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2.1.1 El átomo




En equipo de 4 personas lean la lectura “De Demócrito al neutrino”, redacten un
resumen y expónganlo fr...
los que denominó átomos, en homenaje al pensador griego. Los segundos
serían como combinaciones de los primeros que de acu...
vez los intentos de los físicos por atraparlo, ya que apenas interacciona con la
materia; puede atravesar la Tierra sin tr...
Concepto de átomo.
El átomo es la partícula más pequeña que posee las propiedades del elemento
al que pertenece y se conse...
2.1.2 Protón, electrón y neutrón




En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto de electrón, protón y neutrón”
y cont...
(1856-1940), al encontrar la relación entre la carga y la masa del electrón, es
decir, e-/m, la masa del electrón encontra...
5.   Acerca el globo a los círculos de papel, sin tocarlos.
6.   Coloca unos granos de sal sobre un trozo de papel.
7.   F...
2. Describe el modelo atómico de Thomson.

   R:


3. ¿Cuál es la diferencia fundamental entre el modelo atómico de Thomso...
permitió suponer que el átomo tiene un núcleo macizo y un espacio vacío, en el
núcleo se encuentran el protón y el neutrón...
2. La órbita más cercana al núcleo corresponde al estado más estable del
   átomo, si un átomo recibe energía, el electrón...
mediante el cálculo de la mayor probabilidad de encontrar un electrón a una
determinada distancia del núcleo.

Para el hid...
bombardeo de electrones, la luz (ultravioleta, visible,
                          láser) y las reacciones químicas.

     ...
que, la carga de cualquier objeto siempre es un múltiplo de la carga electrónica,
a los que se le llama “cuantización de l...
Así, de la misma manera, como la carga de un cuerpo puede variar según gane
o pierde electrones (cuantos de energía), la e...
Desarrollo:

1. Organízate en equipos de 4 estudiantes.
2. Pide a tu maestro una caja de zapatos.
3. Con cuidado agita, gi...
4. ¿Cuáles son los valores de l, m y s para el nivel 5?

R:

5. ¿Cuántos tiene el orbital 7?


Los Números Cuánticos.
El m...
Como ejemplo, se tienen los modelos de la mecánica cuántica para los átomos
de hidrógeno y neón.




Los números cuánticos...
El siguiente esquema nos muestra las energías relativas de los diferentes
niveles principales, indica además el número máx...
Un Nivel de energía consiste en un cierto número de subniveles y cada subnivel
contiene un número determinado de orbitales...
En la siguiente figura se representa un esquema general para el 3er. nivel.

                                             ...
El tercer nivel de energía contiene suniveles “s”, “p” y “d”.




                                                        ...
Orbital py



El subnivel “d” acepta como máximo 10 electrones y se subdivide en 5 orbitales
que son: d(x2-y2), d(xz), d(z...
Si l = 0,1, … (n –1) y n = 1, entonces l = 1 – 1 = 0

El valor de m es:   m = 2(l) + 1         m = 2(0) +1 = 1

Dado que m...
Dado que m toma valores desde - l hasta + l, entonces m tendrá valores que
son –3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3, que corresponde...
El cuarto número cuántico “s” indica la diferencia en spin o giro para los dos
electrones que ocupan un mismo orbital.

Al...
En equipos de 4 personas lean los temas "Configuración electrónica, la huella
digital de los elementos", "Principio de Edi...
En equipos de 4 integrantes realicen las siguientes actividades:

1. Fotocopia la mano derecha extendida de al menos tres ...
1s2,
                          2s2, 2p6,
                          3s2, 3p6,
                          4s2, 3d10, 4p6,
   ...
Diagrama de orbitales

           1s           2s          2px         2py         2pz
     1H                            ...
La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un
elemento en los distintos niveles de energía, subn...
REGLA DE LAS DIAGONALES

   Niveles                                 Subniveles                                   No. de
  ...
1s2, 2s2, 2p1


                                   1s     2s    2px   2py 2pz


b)   13 Al


     1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1
...
44Ru         1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d7

45Rh         1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1,...
de la regla de las diagonales ya aparecen en los cuadros: 1, 3, 5, 8, 11 y 15) y
enseguida los subniveles que completan la...
4)   15P                                      5)   47Ag                  6) 8O

R.         1.
           2.
           3.
...
Elemento 1s   2s   2p   3s    3p   4s 3d   4p   5s    4d   5p   6s 4f 5d 6p       7s 5f 6d 7p
37 Rb    2    2    6    2   ...
Elemento 1s   2s   2p   3s   3p   4s    3d   4p   5s    4d    5p   6s 4f   5d 6p   7s 5f 6d 7p
87 Fr     2   2    6    2  ...
El electrón diferencial se agrega en cada paso al orbital de más baja energía
disponible, además de que podemos encontrar ...
Y al comparar la posición del electrón diferencial con los valores de m se obtiene
el valor que es m = -2.

e) Se observa ...
e) Se observa finalmente si la flecha del electrón diferencial apunta
   hacia arriba o hacia abajo considerando el criter...
La Tierra no es una muestra representativa de materia porque está constituida
fundamentalmente de elementos pesados, en ta...
Al continuar la cristalización en el manto el líquido que quedaba todavía se
enriqueció en compuestos de Al, Ca, O, K, Na ...
naturales. A estos recursos se les llama recursos renovables y si tenemos
cuidado, la naturaleza nos ayudará a mantener el...
¿Qué hacen con los desechos que generan tus actividades diarias?; es muy
probable que arrojes muchos de ellos en papeles y...
DESPERDICIO                                  PROCEDIMIENTO
Vidrio: (entero o roto se enjuaga cuando         El vidrio se p...
En equipos de 4 personas lean el tema “Los símbolos de los elementos
químicos” y después redacten un resumen y preséntelo ...
En algunos casos el nombre no coincide con el nombre en español, debido a
que el nombre del elemento se deriva del latín, ...
NOMBRE                 ORIGEN DEL NOMBRE                      SÍMBOLO
Germanio       Latín: Germania (Alemania)           ...
NOMBRE                     ORIGEN DEL NOMBRE                  SÍMBOLO
Rutenio           Latín: Ruthenia                   ...
C     B    H      I    E     R    R          O   A   B   O     N    W      P

 B     A     I    T     T     X    O        ...
Quimica Contextual I Segunda Unidad
Quimica Contextual I Segunda Unidad
Quimica Contextual I Segunda Unidad
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Quimica Contextual I Segunda Unidad
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Quimica Contextual I Segunda Unidad

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Segunda parte del extraordinario Libro de Quimica en la Vida Cotidiana conteniendo atractivas lecturas y ejercicios amenos: Particulas Subatomicas, Configuracion Electronica, Elementos Tabla Periodica.

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  • Gracias por la informacion, muchas gracias xD
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Quimica Contextual I Segunda Unidad

