Download ¿CÓMO ESTÁN? ¡¡¡QUÉ BUENO CONTACTARNOS

UNIDAD DIDÁCTICA N° 1
TEMAS
I- Estructura electrónica del átomo.
II- Uniones químicas.
III- Formación de compuestos inorgánicos:

óxidos,

hidróxidos,

ácidos,

sales.
¿CÓMO ESTÁN?
¡¡¡QUÉ BUENO CONTACTARNOS NUEVAMENTE!!!
Y SEGUIMOS CON LA QUÍMICA….PERO ESTA VEZ ES LA
INORGÁNICA. EN ESTA PRIMERA UNIDAD, VERÁN QUE LOS TEMAS SON
MUY SIMILARES A LOS DESARROLLADOS EN QUÍMICA GENERAL, POR LO
QUE CREO QUE VAN A IR MUY RÁPIDO.
ENTONCES….EMPECEMOS
INTRODUCCIÓN:
Los filósofos griegos se preguntaron, de qué estaban hechas las cosas.
Hoy, la física ha dado una respuesta científica a esta antigua pregunta:
Ustedes ya saben que para entender la constitución de la materia hay que
recordar: que el átomo es la mínima cantidad de materia de un elemento químico,
y que además, está formado por un núcleo de carga positiva, donde se concentra
la mayoría de su masa, y varios electrones alrededor del núcleo.
Los átomos de los distintos elementos tienden a combinarse, formando
compuestos con características específicas.
Veamos entonces de qué se trata todo esto……
y de neutrones en sus átomos.
I- ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DEL ÁTOMO:
Un átomo, está formado por tres partículas fundamentales:
 Protones (+)
Distribuidos en el NUCLEO
 Neutrones
 Electrones (-)
girando en las ORBITAS
En el núcleo atómico encontramos: los PROTONES, partículas con carga
POSITIVA, dotadas de masa, y los NEUTRONES, como su nombre lo indica, sin
carga eléctrica, pero sí con masa.
Por otro lado, en las órbitas, hallamos los ELECTRONES, con carga NEGATIVA, y
masa despreciable.
Cada átomo en su conjunto es ELECTRICAMENTE NEUTRO, por lo que el
número de electrones (-) es igual al de protones (+).
Hay dos números que nos suministran información importante de cada elemento:
Número atómico:
Que representa el número de protones, y se representa con la letra Z.
n° atómico = Z = p+
Dado que el átomo es eléctricamente neutro, la cantidad de protones es igual al
número de electrones, por lo que:
n° atómico = Z = p+ = e-
Número másico:
También llamado número de masa, ya que está relacionado con la masa del
átomo, y se representa con la letra A, y está. La masa del átomo está concentrada
principalmente en su núcleo, y proviene de los protones y neutrones presentes en
el mismo, por lo que:
N° másico = A = (p+) + (n)
Ej. el aluminio (13 protones y 14 neutrones), por lo tanto, A=27.
Relacionando los conceptos anteriores, podemos concluir:
Z = p+ = en=A–Z
Remplazando, A = Z + n
A = (p+) +( n)
Para representar los números vistos anteriormente, se coloca el símbolo del
elemento (X), y a la izquierda del mismo, como subíndice, el número atómico (Z), y
como superíndice, el número másico (A).
A
ZX
Resumiendo, podemos decir que un átomo queda
definido por dos números principales: el atómico y el másico. Por ejemplo, si
buscamos en la tabla periódica el sodio, veremos que su Z=11, y su A=23. Si
queremos saber:
 El número de electrones= Z= 11;
 y como el átomo es neutro eléctricamente, el número de protones, será 11.
 El número de neutrones = A – Z= 23 – 11 = 12 neutrones.
Los electrones, no se distribuyen al azar alrededor de sus núcleos, sino que hay
reglas que regulan su comportamiento dentro del átomo.Esta estructura atómica,
es la que corresponde al estado “normal” del átomo, y se encuentra representada
en lo que se llama configuración electrónica. Como es un tema algo complicado,
simplemente vamos a decir que los electrones están dispuestos en niveles
energéticos (órbitas) que se disponen alrededor del núcleo, asemejando a un
sistema solar.
Esta configuración electrónica de los átomos, es la que le da a cada elemento las
propiedades específicas, que luego estudiaremos en este curso de química
inorgánica.
Tengamos en cuenta, que los electrones ubicados en el último nivel energético
(electrones de valencia), son los que van a intervenir en las uniones químicas.
UNIONES QUÍMICAS:
Son también llamadas, enlaces químicos, y son aquellas en las cuales los átomos
reaccionan entre sí, para formar moléculas.
