DESCUENTOS EN LOS ARANCELES
A PARTIR DE MAYO
A PARTIR DE MAYO
Prof Di Mauro
luiginaveronicadimauro@gmail.com
ORGANIZACIÓN DE LOS CONTENIDOS A SABER
Eje
organizador:
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Núcleo Temático:
|
Estructura de
la materia
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Estructura atómica
Uniones químicas
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Transformaciones
de la materia
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Reacciones químicas
Reacciones nucleares
|
Intercambio de
energía
|
Intercambio de energía por radiación
Intercambio de energía térmica
|
Reunión todos los viernes a las 8 hs
Video del 15/05
Video del 8/5
Les dejo un video con los temas tratados el 24/4
Entregar todas las actividades al mail: luiginaveronicadimauro@gmail.com
Fechas de entrega de trabajos:
Diagnóstico: del 27/3 al 3/4
Tabla periódica: 13/4
Clase 6
Hola chicos les doy la bienvenida a otra clase de Fisicoquímica.
Unión iónica
Se da entre
elementos con mucha diferencia de electronegatividad de modo que uno de los
elementos tiende a perder electrones y el otro a ganarlos. El que gana
electrones queda con carga negativa (anión) y el que pierde con carga positiva
(catión). Los elementos de los grupos I, II y tres son metales electropositivos
que tienden a perder electrones mientras que los elementos de los grupos
V, VI y VII de elevada eletronegatividad tienden ganarlos. Un ejemplo
característico de esta unión lo constituyen las sales haloideas formadas por
reacción de los metales (grupos I, II y III) con los no metales de los grupos
VII y VI básicamente.
Ejemplo:El cloruro de sodio (NaCl) es un compuesto iónico, el sodio con solo un electrón en el último nivel tiende a perderlo y quedar así con capa completa (8 e-) mientras que el cloro que tiene siete electrones en el último nivel tiende a ganar para llegar a 8. (regla del octeto).
Los invito a ver el siguiente video:
Actividad: Representa las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos iónicos e
identificar el número de oxidación de los elementos que intervienen en la
unión:
|
a. NaCl
b. LiF
c. K2S
|
d. AlBr3
e.Mg2C
f. Ca3P 2
|
g.Pb3N4
h. In2O3
i. K2O
|
Clase 5
Uniones Químicas
Si examinamos los materiales que nos rodean, encontraremos una inmensa
variedad que incluye diferentes colores, texturas, dureza, solubilidad y
durabilidad. Los materiales de nuestro mundo ofrecen marcadas y al parecer
infinitas diferencias, y a pesar de ello sólo existen unos 100 elementos y por
tanto sólo 100 clases de átomos que dan lugar a esta diversidad.
En cierto sentido, los átomos son como las
27 letras del alfabeto, que se unen en diferentes combinaciones para formar la
gran cantidad de palabras de nuestro idioma. Pero, ¿por qué se unen los átomos?
¿Cómo se combinan entre sí? ¿Qué restricciones hay en cuanto a sus
combinaciones? ¿Cuál es la fuerza o fuerzas que los mantienen unidos?
Por ejemplo:
- ¿Por qué el oxígeno que respiramos, sustancia formada por moléculas constituidas por dos átomos de oxígeno, responde a la fórmula O2 y no a O?
- ¿Cómo se explica que el hidrógeno se una con el oxígeno para formar moléculas de agua (H2O)?
Para responderlas será necesario
considerar el concepto de uniones químicas,
el cual abordaremos a lo largo de esta unidad. Para ello, es indispensable
hacer un breve repaso de varios conceptos.
¿De qué está hecho todo lo que nos rodea?
Antes de contestar esta pregunta, primero vamos a determinar a qué hará referencia decir “todo lo que nos rodea”. ¿Qué es?
Todo lo que nos rodea (mesa, ropa, piso, útiles, golosinas, aire,
nuestros compañeros, nosotros mismos, estrellas, soles, etc.), es materia, es decir, aquello que ocupa un
lugar en el espacio, que posee volumen, peso y se percibe mediante nuestros
sentidos. Y la mínima porción de materia que puede combinarse es el átomo.