  1. 1. 2.1.1 El átomo En equipo de 4 personas lean la lectura “De Demócrito al neutrino”, redacten un resumen y expónganlo frente al grupo por un representante del equipo. Lectura No. 25: “De Demócrito al neutrino”. name mass (MeV/c2) charge electron 0.510 -1 electron nutrino ? 0 muon 106 -1 mu nutrino ? 0 tau 1780 -1 tau nutrino ? 0 (460-370 a.c.) Hace más de 2,400 años Demócrito de Abdera intuyó que el mundo debía estar formado por simples y minúsculos granos de materia primordial a los que dio el nombre de “átomos”, que en griego quiere decir indivisibles. Cada uno sería distinto según la sustancia a la que permaneciera. Hasta ahí el filósofo tenía razón. Lo malo que a la hora de explicar las diferencias entre unas partículas y otras, pecó de ingenuidad: los átomos del agua serían suaves y redondos; los del fuego estarían cubiertos de espinas y los de la tierra tendrían arrugas. Su revolucionaria teoría tuvo que luchar con la fama y autoridad del gran maestro Aristóteles, quien postulaba la existencia de una materia primigenia que existía tan solo potencialmente hasta que se manifestaba en los cuatro elementos que componían todos los seres y objetos: agua, tierra, aire y fuego. Durante siglos, los alquimistas que jamás creyeron en el átomo, se empeñaron en buscar dicha materia prima sin ningún éxito. Tuvieron que pasar muchos años para que en 1803, el químico inglés John Dalton desempolvara el viejo término acuñado por Demócrito. Según su teoría, la materia se podía dividir en dos grandes grupos: el de los elementos y el de los compuestos. Los primeros serían unidades simples o fundamentales, de las que existiría un número reducido (hasta ahora se han descubierto 112 elementos) a 90
  2. 2. los que denominó átomos, en homenaje al pensador griego. Los segundos serían como combinaciones de los primeros que de acuerdo con ciertas reglas, darían lugar a estructuras más complejas denominadas “moléculas”. Acababa de poner las bases de la física de partículas. Ya en las postrimerías del siglo, en 1891, el físico inglés J. J. Thomson iba a dar sin pretenderlo, con una nueva clave de la composición de la materia. Mientras estudiaba la naturaleza de los “rayos catódicos”, observó que éstos estaban formados por enormes cantidades de pequeñas partículas de electricidad negativa. La existencia de dichos corpúsculos, los electrones, había sido predicha por el físico irlandés Stoney, pero Thomson fue el primero en aislar uno de ellos que resultó tener una masa 1,836 veces menor que la del átomo del hidrógeno, el menor de todos. Así que el átomo ya no podía ser la partícula más pequeña; ni tan siquiera era indivisible. El hecho de que el electrón formara parte de él, planteaba una cuestión de fondo: ¿cómo se conformaba la estructura del átomo? La primera gran aproximación al concepto actual se debe a Ernest Rutherford, un físico de la Universidad de Manchester que en 1911 propuso un modelo prácticamente calcado del Sistema Solar: el átomo estaría formado por un núcleo central con carga positiva, en el que se concentraría casi toda la masa y alrededor del cual giraría los electrones en órbitas concéntricas como lo harían los planetas. Esta teoría fue plenamente confirmada por el físico danés Niels Bohr. Ahora bien, si se había descubierto una partícula más pequeña que la del átomo, bien pudieran existir otras características similares. En 1914, el propio Rutherford dio con el protón, mucho mayor que el electrón pero aún menor que el átomo. También poseía carga eléctrica, aunque en este caso de carga positiva. El inglés James Chadwick remató la terna al descubrir en 1932 el neutrón, que junto con el protón forma el núcleo atómico. La familia parecía estar completa. Pero las investigaciones realizadas en los años treinta sobre la desintegración radiactiva, en particular el estudio de la desintegración beta (mediante la cual un núcleo atómico se transforma espontáneamente en otro, emitiendo partículas beta o bien capturando un electrón) iban a introducir un nuevo y misterioso elemento. De las mediciones y observaciones llevadas a cabo en los laboratorios parecía deducirse que durante el proceso de desintegración nuclear desaparecía una pequeña cantidad de energía, algo que según la física es imposible, pues la energía ni se crea ni se destruye, solo se transforma. La hipótesis propuesta en 1931 por el físico austriaco Wolfgang Pauli más bien parecía una solución de compromiso, aunque fue aceptada por un mal menor. Este científico sospecho que durante la desintegración, además de las partículas ya conocidas, el núcleo atómico debía expulsar una nueva partícula ignorada portadora de energía que faltaba. Este nuevo miembro del clan, que no tendría carga eléctrica ni prácticamente masa, fue bautizado por el físico italiano Enrico Fermi con el nombre de neutrino, que significa “pequeña cosa natural”. Pauli estaba en lo cierto, pero no fue fácil comprobarlo. El neutrino esquivó una y otra 91
  3. 3. vez los intentos de los físicos por atraparlo, ya que apenas interacciona con la materia; puede atravesar la Tierra sin tropezar con nada. Los físicos se plantearon incluso modificar el principio de la conservación de la energía. Pero en 1956, Clyde L. Cowan y Frederick Reines lograron capturarlo en las emanaciones de un reactor nuclear. Con la propuesta de Pauli había quedado, pues resuelta la estructura atómica, que estaría integrada por cuatro tipos de partículas: electrón, protón, neutrón y neutrino; consideradas por mucho tiempo como fundamentales. Pero las aguas terminarían por desbordarse de nuevo. En los años cincuenta y sesenta los primeros aceleradores de partículas revelaron que estos elementos no estaban solos en el mundo, sino que pertenecían a una nutrida familia conocida como los hadrones. A mediado de los años sesenta, el número de partículas elementales se acercaba al centenar. En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto de átomo” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Qué es un átomo? R: 2. ¿Cuáles son los postulados de Dalton? R: 3. ¿Cómo está constituido un átomo? R: 92
  4. 4. Concepto de átomo. El átomo es la partícula más pequeña que posee las propiedades del elemento al que pertenece y se conserva indivisible en una reacción química excepto en las reacciones nucleares. El diámetro de un átomo mide décimas de nanómetros; es decir, si se alinearan 10 millones de átomos, formaría una línea de un milímetro de longitud. Grecia, la cuna de la ciencia no queda al margen de la historia, las aportaciones a la química las hicieron Leucipo y Demócrito, antiguos filósofos que hablaron de átomos invisibles, indivisibles e indestructibles, sus argumentos se fundaban en la necesidad de establecer un límite a una hipotética división de la materia. Esta hipótesis del atomismo fue en su tiempo la verdad a medias más fructífera que surgiera en la Grecia antigua y que tuviera una duración de más de veinte siglos. Posteriormente Dalton afirmó que:  Toda la materia está formada por partículas extraordinariamente diminutas llamadas átomos.  Todos los átomos de cualquier elemento son semejantes entre sí, particularmente en peso, pero diferentes de todos los demás elementos.  Los fenómenos químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí.  Los átomos permanecen indivisibles incluso en la reacción química más violenta. A estas afirmaciones se les conoce como postulados de Dalton. Los átomos están constituidos de materia, poseen un minúsculos núcleo formado por protones y neutrones (es la parte más pesada del átomo), el cual está rodeado de electrones que giran a grandes velocidades. Núcleo: Protones y Neutrones Electrones 93
  5. 5. 2.1.2 Protón, electrón y neutrón En equipos de 4 personas lean el tema “Concepto de electrón, protón y neutrón” y contesten las siguientes preguntas. 1. ¿Qué es un electrón? R: 2. ¿Cuál es la masa del electrón? R: 3. ¿Qué es un protón? R: 4. ¿Qué son los neutrones? R: 5. ¿A qué se llama número atómico? R: 6. ¿A qué se le llama número de masa? R: Concepto de electrón, protón y neutrón. Los electrones son partículas subatómicas que tienen carga negativa. La cantidad de carga en un electrón fue obtenida por Robert Andrew Millikan (1868- 1953), pero la definición real de electrón fue hecha por Joseph John Thomson 94
  6. 6. (1856-1940), al encontrar la relación entre la carga y la masa del electrón, es decir, e-/m, la masa del electrón encontrada por Thomson fue de 9.11x10 -28 kg. Los protones son partículas subatómicas que forman parte del núcleo y tienen carga positiva, cuya masa es de 1.673x10 -24 kg. El número de protones es igual al número atómico. El número de electrones (e ) es igual al número de protones (p+), por lo que el átomo es eléctricamente neutro. Los neutrones son partículas subatómicas que carecen de carga eléctrica y se encuentran en el núcleo con los protones, su masa es semejante a la del protón, es decir, de 1.673x10 -24 kg. La suma de protones y neutrones es el número de masa. Práctica 13: “Los papeles saltarines” Objetivo: Demostrar la existencia de las cargas positivas y negativas en la materia. Teoría: Los cuerpos se electrizan al ganar o perder electrones. Si sus cargas son iguales se repelen y si son diferentes se atraen Algunos cuerpos se cargan positiva o negativamente, por ejemplo, si un peine de plástico se frota con un paño de seda, lana o cabello, éste se carga negativamente y si se acercan objetos con carga positiva éstos se atraerán mutuamente. Material: Reactivos: Hoja de papel bond. Granos de sal de mesa. Perforadora para papel. Globo (escoge un tamaño que puedas sostener fácilmente con tu mano). Desarrollo: 1. Con la perforadora corta de 5 a 10 pequeños círculos de la hoja de papel. 2. Coloca los círculos de papel sobre una mesa y sepáralos. 3. Infla el globo y amárralo. 4. Frota el globo contra tu cabello, más o menos 5 veces. (Cuida que tu cabello esté limpio, seco y sin grasa). 95
  7. 7. 5. Acerca el globo a los círculos de papel, sin tocarlos. 6. Coloca unos granos de sal sobre un trozo de papel. 7. Frota un peine en tu cabello seco y observa. 8. Coloca el peine sobre la sal y observa. 9. Contesta las siguientes preguntas. Preguntas: 1. ¿Qué sucede con los círculos de papel? R: 2. ¿Por qué sucede esto? R: 3. ¿Qué sucede con los granos de sal? R: 3. ¿Por qué sucede esto? R: 2.2.1 Modelos atómicos. En equipos de 4 personas lean el tema “Modelos atómicos” y contesten las preguntas que a continuación se indican. 1. ¿Qué aportaciones hicieron Demócrito, John Dalton y J. J. Thomson a la teoría atómica? R: 96