Recordemos del curso de química general, que los átomos tienden a combinarse
entre sí, para lograr estabilidad electrónica, para lo cual necesitan completar con 8
electrones su último nivel energético (regla del octeto), excepto los gases nobles.
Para lograr ese fin, pueden ceder, aceptar o compartir electrones. Esto dependerá
del tipo de átomos que se combinen, dando como resultado distintos tipos de
enlace: iónico o covalente.
1- ENLACE IÓNICO:
Cuando los átomos ceden o aceptan electrones, se convierten en IONES
(átomos con carga eléctrica), y su carga neta se modificará. En el caso que
acepten electrones, se transformarán en ANIONES (carga neta negativa), y
cuando cedan electrones, se convertirán en CATIONES (carga neta
positiva). Recordémoslo con ejemplos: cuando el cloro reacciona con sodio:
El Cl, tiene 17 e- y 17 protones; si recibe 1 e- (tiene 7 e- en su último nivel,
y debe llegar a 8):
e-= -17+ (-1)= -18 cargas negativas.
p+= 17 cargas positivas.
Por lo tanto: su carga neta será – 1. Por eso se escribe anión cloruro (Cl -1)
Si consideramos el Na: tiene 11 e- y 11 protones, cuando ceda su electrón
(necesita entregarlo, así se queda con 8 e-):
e-= -11- ( – 1) = 10 cargas negativas
p+= 11 cargas positivas.
Por lo tanto, su carga neta será + 1. Así, escribimos catión sodio (Na +1)
Estos electrones, pueden ser representados mediante los diagramas de
Lewis, estudiados ya en alguna oportunidad.
El enlace iónico, se establece entre un elemento metálico (que tiende a
ceder electrones) y uno no metálico (que tiende a aceptar electrones), y
forma compuestos cristalinos de alto punto de fusión.
Por ejemplo, el cloruro de sodio.
Las soluciones acuosas de compuestos iónicos, conducen la corriente eléctrica,
por lo que se los denomina electrolitos.
2- ENLACE COVALENTE:
En este caso, los electrones de valencia de los átomos involucrados en la
unión, se distribuyen entre ambos para satisfacer sus octetos, así, se
comparten electrones entre los átomos.
Este enlace se establece entre dos elementos no metálicos, y da como
resultado, compuestos gaseosos cuyos puntos de fusión y ebullición, son
bajos. Cuando se disuelven en agua, estos compuestos no conducen la
electricidad.
Según el número de pares de electrones compartidos, los enlaces
covalentes pueden ser:
a- Covalente simple:
Todos los átomos
tienden a completar 8 electrones en su último nivel
(octeto), excepto el Hidrógeno (que forma un dueto, o sea completa dos
electrones). En este caso, se comparte un solo par de electrones. Por
ejemplo, la formación de la molécula de cloro:
Entonces, la molécula se escribe:
Lo mismo sucede con la molécula de hidrógeno, pero aquí, cada átomo
comparte su único electrón (y forman un dueto).
H oxH
H H
H2
Esta es la razón que explica por qué estas moléculas son diatómicas.
Pero, ¿qué ocurre con la formación de la molécula de agua?. El oxígeno
tiene 6 electrones en su último nivel, por lo tanto, necesita 2 electrones
más, para llegar a 8. Así, necesita 2 átomos de hidrógeno con quien
compartir sus electrones y llegar al octeto y dueto respectivamente,
entonces:
La ecuación correspondiente a la formación de agua sería:
b- covalente doble:
Acá se comparten dos pares de electrones. Tomaremos como ejemplo
la formación de la molécula de oxígeno:
O2
Otro ejemplo puede ser el dióxido de carbono (CO2)
c- covalente triple:
Se comparten tres pares de electrones. Explicaremos la formación de la
molécula de nitrógeno:
Enlace covalente coordinado o dativo:
Como en toda unión covalente, en este tipo de unión también se
comparten electrones, pero la diferencia está dada en que el par de
electrones compartidos es aportado por uno solo de los átomos.
Estos electrones aportados se representan con una flecha que parte del
átomo que hace el aporte.
Analicemos lo que ocurre en la formación de la molécula de dióxido de
azufre: ambos elementos se ubican en el grupo VI de la tabla periódica,
de modo que poseen seis electrones de valencia cada uno. Un átomo
de azufre se une por covalencia común doble con un átomo de oxígeno.