Los átomos muchas veces no están libres por el Universo, sino que se unen de diferentes maneras por un solo motivo. No hay intencionalidad (para que se unan), sino causa (por que se unen), para un único fin, ser estables químicamente.
Electronegatividad
Una propiedad periódica muy
importante, que permite clasificar a las uniones químicas es la
electronegatividad.
La electronegatividad es la tendencia de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico de otro átomo.
En la
tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un
período y de abajo hacia arriba en un grupo.
Actividades:
Notación de Lewis
¿Cómo
se representan los electrones del último orbital de un átomo?
Mediante la Notación de Lewis cada átomo se representa con su símbolo,
que es el núcleo y los orbitales externos del
elemento, y a su alrededor, los electrones del último orbital mediante
círculos, puntos o cruces.
- Subraya el elemento más electronegativo.
a. Aluminio-Sodio
b. Hierro-Fósforo
c. Titanio-Cloro
d. Rutenio-Cinc
e. Oxígeno-Yodo
- Ordena los siguientes elementos de acuerdo
a su electronegatividad decreciente, es decir, desde el más
electronegativo, al menos electronegativo. Elementos: Oxígeno, Litio,
Calcio, Arsénico, Bromo, Plata, Bismuto y Cobre.
- Represente mediante la notación de Lewis los elementos del punto 2.
- Mencione y explique brevemente los tipos de uniones químicas.
Clase 4
Después de la clase que tuvimos online les voy a pedir que a la actividad que les había dejado, además de hallar para cada elemento la CE y CEE, indiquen los cuatro números cuánticos para el último electrón.
Los elementos con los que tienen que trabajar son:
- K
- F
- N
- H
- Ne
Clase 3
Hasta ahora
veníamos trabajando con el modelo atómico de Bohr….pero hay un problema con él,
solo es útil para analizar el Hidrógeno.
Luego
de que se comprobó que el modelo de Bohr solo resultaba útil para analizar el
hidrógeno, Luis de Broglie, Werner
Heisenberg y Erwin Schrödinger postularon
diversos principios que revolucionaron la fisica clásica y dieron paso a la fisica cuántica.
Veamos el siguiente video para entender como es que llegamos al model actual:
Este modelo, también conocido como modelo orbital o modelo
cuántico-ondulatorio, se basa en tres pilares fundamentales de la mecánica
cuántica: la dualidad onda-partícula, el principio de incertidumbre y la
ecuación de Schrödinger.
En sus carpetas hagan una síntesis de estos tres pilares fundamentales.
Los números cuánticos y los orbitales
La mecánica cuántica establece que se requieren
tres números cuánticos para describir la distribución de los electrones en el
hidrógeno y en átomos de otros elementos.
Estos números se derivan de la solución matemática
de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno y se usan para
describir orbitales atómicos e identificar a los electrones que se encuentran
en estos orbitales. Se llaman número cuántico principal (n), primeramente,
establecido por Bohr y luego redefinido por la mecánica cuántica en una teoría
de orbitales atómicos mucho más compleja; número cuántico azimutal o de momento
angular (l), propuesto por Sommerfeld en su planteo teórico y luego redefinido
en términos de la mecánica cuántica; y número cuántico magnético (ml).
Un cuarto número cuántico, el número cuántico de spin (ms) completa
la descripción. Los cuatro números cuánticos especifican el estado cuántico
completo y único de un solo electrón en un átomo (es decir, su función de onda
Ψ).
- Número cuántico principal (n). En el hidrógeno (y átomos hidrogenoides), el valor de n determina la energía de un orbital (esto no es así para átomos polielectrónicos). Se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en un orbital en particular. A medida que el n aumenta, el electrón pasa más tiempo más lejos del núcleo, tiene mayor energía y está menos unido al núcleo. Puede tomar valores enteros 1, 2, 3 y así sucesivamente.