  8. 8. 2. Describe el modelo atómico de Thomson. R: 3. ¿Cuál es la diferencia fundamental entre el modelo atómico de Thomson y el de Rutherford? R: 4. ¿Qué experimento dio a Rutherford la certeza de la estructura planetaria del átomo? R: 5. ¿Cuáles fueron las limitaciones del modelo atómico de Rutherford? R: 6. Describe los postulados de Bohr. R: Modelos atómicos. Thomson propuso un modelo atómico, en el cual la carga positiva se parecía a un “budín” con las cargas negativas uniformemente distribuidas, como lo están las pasas en el pan, su modelo se basó en los experimentos realizados con los tubos de descarga de Crookes. Perrin modificó el modelo de Thomson sugiriendo que las cargas negativas se encuentran en la parte externa del budín que es positivo. En 1911 Rutherford propuso un modelo atómico, según su experimento, que consistió en bombardear una lámina delgada de oro con partículas alfa, donde observó que algunas atravesaban fácilmente, otras rebotaban y el resto se desviaban, lo que 97
  9. 9. permitió suponer que el átomo tiene un núcleo macizo y un espacio vacío, en el núcleo se encuentran el protón y el neutrón, en el espacio vacío los electrones, describiendo diferentes trayectorias sin poder definirlas; esto le permitió hacer una analogía con el sistema solar, donde el centro del átomo era el Sol y los electrones los planetas, por lo que este modelo se conoce como “el planetario”. Bohr aprovecha las ideas de Planck referentes al estudio de la distribución energética de la radiación del cuerpo negro, para introducir el concepto de cuantización energética. A fin de que, las órbitas circulares fuesen estables y que concordaran con los espectros de emisión, para los cuales Rydberg ya había encontrado una expresión matemática empírica en la que aparecía un parámetro n con valores positivos. Niels Bohr (1885 – 1962) científico danés, amplió el concepto del modelo de Rutherford, estableciendo un nuevo modelo para el cual introdujo los siguientes postulados: 1. En el átomo existen órbitas en las cuales giran los electrones, las órbitas son circulares, concéntricas, de radios diferentes y bien definidas. A cada órbita se le asignó un número consecutivo a partir de la órbita más cercana al núcleo. A este número actualmente se le llama “número cuántico principal” y se representa con la letra n, la cual toma los valores: 1, 2, 3, 4, … El siguiente dibujo representa el modelo atómico de Bohr 98
  10. 10. 2. La órbita más cercana al núcleo corresponde al estado más estable del átomo, si un átomo recibe energía, el electrón puede “saltar” a otra órbita más lejana, la órbita más lejana del núcleo tiene una mayor energía. 3. La absorción o emisión de energía por el átomo, se produce exclusivamente cuando el electrón “salta” de una órbita a otra, la diferencia de energía entre los estados inicial y final en vez de ser emitida en forma continua, se emite en pequeños paquetes o cuantos de energía radiante llamados fotones. Sommerfield modificó el modelo de Bohr, de acuerdo a la Teoría de la Relatividad de Albert Eisntein y, aunque mejoró el modelo, no explicó los fenómenos electrónicos que en aquella época parecían indescifrables. En las ecuaciones de Sommerfield aparecen dos parámetros con características de números enteros que son n y l, el modelo de Sommerfield indica que las órbitas son circulares y elípticas como se ve en la siguiente figura: M L K De Broglie, al descifrar un rayo de electrones en la misma forma en que se difracta un rayo de sol para formar el arco iris, propuso que la luz tiene propiedades de partícula y de onda, dando lugar al movimiento de la mecánica ondulatoria. El electrón, al igual que las formas de energía de radiación como los fotones (cuantos de energía luminosa) como partícula son materia y como onda son energía, relacionando así el modelo de Bohr y las teorías de Einstein y Planck, para explicar la dualidad de onda-partícula de la materia. Para ilustrar lo anterior: un lápiz (una masa) ocupa un lugar en el espacio; la luz que emite una lámpara incandescente (energía), no ocupa un lugar en el espacio pero “existe” en todo el espacio. De esta manera, el electrón al comportarse no como onda (energía) “existirá” en el espacio (volumen) que rodea al núcleo y no coma capas como lo indicó Bohr. Cabe aclarar que estas propiedades son importantes solo para cuerpos muy pequeños como electrones, protones, etc., y a muy alta velocidad. Schödinger utilizó las ideas de De Broglie para elaborar una ecuación matemática con los parámetros ya conocidos y uno más que él nombró “número cuántico m” y que está relacionado al impulso, que permitió describir el movimiento de un electrón. Con esta ecuación es posible determinar la probabilidad de encontrar un electrón en cierto punto en un tiempo dado, 99
  11. 11. mediante el cálculo de la mayor probabilidad de encontrar un electrón a una determinada distancia del núcleo. Para el hidrógeno que tiene un solo electrón, la ecuación de onda calculó la mayor probabilidad de encontrar un electrón a una distancia determinada; este valor resultó ser igual al radio atómico del átomo del mismo elemento calculado por Bohr. Heisenberg, al mismo tiempo que Schödinger, con base de las ideas de Max Planck y de De Broglie, pero con el empleo de matemáticas distintas a las aplicadas por Schödinger -álgebra de matrices- establece el “Principio de incertidumbre” que nos explica por qué no se puede describir la trayectoria exacta del electrón en una región-energética y que sólo debemos conformarnos con tener una idea bastante aproximada de la región-energética de manifestación probabilística electrónica (abreviado es, reempe), nombre actual que se conoce como orbital, que comprende los conceptos de Bohr- Sommerfield. Pauli proporcionó el principio de orden necesario para que los resultados obtenidos por Bohr, Schödinger y Heisenberg estuviesen en concordancia con los hechos innegables expresados en las clasificaciones periódicas de los elementos de Mendeleiev y de Moseley. En el fondo, los trabajos de Schödinger y de Heisenberg coinciden, y con ellos nace la mecánica ondulatoria y la mecánica cuántica. Dirac y Jordan son los que ampliaron los conocimientos previos de la mecánica ondulatoria incorporando bases de la teoría general de la relatividad de Albert Einstein, y precisamente de sus ecuaciones es donde aparece el cuarto parámetro con características cuánticas denominado s, además de los ya conocidos: n, l y m. 2.2.2 Modelo atómico de la mecánica cuántica En equipo de 4 personas lean la lectura “Electrones excitados y espectros” y expongan al grupo por un integrante. Lectura No. 26: “Electrones excitados y espectros”. Para excitar los electrones dentro de los átomos e impulsarlos a estados energéticos más elevados, se puede emplear la energía de forma de calor, el 100
  12. 12. bombardeo de electrones, la luz (ultravioleta, visible, láser) y las reacciones químicas. Cuando se coloca al fuego un compuesto que contenga sodio, se puede observar un color amarillo, debido a la excitación de los electrones de sodio por efecto del calor. La incandescencia amarilla de una lámpara de vapor de sodio se debe a que los electrones se excitan por bombardeo de otros electrones. En ambos casos, los electrones excitados del sodio regresan al estado más estable de energía, al tiempo que producen un espectro característico de líneas que es siempre igual, sin importar el medio empleado para excitar a dichos electrones. La luz blanca-azulosa de las lámparas fluorescentes de vapor de mercurio, se debe a que los átomos están excitados por bombardeo de electrones. La incandescencia naranja de los anuncios de neón y la luz roja se deben a los láseres de helio y neón; también es consecuencia de la excitación el regreso de los electrones a los estados de más baja energía dentro de los átomos. Cada espectro de líneas es característico para un elemento. La luz también puede excitar a los electrones en el interior de los átomos cuando la pintura fluorescente fosforece en presencia de luz ultravioleta, esta es la fuente de energía que excita los electrones de las moléculas de la pintura. Ciertas reacciones químicas también son capaces de excitar los electrones y producir luz visible, por ejemplo la incandescencia amarilla-verdosa de las luciérnagas y los tubos de luz química que irradian luz durante varias horas. Una vez más se libera energía en forma de luz visible conforme los electrones excitados de los átomos regresan a estados más baja energía. Como se aprecia en los ejemplos mencionados, los electrones excitados participan de manera importante en la vida diaria. En equipo de 4 personas lean el tema “El nacimiento de la Teoría Cuántica” y elaboren un resumen para exponerlo al grupo por un integrante. Lectura No. 27: “El nacimiento de la Teoría Cuántica”. Los electrones son los portadores de carga negativa. Todos los objetos cargados negativamente tienen un cierto número de electrones en exceso y de manera similar los cargados positivamente tienen cierta deficiencia de electrones, por lo 101
  13. 13. que, la carga de cualquier objeto siempre es un múltiplo de la carga electrónica, a los que se le llama “cuantización de la carga”. La ecuación que se utiliza para representar la cuantización de la carga es: q = Ne Donde: N = es un número entero e = la carga del electrón y q = es la carga del objeto. La palabra “cuantización” viene de quantum que se refiere a cantidad elemental, entonces “e” corresponde a un quantum (o cuanto) de carga eléctrica. En todo proceso de trasferencia de carga, el cuanto fundamental corresponde a la carga del electrón. Seguramente has observado que cuando pones la mano cerca de un cuerpo caliente sientes que el calor se transmite, lo que sucede es que despide rayos infrarrojos y si el cuerpo está a más alta temperatura, éste se pone “al rojo”, como las brasas en una hoguera, lo cual quiere decir que emite luz de ese color y si la temperatura sube aún más, el cuerpo se pone incandescente y emite luz blanca como el filamento de un foco. En 1900, Max Planck logró dar una explicación después de que los científicos lo intentaron durante 40 años, pero tuvo que proponer algo totalmente nuevo y dijo que: “los cuerpos del microcosmos (electrones, nucleones, átomos, moléculas) absorben y emiten luz de manera discontinua”. Pero, ¿qué quiere decir esto?, hasta estas fechas se pensaba que la energía podía transmitirse en cualquier cantidad, por pequeña que fuese, por ejemplo, al balancearse un péndulo, se va frenando la fricción del aire en forma continua; cuando se aplica el freno de un automóvil, también se detiene gradualmente y va pasando por todas las velocidades intermedias hasta el reposo. Planck llegó a la conclusión de que esto no ocurría a nivel atómico, ya que los electrones absorben o emiten luz en pequeños paquetes de energía, que llamó “cuantos de energía”. Esta palabra viene del latín quantum, que se entiende como “cantidad elemental”. Por eso se conoce a la contribución de Planck como teoría cuántica o teoría de los cuantos. Al igual que una escalera, solo puede subirse de peldaño en peldaño, Planck encontró que los intercambios de energía en la naturaleza ocurren también por peldaños. 102