Pero al azufre le quedan dos pares de electrones que no participan en el
enlace anterior.
Esto se representa:
O
S
O
UNIONES POLARES Y NO POLARES:
La electronegatividad (EN) es la capacidad que tiene un átomo para atraer con
más fuerza y por más tiempo, el par de electrones que participan en un enlace.
Puede tomar valores que van de 0 a 4. En la tabla periódica, la EN aumenta de
izquierda a derecha, a lo largo de un período, y aumenta de abajo hacia arriba en
un grupo. El flúor, es el elemento más electronegativo (EN=4). Se dice así, que los
metales, son poco electronegativos (por eso tienden a ceder electrones), y los no
metales fuertemente electronegativos (atraen electrones).
Esta propiedad, permite estimar si una unión covalente será polar o no polar, ya
que según la diferencia de EN entre los átomos involucrados se puede predecir el
tipo de unión que tendrá lugar.
1- Covalente no polar: cuando los átomos que se unen tienen la misma EN,
por lo que atraen con la misma fuerza
y por más tiempo el par de
electrones que comparten. Por ej. la molécula de cloro, la de oxígeno.
2- Covalente polar: cuando los átomos que se unen tienen diferente EN, por
lo que uno de ellos atraerá con la más fuerza y por más tiempo el par de
electrones compartido. Así, la nube electrónica se desplazará hacia el
átomo más EN, distribuyéndose asimétricamente alrededor de ambos
núcleos, lo que genera la aparición de dos polos: uno positivo y otro
negativo (por ello se denomina polar). Por ej. la molécula de agua.
FORMACION DE COMPUESTOS
Los compuestos químicos, se representan mediante fórmulas, por lo que
antes de empezar con la formación de dichos compuestos, hay que
distinguir los distintos tipos de fórmulas que pueden representarlos:
a- Fórmula molecular: indica la cantidad y la calidad de los átomos que
forman la molécula.
b- Fórmula estructural o desarrollada: representa la molécula mediante
diagramas de puntos o rayas, de modo que se puede ver cómo se
enlazan los átomos en la molécula.
Recordemos la formación de compuestos:
En el curso de química general, Ud. vio lo que eran los óxidos. Estos podían ser
básicos o ácidos, según el oxígeno se combinara con metales o no metales,
respectivamente.
Por ejemplo:
4 Na + O2
2 Na2 O
óxido de sodio.
Fe + O2
Fe O
óxido ferroso
Fe + O2
Fe 2 O3
óxido férrico
OXIDOS BASICOS
Cl2 + 7 O2
2 Cl2 O7 óxido perclórico
2 C + O2
2 C O monóxido de carbono
S + O2
S O2 óxido sulfuroso
OXIDOS ACIDOS
Posteriormente, cuando estos compuestos se hacían reaccionar con agua,
obteníamos los HIDRÓXIDOS y los OXOÁCIDOS. En los ejemplos anteriores:
Na2 O + H2O
Fe O + H2O
Fe 2 O3 + 3 H2O
Cl2 O7 + H2O
2 Na (OH)
Fe (OH)2
2 Fe (OH)3
2 H Cl O4
hidróxido de sodio
hidróxido ferroso
hidróxido férrico
ácido perclórico
2 C O + 2 H2O
2 H C O2
ácido carbonoso
2 S O2 + 2 H2O
2 H2 S O 3
ácido sulfuroso
Así también Ud. pudo combinar los elementos con el hidrógeno, para formar
hidruros.
Cl2 + H2
2 HCl (g) (cloruro de hidrógeno), o ácido clorhídrico,
cuando está en solución acuosa.
Y, como final de todo esto, Ud aprendió a ionizar, o sea, a formar iones y a
nombrarlos: OSO BONITO, PICO DE PATO, se acuerda???
Es por eso que le propongo repase los conceptos teóricos referidos a este
tema y practique los ejercicios correspondientes.
CIERRE:
Resumiendo, esto ha sido un repaso, con algunos agregados extra, de las
primeras unidades del curso de química general.
Refrescamos la estructura de los átomos y sus electrones de valencia
necesarios para la formación de los enlaces. Y como si esto fuera poco, también
vimos las distintas funciones químicas que se obtenían como resultado de dicho
enlace entre los átomos (óxidos, hidróxidos, ácidos, hidruros).
Espero no se haya aburrido, puesto que, claro, todo esto lo sabe…..pero
hay que darlo de nuevo, ya que la química inorgánica va a aportarle conocimientos
referentes a cada compuesto en particular.
Nos vemos en la otra unidad!!!!
BIBLIOGRAFIA:
-
QUIMICA, Estructura, propiedades y transformaciones de la materia.
Ed.Estrada.
-
QUIMICA IV, GENERAL E INORGANICA, Milone, Ed. Estrada.