- Número cuántico azimutal (l). Determina la "forma" del orbital y depende del valor de n. Toma todos los valores enteros posibles de 0 a (n-l). El valor de l, en general, se designa por las letras s (1=0), p (1=1), d (1=2), f (1=3) y luego continúa alfabéticamente.
Un conjunto de orbitales con el mismo valor de n
recibe el nombre de capa o nivel. Uno o más orbitales con los mismos valores de
n y I se llaman subcapa o subnivel.
- Número cuántico magnético (ml). Describe la orientación del orbital en el espacio. Para una subcapa dada, depende del valor de I y puede tomar los valores (-1, -1+1, 0, 1-1, l). El número de valores de ml indica el número de orbitales de una subcapa con un valor específico de l.
- Número cuántico de spín (ms). Los físicos consideran que los electrones se comportan como pequeños imanes. Si se piensa que los electrones (con carga eléctrica) giran sobre su propio eje, esto podría explicar sus propiedades magnéticas. El número cuántico de spín corresponde a los dos posibles movimientos de giro del electrón (a favor o en contra de las agujas del reloj) y toma valores de +1 /2 o -1/2. Vale aclarar que, si bien se sigue utilizando esta analogía, hoy en día se sabe que el spín no tiene correlación en el mundo macroscópico.
Formas de los orbitales
Los orbitales s (l=0) tienen
forma 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.
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. 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 o z.
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)
Los orbitales f (l=3) también
tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que corresponden
a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
En el siguiente video se puede entender mejor los
números cuánticos y la forma de los orbitales mediante los ejemplos:
Configuración
electrónica
¿Cómo
realizamos ahora la configuración electrónica con este modelo?
No
desesperen, acá tienen una ayuda: La regla de las diagonales.
Si lo comparamos con el modelo que vimos anteriormente veremos que respeta la cantidad máxima de electrones por nivel:
Siempre se
comienza llenando por el orbital 1S. En esta regla, las flechas indican cual es
el proceso de llenado de los orbitales de cada subnivel. El orden siempre va de
menor a mayor energía.
Si lo comparamos con el modelo que vimos anteriormente veremos que respeta la cantidad máxima de electrones por nivel:
Vamos a
los videos con los ejemplos:
Configuración electrónica
externa
La
configuración electrónica externa (CEE) es la configuración electrónica de los
electrones pertenecientes a los niveles más externos.
Tomemos
por ejemplo el átomo de Sodio. Su número atómico es 11, quiere decir que tiene
11 electrones. Por lo tanto, su CE es 1s2 2s2 2p6
3s1 y su CEE es 3s1.
Actividad
Siguiendo la regla de las diagonales realice la CE y CEE de:
- K
- F
- N
- H
- Ne
Clase 2
Hola chicos, soy la profesora Di Mauro y les doy la bienvenida a otra clase de Fisicoquímica
En el trabajo de la clase anterior hablamos del átomo y de las
partículas subatómica. También repasamos las distintas concepciones de los
modelos atómicos. Esta semana vamos a trabajar con la tabla periódica y
repasaremos algunos conceptos sobre los átomos.
Como recordarán, todos los átomos están ordenados por número atómico creciente en la tabla periódica de los elementos. Este número nos indica la cantidad de protones y electrones que tiene un átomo.
Analicemos
un elemento, por ejemplo, el Boro.
Podemos observar que su número atómico (Z) es 5 y su masa atómica (A) es 11.
Recuerden que cuando analizamos las masas atómicas nos fijamos en el
número que está a continuación de la coma. Si este es menor a 5 tomamos la
parte entera, por ejemplo, si la masa que figura en la tabla fuera 10,4
tomaríamos como valor A=10. En cambio, cuando es mayor o igual a 5 sumamos una
unidad a la parte entera como es el caso de la masa del Boro. Como en la tabla
figura 10,811, A=11.
Con
estos datos podemos decir que el Boro tiene 5 protones y 5 electrones. Para
calcular cuántos neutrones tiene solo debemos realizar el siguiente cálculo: A
– Z. Por lo tanto, nuestro átomo de Boro tiene 6 neutrones ya que 11-5=6.