  14. 14. Así, de la misma manera, como la carga de un cuerpo puede variar según gane o pierde electrones (cuantos de energía), la energía de un objeto solo puede variar en magnitudes fijas, los cuantos energéticos. Estos cuantos de energía son tan pequeños que el intercambio de energía en los objetos grandes parece continuo. Es como si nos pidieran pesar un kilogramo exacto de arena, los gramos son tan pequeños que podemos lograrlo con gran precisión; sin embargo, no será fácil pesar un kilogramo exacto de canicas, pues al poner la última canica seguramente nos pasaremos algunos gramos, lo mismo sucede cuando se nos pide un kilogramo de ladrillo, una pila de ladrillos siempre pesa un número entero de veces el peso de un ladrillo y no será posible obtener con precisión un kilogramo de alguno. Planck pudo calcular con la mínima cantidad de energía luminosa que puede absorber o emitir un cuerpo, depende de la frecuencia de la luz que emite o absorbe y lo representó con la siguiente ecuación: E=h Donde: E = es la energía del cuerpo en unidades de Joules. h = la constante de Planck, que vale 6.62x10-34 Joules/s. = es la frecuencia de la radiación medida en oscilaciones/s. La magnitud tan pequeña de la constante de Planck es la responsable de que los fenómenos solo se observen en los sistemas atómicos. Práctica No. 14: “La caja Negra” Objetivo: Sensibilizar al alumno sobre el trabajo científico. Teoría: Experimentos como los de Röentgen, Becquerel y Rutherford ilustran como las pruebas indirectas pueden ser esenciales para explorar las propiedades de un objeto que no podemos ver o tocar. En esta actividad intentarás identificar los objetos que se encuentran dentro de cajas que han sido selladas previamente. En muchos aspectos esta actividad se parece al trabajo de los científicos para determinar la naturaleza del átomo que es una “caja sellada” más fundamental. Material: 6 cajas de zapatos con un objeto (piedra, arena, pelota, canicas, etc.) dentro que puede desplazarse libremente. 1 rollo de cinta adhesiva. 103
  15. 15. Desarrollo: 1. Organízate en equipos de 4 estudiantes. 2. Pide a tu maestro una caja de zapatos. 3. Con cuidado agita, gira o manipula la caja. 4. Con base a tus observaciones intenta determinar el tamaño del objeto, su forma general y el material con que está hecho. Anota tus observaciones. 5. Intercambia la caja con otro equipo y repite los pasos 3 y 4. 6. Toma tus decisiones finales respecto a los objetos de las cajas e identifica cada uno de ellos por su nombre así como la descripción de sus características. 7. Expón al grupo los resultados obtenidos de tu equipo y verifica si los resultados son correctos. Cuestionario: 1. ¿Cuál de tus sentidos empleaste para reunir los datos de los objetos? R: 2. ¿En qué aspecto se parece esta actividad a los esfuerzos de los científicos por explorar la estructura atómica y molecular? R: 2.2.3 Números cuánticos. En forma individual lee el tema “Los números cuánticos”, posteriormente integra un equipo de 4 personas para elaborar un cuadro sinóptico del tema y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿Qué es un orbital atómico? R: 2. ¿Con qué letras se representan los subniveles de energía? R: 3. ¿Cuántos electrones acepta el subnivel “d” ? R: 104
  16. 16. 4. ¿Cuáles son los valores de l, m y s para el nivel 5? R: 5. ¿Cuántos tiene el orbital 7? Los Números Cuánticos. El modelo de Bohr es muy importante, porque explica la estabilidad del átomo, introduce la idea de los estados de energía cuantizados para los electrones, este modelo fue reemplazado por una nueva forma de visualizar los átomos, denominada mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. El físico austríaco Erwin Schrödinger (1887-1961), consideró al electrón como si fuera una onda y desarrolló una ecuación matemática para describir su comportamiento, en cualquier punto del espacio alrededor del núcleo, además, incluye términos para la energía total y energía potencial del electrón. Para calcular la energía total y la energía potencial de un electrón, se utilizan cuatro números o parámetros conocidos como números cuánticos, estos números, en la ecuación de Schrödinger sirven para describir el comportamiento del electrón. La solución de la ecuación de onda presentada por Schrödinger requiere el uso de matemáticas superiores y por lo tanto no se discutirá en este texto. El modelo cuántico dice: a) El átomo está compuesto de un núcleo de carga positiva donde se encuentra la mayor parte de la masa y una nube electrónica que lo rodea. b) El núcleo está compuesto por protones, neutrones y otras partículas subatómicas. c) La nube electrónica se describe por los cuatro números cuánticos. d) Los números cuánticos determinan los niveles energéticos, los subniveles, la orientación, forma probable de los orbitales y el número de electrones que ocupa cada orbital. Un orbital se define como la región del espacio donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón (reempe): región de espacio–energético de manifestación probabilística electrónica. e) La descripción del modelo utiliza, además de una figura, una notación para su estructura, llamada configuración electrónica cuántica que se basa en los factores antes mencionados. 105
  17. 17. Como ejemplo, se tienen los modelos de la mecánica cuántica para los átomos de hidrógeno y neón. Los números cuánticos son n, l, m, s y tienen el siguiente significado: n Número cuántico espacio-energético fundamental o principal. l Número cuántico por forma o secundario. m Número cuántico por orientaciones o magnético. s Número cuántico de spin o de giro. Cada electrón en un átomo puede ser descrito por un conjunto único de estos cuatro números. Describiremos a continuación cada número cuántico por separado: Número cuántico principal “n”. Relaciona la magnitud de volumen ocupado por la región de espacio-energético de manifestación probabilística electrónica (reempe), donde se localizan los electrones, el parámetro n solo puede adquirir valores enteros y positivos, en otras palabras, un electrón puede ocupar solamente niveles energéticos específicos que pueden ser 1, 2, 3, 4, 5, … En algunos textos, los niveles principales de energía se representan por las letras K, L, M, N, O, … El número máximo de electrones en cada nivel, está determinado por la fórmula 2n2, por lo tanto, la población electrónica máxima estará definida a partir de ella. Por ejemplo, la siguiente tabla presenta para cada nivel el número máximo de electrones y la manera en que se calculan. Nivel n Fórmula Electrones 1 2 (1)2 2 2 2 (2)2 8 3 2 (3)2 18 4 2 (4)2 32 106
  18. 18. El siguiente esquema nos muestra las energías relativas de los diferentes niveles principales, indica además el número máximo de electrones en cada nivel. n=4 2(4)2 = 32 Relación entre la E energía y el n n=3 2(3)2 = 18 número cuántico e principal r n=2 2(2)2 = 8 g í n=1 2(1)2 = 2 a Numero cuántico secundario o subnivel “l”. Define la forma del orbital, es decir, la región del espacio con la mayor probabilidad de encontrar un electrón. Los valores posibles para l, están limitados por el valor de n; es decir, l puede tomar valores enteros que van desde cero hasta n– 1. Por ejemplo, si n = 3, l puede tomar los valores de 0, 1 y 2. En la siguiente tabla se presentan los diferentes valores de l par los niveles 1, 2, 3, 4 y 5. n 1 2 3 4 5 l 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3 0,1,2,3,4 El valor de l es representado generalmente por las letras s, p, d, f, g, h, i, .... que son los nombre de los subniveles que corresponden a los valores de l, es decir: 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6,… respectivamente, como se muestra en la siguiente tabla: Valor de l 0 1 2 3 4* . . . Nombre del subnivel S p d f g*. . .  Actualmente el valor de l = 3 satisface la distribución de los electrones en los elementos conocidos, pero en un futuro cuando se descubran más elementos el valor de l aumentará y por ende el de los orbitales. Los datos experimentales demuestran que cada nivel de energía se divide en subniveles en los que es probable encontrar el electrón. 107
  19. 19. Un Nivel de energía consiste en un cierto número de subniveles y cada subnivel contiene un número determinado de orbitales Por ejemplo, el primer nivel de energía consiste en un subnivel “s” que contiene un orbital “s”, es decir: 1er. Nivel de energía Subnivel “s” El número de orbitales, se calcula con la siguiente expresión: Número de orbitales = n2 Donde n es el nivel energético. El segundo nivel de energía está formado por un subnivel “s” y un subnivel “p”, el primero tiene un orbital “s” y el segundo tres orbitales “p”. Subnivel “p” 2do. Nivel de energía Subnivel “s” El nivel 3 consiste de un subnivel ”s”, que contiene un orbital “s”, un subnivel “p” que contiene 3 orbitales “p” y un subnivel “d” que contiene 5 orbitales “d”, como se muestra a continuación: Subnivel “d” 3er. Nivel de energía Subnivel “p” Subnivel “s” 108
  20. 20. En la siguiente figura se representa un esquema general para el 3er. nivel. Subnivel “d” d d d d d p p p Subnivel “p” s Subnivel “s” Ejemplo: Para el nivel n = 1, se tiene: Número de orbitales = n2 = 12 = 1 El primer nivel de carga contiene un subnivel “s” Nivel 1s E N n=1 E R G I A El segundo nivel de energía contiene subniveles “s” y “p”. 2p E Nivel N E n=2 R 2s G I A 109
  21. 21. El tercer nivel de energía contiene suniveles “s”, “p” y “d”. 3d E Nivel N 3p E n=3 R G 3s I A El cuarto nivel de energía contiene los subniveles “s”, “p”, “d” y “f”. 4f 4d E Nivel N 4p E n=4 R 4s G I A El orbital “s” es esférico, está representado de la siguiente manera y acepata como máximo 2 electrones: El subnivel “p” acepta como máximo 6 electrones y se subdivide en tres orbitales, es decir: px, py y pz; la forma del orbital py es la siguiente y en él se encuentran 2 electrones: 110
  22. 22. Orbital py El subnivel “d” acepta como máximo 10 electrones y se subdivide en 5 orbitales que son: d(x2-y2), d(xz), d(z2), d(yz), d(xy), la forma del orbital d(xy) es: Orbital d(xy) acepta 2 electrones El subnivel “f ” acepta 14 electrones, se subdivide en 7 orbitales y se representa como a continuación se indica: Subnivel “f” acepta 14 electrones De lo anterior se concluye que para un nivel n = 4, se tiene un orbital “s”, 3 orbitales “p”, 5 orbitales “d” y 7 orbitales “f ”, que sumados dan 16 orbitales, es decir n2 = 16. El número cuántico por orientación o magnético “m” surge como una necesidad para explicar el por qué los átomos colocados en un campo magnético se excitan y se observan algunas líneas espectrales; estas líneas demuestran que los orbitales de un mismo subnivel energético tienen diferente orientación espacial, por lo que el tercer número cuántico “m” indica la orientación de un orbital en el espacio. Cada valor de “l ” da (2 l + 1) valores de “m” y estos últimos pueden ir desde - l a + l pasando por cero, por lo tanto tenemos que: 111
