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DESCUENTOS EN LOS ARANCELES
A PARTIR DE MAYO

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Bienvenidos a la clase de Físico-Química
Prof  Di Mauro 
 luiginaveronicadimauro@gmail.com 

ORGANIZACIÓN DE LOS CONTENIDOS A SABER

Eje organizador:	Núcleo Temático:
Estructura de la materia	Estructura atómica Uniones químicas
Transformaciones de la materia	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

Descarga de actividades

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.

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.

Actividades:

1. Subraya el elemento más electronegativo.

a.       Aluminio-Sodio

b.       Hierro-Fósforo

c.       Titanio-Cloro

d.       Rutenio-Cinc

e.       Oxígeno-Yodo

2. 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.
3. Represente mediante la notación de Lewis los elementos del punto 2.
4. 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:

1. K
2. F
3. N
4. H
5. 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 (m_l). Un cuarto número cuántico, el número cuántico de spin (m_s) 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 (m_l). 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 (m_s). 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.

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:

1. K
2. F
3. N
4. H
5. 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

Bienvenidos a la clase de Físico-Química

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.