchetes, es decir, [Ne]. Los electrones que se sitúan en la capa electrónica del número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de valencia. La configuración electrónica del sodio, Na, se escribe en la forma denominada "configuración electrónica abreviada interna del gas noble" de la siguiente manera:
Na: [Ne]3s1 (consta de [Ne] para la configuración interna del gas noble y 3s1 para la configuración del electrón de valencia. De la misma manera podemos escribir la configuración electrónica para Mg, Al, Si, P.
Ejemplo: Para escribir la estructura electrónica del P (Z=15) aplicando la regla de máxima multiplicidad de Hund
tenemos: 15P es:1s2 2s22p63s23p3(3px13py13pz1)
Ejemplo: Para escribir la estructura electrónica del Sc (Z=21) mediante la configuración abreviada interna del gas noble, tenemos: Sc: [Ar] 4s23d1
Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía. En cada orbital sólo caben 2 electrones. Por tanto, la capacidad de los distintos subniveles son:
De acuerdo con lo establecido anteriormente, para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía de estos estados, ocupándose primero los de menor energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está más alto en energía que el 4s (n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10 electrones según la primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10), hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos.
Se suele emplear una regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la primera columna se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda columna, saltándose una fila, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones son los que quedan más a la derecha y arriba de la tabla, como indica el sentido de las flechas en el diagrama:
I
N
I
V
E
L
E
SLa primera columna, I, representa el subnivel s está dividido en dos un espacio para cada electrón. En cada nivel hay un subnivel s. La segunda columna. II. los dos representa el subnivel p y está dividió en 6 partes, una para cada electrón. La tercera columna, III, representa el subnivel d, dividida en 10 partes, una para cada electrón; hay 4 niveles que lo contemplan, el 4, 5, 6, y 7. Y la cuarta columna. IV, es el subnivel f, dividida en 14 partes y hay solamente dos niveles que lo contemplan, el 6 y el 7.
Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio (Z=23), con el diagrama obtendríamos:
Llenado de orbitales: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
(2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23 electrones)
De donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel. Sumando el número de electrones presente en cada
orbital, obtenemos el número de electrones del elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbita d no está lleno, sólo hay tres electrones de 10 posibles.
En la práctica, para simplificar, los niveles de energía completos se indican con la referencia al gas noble correspondiente (el de número atómico inmediatamente menor) al que se añade la distribución de electrones en el nivel no completo. En el caso del vanadio:
Gas noble precedente: 18 Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Configuración electrónica del vanadio, 23V= [Ar] 4s2 3d3
Otra notación que se puede emplear es la de indicar ordenadamente el número de electrones que hay en cada nivel, por ejemplo en el caso que nos ocupa sería: 2-8-8-5.
Aunque la mayoría de las veces los electrones van ocupando los orbitales de la forma indicada anteriormente, en realidad se producen excepciones.
Así, el cobre tiene una estructura electrónica 4s13d10 en vez de la esperada 4s23d9. La razón de ello es que a las fuerzas de atracción entre los protones del núcleo y los electrones, se añade la interferencia de las capas electrónicas interiores que resulta en una desviación de los niveles de energía del último electrón añadido y por tanto una configuración electrónica más estable distinta de la esperada.
Las propiedades químicas de un átomo dependen mucho de cómo están ordenados los electrones en los orbitales de más energía (a veces llamados de valencia), aparte de otros factores como el radio atómico, la masa atómica, o la accesibilidad de otros estados electrónicos.
Conforme se baja en un grupo de elementos, desde el más ligero al más pesado, los electrones más externos, en niveles de energía más altos, y que por tanto es más fácil que participen en las reacciones químicas, están en el mismo orbital, con una forma parecida, pero con una energía y distancia al núcleo mayores. Por ejemplo, el carbono y el plomo tienen cuatro electrones en sus orbitales más externos.
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