  23. 23. Si l = 0,1, … (n –1) y n = 1, entonces l = 1 – 1 = 0 El valor de m es: m = 2(l) + 1 m = 2(0) +1 = 1 Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces habrá un solo valor de “m” que será m = 0 que corresponde al orbital “s” con dos electrones. Si n= 2 l = 0, 1 ya que l varía desde cero hasta (n – 1), cuando = 0, m = 0 que corresponde al orbital “s” con dos electrones; cuando l = 1, m = 2() +1 = 2(1) +1 = 3 Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces habrá tres valores para “m”, los cuales m = 1, m = 0 y m = +1, que corresponden a los orbitales px, py y pz, cada uno son dos electrones. Al sumarse estos últimos, con los dos del orbital “s”, se obtiene un total de 8 electrones en el segundo nivel. En resumen tenemos: n = 2: l = 0; m = 0 s =2e l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p =6e Total = 8 e Si n = 3 l = 0,1, 2, ya que varía desde (n - 1) cuando l = 2, m = 2(2) +1 = 5 Dado que m toma valores desde – l hasta + l, entonces m tendrá cinco valores que son m = -2, m = -1, m = 0, m = +1 y m = +2, que corresponden a los 5 orbitales cada uno con dos electrones. Al sumarse con los que se encuentran en l = 0 y l = 1, se obtiene un total de18 electrones en el tercer nivel. En resumen tenemos: n = 3: l = 0; m = 0 s =2e l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p =6e l = 2; m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2 d = 10 e Total = 18 e Si n = 4 l = 0,1, 2 y 3, ya que varía desde cero hasta (n –1) cuando l = 3, m = 2(3) +1 = 7 112
  24. 24. Dado que m toma valores desde - l hasta + l, entonces m tendrá valores que son –3, -2, -1, 0, +1, +2 y +3, que corresponden a los 7 orbitales “f” cada uno con dos electrones. Al sumarse con los que encuentran en l = 0, l = 1 y l = 2, se obtiene un total de 32 electrones para el cuarto nivel. En resumen tenemos: n = 4: l = 0; m=0 s=2e l = 1; m = -1, m = 0, m = +1 p=6e l = 2; m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2 d = 10 e l = 3; m = -3, m = -2, m = -1, m = 0, m = +1, m = +2, m = + 3 f = 14 e Total = 32 e Lo anterior descrito se puede resumir en la siguiente tabla: Nivel de energía 1 2 3 4 n Número de subniveles 1 2 3 4 l=n Número de 1 4 9 16 orbitales n2 Tipo y número de s s p s p d s p d f orbitales 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Número máximo de electrones por 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 subnivel Número máximo de electrones por 2 8 18 32 nivel 2n2 Número cuántico spin o de giro “s”. Este número cuántico “s” expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje. El giro del electrón se llama spin y solo puede tener dos direcciones, una en el sentido del giro de las manecillas del reloj (+1/2) y la otra en sentido contrario (-1/2). 113
  25. 25. El cuarto número cuántico “s” indica la diferencia en spin o giro para los dos electrones que ocupan un mismo orbital. Al combinar todos los valores posibles de los cuatro números cuánticos se obtiene la siguiente tabla cuántica de valores. Tabla cuántica de valores n l m s subnivel e- 1 0 0 1s 2 2 0 0 2s 1 -1 0 +1 2p 8 3 0 0 3s 1 -1 0 +1 3p 18 2 -2 -1 0 +1 +2 3d 4 0 0 4s 1 -1 0 +1 4p 2 -2 -1 0 +1 +2 4d 32 3 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 4f 114
  26. 26. En equipos de 4 personas lean los temas "Configuración electrónica, la huella digital de los elementos", "Principio de Edificación Progresiva o Regla de Aufbau, Principio de Exclusividad de Pauli y Principio de Máxima Multiplicidad o Regla Hund" y contesten las siguientes preguntas: 1. ¿En qué consiste el Principio de Edificación Progresiva o Regla de Aufbau? 2. ¿Qué indica el Principio de Exclusividad de Pauli? 3. ¿Qué indica la Regla de Hund? Configuración electrónica, la huella digital de los elementos. A partir de los estudios de los espectros atómicos, los físicos han llegado a la conclusión de que los electrones en los átomos (no excitados) se encuentran distribuidos entre 1 ó 7 niveles de energía, según sea la complejidad del átomo. Como ya se mencionó, el primer nivel energético solo puede contener dos electrones, se supone que es el nivel que se encuentra más cerca del núcleo y estos electrones son atraídos con mayor fuerza por el mismo. El descubrimiento de los diversos grupos de líneas del espectro correspondientes a los subniveles no sucedió repentinamente, sino que fue el resultado de una serie de hallazgos obtenidos a lo largo de los primeros años del siglo XX. Los subniveles fueron recibiendo nombres de acuerdo al orden en que se iban descubriendo y así sharp, principal, diffuse y fundamental corresponde a los subniveles "s", "p", "d" y "f" respectivamente. 115
  27. 27. En equipos de 4 integrantes realicen las siguientes actividades: 1. Fotocopia la mano derecha extendida de al menos tres compañeros de tu grupo, compara la forma, trayectoria y distribución de las líneas y huellas de cada uno con las tuyas, y obtén una conclusión. Tus compañeros deberán ser del mismo sexo y edad. 2. Consigue una tabla de clasificación cuántica de los elementos, revísala y analízala en equipos. 3. Relaciona la clasificación cuántica de los elementos con las huellas de la mano, y escribe tus conclusiones. 2.3.1 Principio de Edificación Progresiva de Aufbau, Principio de Exclusión de Pauli y Principio de Máxima Multiplicidad de Hund. La distribución de los electrones se hace siguiendo el Principio de Edificación Progresiva, el cual señala que “cada nuevo electrón que se añade a un átomo, entrará en el orbital disponible inmediato de menor energía”, este arreglo de orden de energía está dado por el orden de construcción de Aufbau, debido a que al aumentar el número atómico, varían ligeramente las energías relativas de los niveles como se observa en la siguiente gráfica: 7p 6d 5f 7s E 6p n 5d e 4f 6s 5p R 4d g 5s 4p Í 3d a 4s 3p 3s 2p 2s 1s Los subniveles pueden agruparse según el orden de energías crecientes, y a las gráficas de construcción progresiva se obtiene el orden en que se acomodan los electrones: 116
  28. 28. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6 “Principio de Exclusión de Pauli” El Principio de Exclusión de Pauli restringe la cantidad de electrones dentro de un subnivel. Este principio dice: “Dos electrones de un átomo dado no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos iguales (n, l, m y s)”. Es decir, en un orbital en donde exista la desigualdad de los cuatro números, no puede haber dos electrones con el mismo spin sino dos electrones con spin opuesto, es decir: Orbita "s" Esto no es posible que ocurra. Orbital "s" Es la forma correcta de aparear los electrones “Principio de máxima multiplicidad” o “Regla de Hund” El Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund establece que: "Los electrones de un mismo subnivel tienden a ocupar orbitales vacíos, antes de aparearse con otro electrón". Esto quiere decir que cuando los electrones están en un subnivel, la situación de energía más baja será el estado en el que los electrones no comparten el mismo orbital, por ejemplo: Orbitales "p" Estado de energía más alto. Orbitales "p" Estado de menor energía. Donde cada cuadro representa un orbital y cada flecha un electrón, en el primer caso los electrones están en el mismo orbital y en el segundo caso los electrones están en dos orbitales. En la siguiente tabla se pueden observar ejemplos de aplicación de la regla de Hund. 117
  29. 29. Diagrama de orbitales 1s 2s 2px 2py 2pz 1H 1s1 2He 1s2 3Li 1s2 2s1 4Be 1s2 2s2 5B 1s2 2s2 2p1 6C 1s2 2s2 2p2 7N 1s2 2s2 2p3 8O 1s2 2s2 2p4 9F 1s2 2s2 2p5 10Ne 1s2 2s2 2p6 Configuración electrónica de los primeros 10 elementos 2.3.2 Configuración electrónica. En equipos de 4 integrantes lean el tema "Configuración electrónica con la Regla de las Diagonales; configuraciones electrónicas de los elementos que no cumplen la Regla de las Diagonales; Configuración Electrónica Abreviada" y realicen las siguientes actividades. 1. Desarrollar la configuración electrónica, en forma común y después en forma abreviada de los siguientes elementos químicos: Po, W, Mn, Ag, Ba, Br, C, Cu, P, Sr, Zn, Pb, I, Au. R: 118
  30. 30. La configuración electrónica es la distribución de los electrones de un elemento en los distintos niveles de energía, subniveles y orbitales atómicos o capas que lo forman. La cual viene dada por el orden de energías crecientes de los subniveles. Dicho de otra manera existe solo y solo una configuración electrónica para cada átomo de un elemento, así como una sola huella digital para cada hombre sobre la Tierra. La configuración electrónica utiliza para su elaboración, lo siguiente: a) Símbolo químico de los elementos. Ejemplos: Au, Pt, Fe, He, Tb, etc. b) Un subíndice, el cual nos indica el número atómico del elemento. 79Au, 78Pt, 26Fe, 2He, 65Tb. c) Recordar la cantidad de electrones por nivel y subnivel (ver tabla cuántica de valores), en donde el nivel uno acepta como máximo dos electrones provenientes del subnivel “s”, es decir, 1s. El nivel dos acepta como máximo ocho electrones, provenientes de los subniveles “s” y “p” es decir, 2s, 2p. El nivel tres acepta como máximo 18 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p”, y “d” es decir, 3s, 3p, 3d. El nivel cuatro acepta como máximo 32 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p”, “d” y “f”, es decir, 4s, 4p, 4d y 4f. El nivel cinco acepta como máximo 32 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p”, “d” y “f”, es decir, 5s, 5p, 5d y 5f. El nivel seis acepta como máximo 18 electrones, provenientes de los subniveles “s”, “p” y “d”, es decir, 6s, 6p y 6s. El nivel siete acepta como máximo 8 electrones, provenientes de los subniveles “s” y “p”, es decir, 7s y 7p. d) Por último aplicar el orden de llenado de acuerdo a las reglas antes mencionadas. Cantidad de electrones 2 Por ejemplo: Nivel 1s Subnivel 119
  31. 31. REGLA DE LAS DIAGONALES Niveles Subniveles No. de electrones s2 p6 d 10 f 14 por nivel 1 2 (He) 2 1-2 1 2 10 (Ne) 8 3-4 2 5-10 3 3 18 (Ar) 18 11-12 4 13-18 5 21-30 7 4 36 (Kr) 32 19-20 6 31-36 8 39-48 10 57-71 13 5 54 (Xe) 32 37-38 9 49-54 11 72-80 14 89-102 17 6 86 (Rn) 18 55-56 12 81-86 15 103-112 18 7 8 87-88 16 113-118 19 Ejemplos: a) 5B 1º. Se escribe la secuencia 1s, 2s, 2p,... siguiendo las flechas de la Regla de las Diagonales. Para el boro sería: 1s, 2s, 2p 2º. Se llenan los subniveles con la cantidad de electrones que acepta cada orbital, hasta completar el total de electrones del número atómico del elemento. 120