Vamos
a recordar en el modelo atómico de Bohr, para ello los invito a ver el
siguiente video:
La
configuración electrónica del Boro sería la siguiente:
Tiene 2 niveles energéticos, en el primer nivel hay 2 electrones y en el segundo nivel hay 3 electrones. Su configuración electrónica es 2-3
Si
volcara todos los datos del Boro en una tabla, quedaría de la siguiente forma:
Nombre
|
Símbolo
|
A
|
Z
|
p+
|
n0
|
e-
|
Niveles energéticos
|
Configuración electrónica
|
Boro
|
B
|
11
|
5
|
5
|
6
|
5
|
2
|
2-3
|
Actividades:
1)
¿Qué es un nivel energético?
2)
Según este modelo, ¿cuál es el número
máximo de electrones para cada nivel?
3)
Indique la configuración electrónica de
los siguientes elementos:
a) He
b) Ca
c) S
d) O
4)
Complete la siguiente tabla:
Nombre
|
Símbolo
|
A
|
Z
|
p+
|
n0
|
e-
|
Niveles energéticos
|
Configuración electrónica
|
Potasio
|
||||||||
17
|
||||||||
Bi
|
||||||||
54
|
Clase 1
Durante
estas dos semanas estaremos trabajando desde esta plataforma, si tienen alguna inquietud
no duden en preguntar. Todas las actividades corresponden al período desde el
16/3 al 31/3. Las mismas serán entregadas en clase después del período de suspensión.
Los invito a ver el siguiente video para repasar las Leyes de Newton:
La Segunda
ley de Newton se encarga de cuantificar el concepto de fuerza. Nos dice que la
fuerza neta aplicada sobre un cuerpo es proporcional a la aceleración que
adquiere dicho cuerpo. La constante de proporcionalidad es la masa del cuerpo,
de manera que podemos expresar la relación de la siguiente manera:
F = m a
Tanto la
fuerza como la aceleración son magnitudes vectoriales, es decir, tienen, además
de un valor, una dirección y un sentido. De esta manera, la Segunda ley de
Newton debe expresarse como:
F = m a
La unidad de
fuerza en el Sistema Internacional es el Newton y se representa por N. Un
Newton es la fuerza que hay que ejercer sobre un cuerpo de un kilogramo de masa
para que adquiera una aceleración de 1 m/s2, o sea,
1 N = 1 Kg ·
1 m/s2
La expresión
de la Segunda ley de Newton que hemos dado es válida para cuerpos cuya masa sea
constante. Si la masa varia, como por ejemplo un cohete que va quemando
combustible, no es válida la relación F = m · a. Vamos a generalizar la Segunda
ley de Newton para que incluya el caso de sistemas en los que pueda variar la masa.
Resolver las siguientes actividades:
1.
Una fuerza le proporciona a la masa de 3,5 Kg.
una aceleración de 1,5 m/s2. Calcular la magnitud de dicha fuerza en Newton.
2.
¿Qué aceleración adquirirá un cuerpo de 12,5 Kg
cuando sobre él actúa una fuerza de 200 N?
3.
Un cuerpo pesa en la tierra 70 N. ¿Cuál será a
su peso en la luna, donde la gravedad es 1,6 m/s2?
Los átomos
Responder:
1.
¿Qué es un átomo?
2. ¿Cómo
está compuesto?
3. ¿Cuáles
son las partes esenciales del átomo?
4. ¿Qué
representa el número atómico y el número másico?
5. ¿Qué
me pueden decir del átomo del gif animado?
6. ¿Qué
es in isótopo? Mencione los isótopos del átomo del gif.
7. El
primero en formular la idea de la existencia de los átomos fue el filósofo
griego Demócrito (siglo V-VI AC). Realice una línea de tiempo de los distintos
modelos atómicos que se presentaron desde entonces.
8.
Realice una breve descripción de cada modelo
planteado en el punto anterior.