  32. 32. 1s2, 2s2, 2p1 1s 2s 2px 2py 2pz b) 13 Al 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 _ __ __ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz c) 20 Ca 1s2, 2s2, 2p6,3s2, 3p6, 4s2 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s Al aplicar la regla anterior a los elementos químicos cuyos números atómicos son: 24, 29, 41, 42, 44, 45, 46, 47, 57, 58, 64, 78, 79, 89, 90, 91, 92, 93 y 96 no cumplen con la regla, debido a que presentan situaciones en que algunos subniveles están medios llenos y otros medios vacíos y no existen reglas sencillas para predecir dichas anormalidades; por lo que se enlistan las configuraciones electrónicas correspondientes, mismas que se han obtenido por espectroscopía atómica. Configuración electrónica de los elementos que no cumplen la Regla de las Diagonales (Aufbau). Se señala con negritas los subíndices donde los electrones no se acomodan con forme a las diagonales. Por ejemplo: 24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 29Cu 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 41Nb 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d4 42Mo 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d5 121
  33. 33. 44Ru 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d7 45Rh 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d8 46Pd 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d9 47Ag 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1, 4d10 57La 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 5d1 58Ce 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f1, 5d1 64Gd 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f7, 5d1 78Pt 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d9 79Au 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s1, 4f14, 5d10 89Ac 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 6d1 90Th 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 6d2 91Pa 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f2, 6d1 92U 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f3, 6d1 93Np 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f4, 6d1 96Cm 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f7, 6d1 Al estar desarrollando configuraciones electrónicas y diagramas energéticos, observamos una repetitividad laboriosa y a veces, casi siempre tediosa; en esos casos es posible utilizar el “kernel”, que resulta ser una abreviatura de las configuraciones electrónicas. Configuración electrónica abreviada. El kernel es la configuración electrónica abreviada de cualquier elemento, partiendo del gas noble cuyo símbolo está cerrado en corchetes (que en la tabla 122
  34. 34. de la regla de las diagonales ya aparecen en los cuadros: 1, 3, 5, 8, 11 y 15) y enseguida los subniveles que completan la configuración electrónica del elemento en cuestión. Gas noble [He] [Ne] [Ar] [Kr] [Xe] [Rn] Número atómico 2 10 18 36 54 86 Secuencia de los subniveles 2s 3s 4s 5s 6s 7s que se irán llenando después 2p 3p 3d 4d 4f 5f del gas noble 4p 5p 5d 6d 6p 7p Para simplificar una configuración electrónica o un diagrama energético, se debe partir del gas noble cuyo número de electrones o número atómico sea inmediato inferior al átomo que se desea representar y completar el llenado de los subniveles con los electrones faltantes, por ejemplo: Para hacer la configuración electrónica del sodio 11Na, se parte del neón ya que es el inmediato inferior al 11 y después se escriben los subniveles faltantes que completarán la configuración, es decir: 11Na = [Ne] 3s1 Para la configuración electrónica del boro 35Br, se busca el gas noble menor de 35 y de la tabla anterior se observa que el kriptón tiene 36 electrones y el argón tiene 18, por lo que se toma éste último como kernel y se completa la configuración, quedando de la siguiente manera: 35Br = [Ar] 4s2, 3d10, 4p5 Y al ordenarla por niveles se obtiene la configuración correspondiente: 35Br = [Ar] 4s2, 4p5, 3d10 Nota: Debes tener cuidado al hacer la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 24, 29, 41, 42, 44, 45, 46, 47, 57, 58, 64, 78, 79, 89, 90, 91, 92, 93 y 96. Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos utilizando la regla del kernel. 1) 27Co 2) 6C 3) 38Sr 123
  35. 35. 4) 15P 5) 47Ag 6) 8O R. 1. 2. 3. 4. 5. 6. Configuración electrónica de los elementos químicos en base a la Regla de las Diagonales o Regla de Aufbau. Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 1 H 1 2 He 2 3 Li 2 1 4 Be 2 2 5 B 2 2 1 6 C 2 2 2 7 N 2 2 3 8 O 2 2 4 9 F 2 2 5 10 Ne 2 2 6 11 Na 2 2 6 1 12 Mg 2 2 6 2 13 Al 2 2 6 2 1 14 Si 2 2 6 2 2 15 P 2 2 6 2 3 16 S 2 2 6 2 4 17 Cl 2 2 6 2 5 18 Ar 2 2 6 2 6 19 K 2 2 6 2 6 1 20 Ca 2 2 6 2 6 2 21 Sc 2 2 6 2 6 2 1 22 Ti 2 2 6 2 6 2 2 23 V 2 2 6 2 6 2 3 24 Cr 2 2 6 2 6 1 5 25 Mn 2 2 6 2 6 2 5 26 Fe 2 2 6 2 6 2 6 27 Co* 2 2 6 2 6 2 7 28 Ni 2 2 6 2 6 2 8 29 Cu* 2 2 6 2 6 1 10 30 Zn 2 2 6 2 6 2 10 31 Ga 2 2 6 2 6 2 10 1 32 Ge 2 2 6 2 6 2 10 2 33 As 2 2 6 2 6 2 10 3 34 Se 2 2 6 2 6 2 10 4 35 Br 2 2 6 2 6 2 10 5 36 Kr 2 2 6 2 6 2 10 6 124
  36. 36. Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 37 Rb 2 2 6 2 6 2 10 6 1 38 Sr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 39 Y 2 2 6 2 6 2 10 6 2 1 40 Zr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 2 41 Nb* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 4 42 Mo* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 5 43 Tc 2 2 6 2 6 2 10 6 2 5 44 Ru* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 7 45 Rh* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 8 46 Pd* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 9 47 Ag* 2 2 6 2 6 2 10 6 1 10 48 Cd 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 49 In 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 1 50 Sn 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 2 51 Sb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 3 52 Te 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 4 53 I 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 5 54 Xe 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 55 Cs 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1 56 Ba 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 57 La* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 1 58 Ce 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 2 59 Pr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 3 60 Nd 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 4 61 Pm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 5 62 Sm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 6 63 Eu 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 7 64 Gd* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 7 1 65 Tb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 9 66 Dy 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 10 67 Ho 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 11 68 Er 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 12 69 Tm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 13 70 Yb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 71 Lu 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 1 72 Hf 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 2 73 Ta 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 3 74 W 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 4 75 Re 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 5 76 Os 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 6 77 Ir 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 7 78 Pt* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1 14 9 79 Au* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 1 14 10 80 Hg 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 81 Tl 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 1 82 Pb 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 2 83 Bi 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 3 84 Po 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 4 85 At 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 5 86 Rn 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 125
  37. 37. Elemento 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 87 Fr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 1 88 Ra 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 89 Ac* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 1 1 90 Th* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 2 91 Pa* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 2 1 92 U* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 3 1 93 Np* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 4 1 94 Pu 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 6 95 Am 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 7 96 Cm* 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 7 1 97 Bk 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 9 98 Cf 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 10 99 Es 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 12 100 Fm 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 13 101 Md 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 102 No 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 1 103 Lr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 10 6 2 14 2 * Recuerda: La configuración electrónica de estos elementos no cumplen con la Regla de las Diagonales. 2.3.3 Electrón diferencial En equipo de cuatro personas, lean el tema "Electrón diferencial" y deduce los cuatro números cuánticos para cada electrón diferencial de los siguientes elementos consecutivos: a) B - C, b) Mg – Al y c) Cu - Zn. R: Electrón diferencial. El electrón que se añade al ir de un elemento de menor a mayor número atómico; en el procedimiento de Aufbau se llama electrón diferencial y es el que hace que el comportamiento de un átomo sea diferente al del átomo que se le antecede y precede. 126
  38. 38. El electrón diferencial se agrega en cada paso al orbital de más baja energía disponible, además de que podemos encontrar sus cuatro números cuánticos para observar con mayor claridad esa diferencia. Así, por ejemplo, para el hierro 26Fe: Para el subnivel "p", primero se colocan los electrones (representados por una flecha), apuntados hacia arriba. Orbitales "p" Luego, cuando se hallan llenado parcialmente se continúa llenando flechas hacia abajo hasta completar el total de electrones. Orbitales "p" Para encontrar los cuatro números cuánticos del electrón diferencial del hierro, se hace lo siguiente: a) Se escribe la configuración electrónica del elemento: 26 Fe: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 b) Se obtiene el valor de n que está representado por el coeficiente del subnivel donde se encuentran los últimos electrones, en este caso n = 3. c) Se determinan los valores de l, recordando que l varía desde 0 hasta n - 1, por lo tanto será: l = 0, 1 y 2. d) Se determina el valor de m, para ello se escribe el diagrama energético del subnivel "d" como sigue (parte final de la configuración electrónica). Su diagrama energético es: 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d 3d 3d 3d Después con la ayuda de la tabla cuántica se localiza la posición del subnivel 3d correspondiente y enseguida la posición del sexto electrón, recordando que la distribución se hace según la energía más baja (primero las flechas hacia arriba y luego hacia abajo). n l m S subniveles Número de electrónes 3 2 -2, -1, 0, +1, +2 3d 18 Orden de distribución de 1 6 2 7 3 8 4 9 5 10 los electrones 127
  39. 39. Y al comparar la posición del electrón diferencial con los valores de m se obtiene el valor que es m = -2. e) Se observa finalmente si la flecha del electrón diferencial apunta hacia arriba o hacia abajo considerando el criterio de que si es hacia arriba es positivo y hacia abajo es negativo. En este caso, s = -1/2 porque es el sexto electrón del subnivel d apunta hacia abajo. Si comparamos los cuatro números cuánticos del hierro con los del cobalto 27 Co que es el elemento que le sigue tendremos: a) Se escribe la configuración electrónica del elemento: 27 Co: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7 b) Se obtiene el valor de n que está representado por el coeficiente del subnivel donde se encuentran los últimos electrones, en este caso n = 3. c) Se determinan los valores de l, recordando que l varía desde 0 hasta n - 1, por lo tanto será: l = 0, 1 y 2. d) Se determina el valor de m, para ello se escribe el diagrama energético del subnivel "d" como sigue (parte final de la configuración electrónica). Su diagrama energético es: 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s 3d 3d 3d 3d 3d Después con la ayuda de la tabla cuántica se localiza la posición del subnivel 3d correspondiente y enseguida la posición del séptimo electrón, recordando que la distribución se hace según la energía más baja (primero las flechas hacia arriba y luego hacia abajo). n m S subniveles Número de l electrones 3 2 -2, -1, 0, +1, +2 3d 18 Orden de distribución de 1 6 2 7 3 8 4 9 5 10 los electrones Y al comparar la posición del electrón diferencial con los valores de m se obtiene el valor que es m = -1. 128
  40. 40. e) Se observa finalmente si la flecha del electrón diferencial apunta hacia arriba o hacia abajo considerando el criterio de que si es hacia arriba es positivo y hacia abajo es negativo. En este caso, s = -1/2 porque es el sexto electrón del subnivel d apunta hacia abajo. En conclusión, ningún electrón diferencial tendrá sus cuatro números cuánticos iguales y en consecuencia al ir agregando un electrón nuevo se generan átomos con diferentes características. 2.4.1 Símbolos de los elementos químicos. En equipos de 4 personas lean el tema “Símbolos de los elementos que forman a los recursos naturales” y después escriban los nombres y símbolos de los elementos químicos que se encuentren en la naturaleza. Lectura No. 28: “Elementos que forman los recursos naturales”. El sistema solar, formado por Sol, los planetas y sus satélites, los asteroides, los cometas y los meteoritos son parte de una galaxia constituida por más de 100, 000 millones de estrellas. De acuerdo con una hipótesis, toda la materia del universo estaba en un espacio pequeño a una gran presión y elevada temperatura, en estas condiciones, los elementos no existían, posiblemente toda la materia estaba formada por neutrones y posteriormente una expansión violenta de esta materia, acompañada de un enfriamiento originaron la formación de elementos, a partir de neutrones y la aglomeración de materia originó las estrellas, planetas, etc. La composición química del universo se obtiene por análisis espectroscópico de la luz de las estrellas y por análisis de meteoritos y sustancias terrestres. 129
  41. 41. La Tierra no es una muestra representativa de materia porque está constituida fundamentalmente de elementos pesados, en tanto que en el universo predomina el hidrógeno y el helio. El Sol está constituido por ¾ partes de hidrógeno y ¼ parte de helio con trazas de otros elementos. A la Tierra llegan alrededor 1,000 toneladas de polvo cósmico y meteoritos que arden en la estratósfera o más arriba, los meteoritos que caen en la corteza terrestre tienen distinta composición y pueden clasificarse en metálicos, hierro pétreo y rocoso. La composición media del tipo metálico de muchos meteoritos recogidos en la Tierra tienen 90.8% de hierro (Fe), 8.6% de níquel (Ni) y 0.60% de cobalto (Co). Los meteoritos del tipo de hierro pétreo y rocoso están formados de 12 a 50% de aleación hierro-níquel y el resto de silicatos metálicos de hierro, níquel, aluminio (Al), sodio (Na), magnesio (Mg), cromo (Cr), manganeso (Mn) y también puede haber óxidos y sulfuros. La composición de las principales zonas de la Tierra es: Atmósfera Nitrógeno (N2), oxígeno (O2), dióxido de carbono (CO2), gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón) y otros. Hidrosfera Sales y agua. Biosfera Materia viva y materiales orgánicos. Litosfera (corteza) Rocas ígneas, pizarra y caliza. Manto Silicatos metálicos de magnesio y de hierro, sulfuros metálicos, óxidos, etc. Núcleo Hierro y níquel. La masa fundida de la Tierra en sus comienzos era bastante homogénea y los elementos que abundaban era el hierro (Fe), magnesio (Mg), silicio (Si) y oxígeno (O2) con pequeñas cantidades de calcio (Ca), níquel (Ni), sodio (Na) y azufre (S); al irse enfriando se formaron compuestos estables pero no había suficiente oxígeno y azufre para convertir los elementos existentes en óxidos y sulfuros, el exceso de hierro y níquel se fueron asentando en el centro de la Tierra formando el núcleo. El manto formado por magnesio y silicato de hierro constituía una capa líquida alrededor del núcleo líquido. Otras hipótesis sostienen que los primeros sólidos eran los óxidos y sulfuros, compuestos cristalinos que se habían formado en la parte más baja del manto constituyendo así una corteza sólida alrededor del núcleo que reducía en gran parte en el enfriamiento posterior. 130
  42. 42. Al continuar la cristalización en el manto el líquido que quedaba todavía se enriqueció en compuestos de Al, Ca, O, K, Na y en menor grado otros compuestos, posteriormente estas sustancias formaron minerales como el feldespato y el cuarzo, que acumularon en la parte superior del líquido, formando finalmente una corteza sobre el manto. La atmósfera primitiva se componía en su mayor parte, probablemente de dióxido de carbono y agua. Mientras que la temperatura permaneció alta solo había vapor de agua, pero cuando ésta disminuyó se condensaron grandes cantidades de dicho vapor y la corteza sufrió una erosión química y física considerable. Los procesos de formación de los continentes fueron durante un largo período de tiempo, después de que solidificara totalmente la corteza, de tal manera que después de esto, los terremotos, plegamientos y otros tipos de movimientos han continuado durante los períodos geológicos, la Tierra, que estuvo sumergida, puede estar ahora a miles de metros sobre el nivel del mar, como es evidencia por la presencia de fósiles y otros materiales sedimentarios, o bien la Tierra que estuvo sobre el nivel del mar está ahora bajo el mar. En equipos de 4 personas lean y discutan la lectura “Recursos y desechos” y después será expuesto ante el grupo por un integrante. Lectura No. 29: “Recursos y desechos”. Los recursos son las plantas, los animales, minerales, rocas o gases que se extraen del entorno natural para satisfacer las necesidades humanas. La Tierra es, en muchos aspectos, como una nave espacial; los recursos que se hallan “a bordo” son los únicos con que podemos contar para el “viaje” que nos llevará toda la vida, algunos recursos, como el agua dulce, el aire, el suelo fértil, las plantas y animales, pueden reponerse con el tiempo a través de procesos 131
  43. 43. naturales. A estos recursos se les llama recursos renovables y si tenemos cuidado, la naturaleza nos ayudará a mantener el suministro de estos materiales, lo que significa no usarlos en forma indiscriminada, ni provocar daños en el entorno empleado descuidadamente estos recursos. Otros materiales, por ejemplo los metales, el gas natural, el carbón y el petróleo, se consideran recursos no renovables, porque no pueden reponerse. Los recursos naturales pueden “agotarse” o quedar tan dispersos que es virtualmente imposible reunirlos de nuevo. Conforme aumenta la población humana y se incrementa el desarrollo científico y tecnológico, nuestra sociedad hace uso de recursos a una velocidad cada vez mayor. El empleo o la obtención de un recurso genera la producción de materiales indeseables, por ejemplo la combustión del carbón genera gases corrosivos que pasan a la atmósfera, La extracción de un metal de una mina deja residuos sólidos que hay que eliminarlos. También producimos desechos cuando hacemos uso de muchos productos de consumo ordinario, por ejemplo, las envolturas de papel metálico se convierten en desechos cuando consumimos goma de mascar, del diario del día anterior, pasa a ser basura luego de cumplir con su propósito inicial, las cafeteras eléctricas se vuelven desechos cuando descubrimos que es más económico comprar una nueva que reparar la antigua. Cuando desechamos estos materiales en realidad no nos deshacemos de ellos, en el mundo de los átomos esto no es posible, puede ser que los elementos químicos encontrados en la basura no nos resulten útiles en esa forma. Pero siguen ahí y debe hacerse algo con ellos. Nuestra sociedad enfrenta crecientes problemas con los desechos, es decir, con las cosas que ya no queremos ni necesitamos. Los desechos reciben diversos nombres, por ejemplo los materiales que reunimos y arrojamos en botes o recipientes se llaman “basura” o “desperdicios”; la “contaminación” se origina de materiales indeseables y en ocasiones son dañinos cuando se desechan de manera descuidada. Muchos desechos potenciales son en "realidad” rescursos que están mal ubicados; por ejemplo, las botellas de vidrio usadas pueden reutilizarse haciendo una esterilización y limpieza de ellas, los botes de lata pueden reciclarse para venderse a un costo menor para nuevos materiales. “Reciclar” significa reprocesar los materiales manufacturados para hacer nuevos objetos, por ejemplo hacer botellas con vidrio reciclado. 132
  44. 44. ¿Qué hacen con los desechos que generan tus actividades diarias?; es muy probable que arrojes muchos de ellos en papeles y botes de basura, pero de ahí ¿a dónde van? La siguiente tabla indica la manera de separar los desperdicios para reciclaje. DESPERDICIO PROCEDIMIENTO Plástico (enjuagarlos cuando estén sucios): El plástico se obtiene del petróleo y las - Bolsas reservas de éste no duran más de 50 - Botes años. Cuando el plástico se tira a la - Tapas basura, contamina durante muchos años - Plástico “Ega-pack” aunque sea biodegradable. El 95% de - Discos los plásticos es reciclable. - Objetos de acrílico - Hule espuma - Botones - Medias de nylon - Cepillos de dientes - Cepillos para cabello - Unisel - Plumas y plumones - Juguetes de plástico Papel y cartón: - Desperdicios de papel Las cajas de cartón se despegan y se - Hojas y cuadernos guardan planas para que ocupen menos - Periódicos espacio, las hojas se arrugan y se ponen - Revistas extendidas. - Tarjetas de invitaciones - Cajas de cartón Para cada tonelada de cartón y papel - Papel encerado que se recicla se dejan de cortar 17 - Envolturas de papel árboles, al reciclar el papel se ahorra - Etiquetas de papel y cartón 60% de agua, 60% de energía y 50% de - Papel celofán contaminación. - Fotografías - Cartones de huevo - Envases “tetrapack” Metales: (enjuagarlos cuando están sucios) Las latas se pueden abrir de un solo lado Latas y guardarse una dentro de la otra, o abrir Tapones de metal de los dos lados para aplanarlas (así Corcholatas ocupará menos espacio). El aluminio se Botones de metal hace principalmente con bauxita; para Papel aluminio obtener una tonelada de aluminio se Bolsa interior de leche en polvo utilizan 3,981 kg de bauxita, que se Pasadores para el cabello encuentra en los tres primeros metros del subsuelo de la selva, de manera que Alfileres para extraerla se tiene que talar miles de Grapas árboles Ganchos de ropa Alambres Cacerolas de aluminio y acero inoxidable. 133
  45. 45. DESPERDICIO PROCEDIMIENTO Vidrio: (entero o roto se enjuaga cuando El vidrio se puede reciclar, lo que ahorra esté sucio) muchos recursos naturales. Una - Frascos tonelada de vidrio reutilizado varias - Vasos veces (como los frascos) ahorra el gasto - Vidrio de ventana de 117 barriles de petróleo. - Espejos - Floreros Otros materiales: Dentro de esta clasificación entran todos - Pilas los objetos fabricados con diferentes - Cerámicas materiales y que no se pueden separar - Hule fácilmente - Telas, hilos y estambres - Aerosoles - Zapatos - Delcron - Broches y pinceles - Lápices labiales - Fibras para lavar trastes - Aparatos eléctricos inservibles - Cueros - Juguetes fabricados con varios materiales. Control sanitario: La producción de basura que requiere - Pañales desechables control sanitario en una casa es muy - Toallas sanitarias poca. Es solo del 2% al 5% en - Algodones y gasas usadas comparación de los desperdicios antes - Pañuelos desechables mencionados. - Jeringas - Envases de productos tóxicos, infecciosos o venenosos - Colillas de cigarrillos Materia orgánica: La materia orgánica abarca todos los - Desperdicios de cocina productos de origen animal y vegetal, no - Desperdicios de frutas y verduras se reciclan, pero se puede hacer - Desperdicios de carnes, pollo y pescado composta de los. La composta es el - Huesos mejor abono que se le puede poner a las - Cascarones de huevo plantas y jardines, ya que los abonos - Mimbre, paja y ratán artificiales a veces contienen productos - Pedazos de madera químicos contaminantes. - Lápices - cenizas 134
  46. 46. En equipos de 4 personas lean el tema “Los símbolos de los elementos químicos” y después redacten un resumen y preséntelo ante el grupo por un representante. Los símbolos de los elementos químicos. En la actualidad se conocen alrededor de 116 elementos químicos, muchos de ellos forman parte del universo, hasta las más lejanas estrellas y nebulosas. Los elementos químicos, forman las sustancias cuyas transformaciones y composiciones son estudiadas por la química, pero ¿qué es un elemento químico? Existen dos formas de definir el concepto de elemento químico, una definición antigua puede ser: Un elemento químico es una sustancia pura formada por moléculas (porción pequeña que conserva las propiedades de las sustancias) o átomos iguales (partículas que no se pueden dividir ni por métodos químicos). En tanto que una definición actual será: Un elemento químico es una sustancia tal que todos sus átomos poseen el mismo número atómico. Desde la antigüedad, los alquimistas empleaban símbolos para representar los elementos químicos, por ejemplo, una luna creciente para representar a la plata, por el color plateado de la luna, un círculo para el oro, símbolo del Sol dorado y de perfección. En 1806, John Dalton empleó una circunferencia con un punto en el centro para representar al hidrógeno , un círculo para el carbono  y una circunferencia sin llenar para representar al oxígeno ; y así, para 20 elementos más. Actualmente todos los elementos químicos se representan por símbolos, que son abreviaturas correspondientes al nombre del elemento y esto se debe al químico sueco Jöns Jakob Berzelius (1799-1848) quien tubo la idea de representar los diversos elementos de manera abreviada con la letra mayúscula inicial del nombre. Por ejemplo: Hidrógeno (H), Carbono (C) y Oxígeno (O) Para los elementos, cuyos nombres comienzan con la misma letra, se usa la letra inicial en mayúscula seguida de una minúscula. Por ejemplo: Magnesio (Mg), Manganeso (Mn), Calcio (Ca) y Cesio (Cs). 135
  47. 47. En algunos casos el nombre no coincide con el nombre en español, debido a que el nombre del elemento se deriva del latín, griego o alemán o de otros idiomas, por ejemplo: Antimonio (Sinabrium), Sb; Azufre (Sulphur) S; Cobre (Cuprum) Cu; Potasio (Kalium) K. En la siguiente tabla encontrarás algunos elementos con su nombre original y su símbolo. NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO Actino Griego: aktis, aktinos (rayo) Ac Aluminio Latín: alumen, alumbre Al Americio Español: Las Américas Am Antimonio Latín: antimonium, stibium (marca) Sb Argón Griego: argos (inactivo) Ar Arsénico Latín: arsenicum. Griego: arsenikon As Astatino Griego: astatós (inestable) At Azufre Sánscrito: sulvere. Latín: sulphurium S Bario Griego: barys (pesado) Ba Berkelio Inglés: De Berkeley, California, U.S.A. Bk Berilio Griego: berryllos (beril) Be Bismuto Alemán: Weisse Masse, después wismuth y Bi finalmente Bisemutum (masa blanca) Boro Arabe: Buraq. Persa: Burah B Bromo Griego: Bromos Br Cadmio Latín: cadmia Cd Calcio Latín: Calx (cal) Ca Californio Inglés: De California, Estados Unidos Cf Carbono Latín: carbón C Cerio Tomado del Asteroides Ceres Ce Cesio Latín: caesius Cs Cloro Griego: chloros Cl Cromo Griego: chroma Cr Cobalto Alemán: kobold Co Cobre Latín: cuprum Cu Curio En Honor a Marie y Pierre Curie Cm Disprosio Griego: dysprositos Dy Einstenio En Honor a Albert Einstein Es Erbio De la ciudad Yterby, Suecia Er Escandio Latín: Scandia Sc Estaño Latín: stannum Sn Estroncio De la ciudad Strontian, Escocia Sr Europio De Europa Eu Fermio En Honor a Enrico Fermi Fm Flúor Latín: fluere F Fósforo Griego: phosphorós P Francio De Francia Fr Gadolinio Del mineral gadolinita Gd Galio Latín: Gaollia (Francia) Ga 136
  48. 48. NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO Germanio Latín: Germania (Alemania) Ge Hafnio De Hafnia (Copenhague) Hf Helio Griego: Helios He Holmio Latín: Holmia (Estocolmo) Ho Hierro Latín: ferrum Fe Hidrógeno Griego: Hydro H Indio Debido al color índigo de su espectro In Iridio Latín: iris Ir Iterbio De la ciudad Yterby, Suecia Yb Itrio De la ciudad Yterby, Suecia Y Kriptón Griego: kriptós Kr Lantano Griego: lanthanein La Lawrencio En Honor a Ernest O. Lawrence Lr Litio Griego: lithos Li Lutecio De Lutetia (nombre antiguo de París) Lu Magnesio Griego: Magnesia (Tesalia, Grecia) Mg Manganeso Latín: magnés Mn Mendelevio En Honor a Dimitri Mendeleiev Md Mercurio Latín: hidragyrum. Del Planeta Mercurio Hg Molibdeno Griego: molybdós Mo Neodimio Griego: neos (nuevo) y didymos Nd Neón Griego: neós (nuevo) Ne Neptuno De planeta Neptuno Np Níquel Alemán: nikel Ni Niobio Griego: de la Mitología, Níobe hijo de Tántalo Nb Nitrógeno Latín: nitrum. Griego: notrón N Nobelio En Honor a Alfred Nobel No Oro Latín: aurum Au Osmio Griego: osmé Os Oxígeno Griego: oxys O Paladio Griego: de la Mitología, Pallas era la Diosa de la Pd Sabiduría Plata Latín: argentum Ag Platino Español: platina Pt Plomo Latín: plumbum Pb Plutonio Del planeta Plutonio Pu Polonio En Honor a Polonia Po Potasio Latín: kalium K Praseodimio Griego: prasios y didymos Pr Prometio Griego: de la Mitología, Prometeo Pm Protactinio Griego: protos Pa Radio Latín: radius (radio) Ra Radón De radio Rh Renio Latín: Rhenus Re Rodio Griego: rodón Rb 137
  49. 49. NOMBRE ORIGEN DEL NOMBRE SÍMBOLO Rutenio Latín: Ruthenia Ru Samario Del mineral Samarsquita Sm Selenio Griego: Selene Se Silicio Latín: silex Si Sodio Latín: natrium Na Tantalio Griego: de la Mitología, Tántalo Ta Talio Griego: Thallos Tl Telurio Latín: Tellus Te Terbio De la ciudad Yterby, Suecia Tb Tecnecio Griego: technetos Tc Torio Escandinavo: de la Mitología, Dios Thor Th Tulio Thule, nombre antiguo de Tm Escandinavia Titanio Latín: Titans Ti Tungsteno Sueco: tung y sten W Uranio Del planeta Uranio U Vanadio Escandinavo: de la Mitología, la Diosa Vanadis V Xenón Griego: xenon Xe Yodo Griego: iodes I Zinc Alemán: zink Zn Zirconio Arabe: zargum Zr En forma individual encuentra el nombre de los siguientes símbolos químicos en la sopa de letras: 1) Fe 2) Na 3) Cu 4) Xe 5) Ge 6) Se 7) Pt 8) Au 9) F 10) Ca 11) H 12) O 13) Ag 14) Br 15) Bi 16) Pd 17) Ne 18) Zn 19) Cl 20) Er 21) B 22) Hf 23) S 24) Po 138
  50. 50. C B H I E R R O A B O N W P B A I T T X O I B R E B T O S O D I O S A D C O B R E L A O R A X E N O N M R O R O X E O O I R O L C I C M B N E A G N G E R M A N I O I I N S E L E N I O C O B C O O O X N L N N P L A T I N O B A R O C O O L A P L A I R I Z A U O L R A L L C A Z U S U R A R O C T P A A P F U M F L U O R A A U O L D L A U R O B R E S L H A F N I O T E R B I C A L C I O P O O O 2.4.2 Número atómico, masa atómica e isótopos. En equipos de 4 personas lean los temas “Número atómico, masa atómica” e “isótopos” y después redacten un resumen y preséntelo ante el grupo por un representante. Número atómico y masa atómica. Se ha definido que toda la materia está constituida por cargas positivas y negativas, la estructura atómica permitió establecer (mediante las partículas subatómicas, protón, neutrón y electrón), estos constituyentes fundamentales, los cuales fueron debidamente identificados por diversos científicos, Así por ejemplo: Ernest Rutherford (1911), Henry Moseley (1912) y otros investigadores, 139

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