CUADERNILLO QUIMICA 3° ES - COLEGIO RENACIMIENTO by Colegio Renacimiento

QUÍMICA

DOCENTE: ANA MARÍA CARESANA ALUMNO:…………………………………………………………………………………………. AÑO: 3º ES

EJES PRINCIPALES:  LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA.  LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Y PERIÓDICA.

TABLA

 UNIONES QUÍMICAS.

 LAS TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA.  LAS REACCIONES QUIMICAS.  LAS REACCIONES NUCLEARES.

Estos apuntes son complementarios de los temas desarrollados en clase, guardan relación con los mismos y tienen la finalidad de proporcionar al alumno un material extra de lectura para poder completar las guías de estudio, que a su vez, le servirán de apoyo para alcanzar un óptimo rendimiento en las evaluaciones.

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La estructura de la materia El átomoNociones sobre modelo atómico. Partículas anatómicas: electrones, portones y neutros. Niveles de energía electrónicos. Distribución de electrones por nivel. Tabla periódica. Estructura del núcleo. Número atómico y número de masa. Isótopos. ………………………… ESTRUCTURA ATÓMICA

Naturaleza eléctrica de la materia A mediados del siglo XIX (1834) Michael Faraday informó resultados de experimentos que mostraban que el pasaje de corriente eléctrica a través de soluciones acuosas de algunas sustancias producía cambios químicos. Posteriormente (1874), G. Stoney indicó que tales hechos podían interpretarse postulando la existencia de unidades discretas de carga eléctrica, sugiriendo para cada una de ellas el nombre de electrón. Contemporáneamente, los físicos realizaban experimentos sobre conducción eléctrica a través de gases, los cuales permitieron establecer la existencia del electrón y determinar algunas de sus propiedades. Estos experimentos fueron realizados en tubos de descarga que contenían un gas a muy baja presión y dos electrodos o placas metálicas conectadas a una fuente de potencial elevado.

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La conexión produce una descarga de rayos, visible por su resplandor. A estos rayos se los llamó católicos, porque se originan en el electrodo negativo (cátodo) y se dirigen al polo positivo (ánodo)

En 1879 Crookes demostró experimentalmente que estos rayos se desplazaban en línea recta y tenían carga eléctrica. En 1897 Thomson realizó una serie de experiencias que revelaban la presencia de cargas negativas en los rayos católicos. Otras experiencias consistieron en interponer objetos tales como láminas metálicas en la trayectoria de los rayos. Estos objetos se calentaban cuando los rayos chocaban contra ellos. ¿Qué conclusiones se pudieron extraer de estas experiencias? Que los rayos católicos tienen naturaleza corpuscular. Estos rayos que provienen del material del cátodo mantienen las mismas características al cambiar el gas del tubo o el metal del cátodo. ¿Qué información adicional ofrecieron estos hechos? Que las partículas o corpúsculos que constituyen los rayos son constituyentes comunes a todos los materiales.

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Resumiendo, los rayos catódicos se desplazan en línea recta, tienen carga eléctrica negativa y presentan naturaleza corpuscular. Las partículas que forman los rayos catódicos son partículas universales comunes a todos los átomos y sus propiedades concuerdan con las postuladas por Stoney para el electrón. Evidentemente, se tuvo que abandonar la idea de átomo indivisible propuesta por Dalton. Todas las sustancias que se encuentran en la naturaleza son eléctricamente neutras. Entonces, si en los gases usados por Thomson dentro del tubo de descarga (hidrógeno, dióxido de carbono, etc.) sé habían encontrado partículas negativas, debían existir también partículas positivas. En el año 1886, Goldstein, estudiando también la conducción eléctrica en los gases y utilizando tubos de descarga con cátodos perforados, descubrió los rayos positivos, llamados rayos canales . En base a estos datos, Thomson propuso (1904) un modelo según el cual el átomo era una esfera con la carga positiva distribuida uniforme mente y los electrones distribuidos al azar, de manera que las cargas eléctricas estuviesen compensadas. Thomson propuso el primer modelo atómico imaginando al átomo como una esfera maciza cargada positivamente, hallaban incrustados los electrones. Los colegas de Thomson lo llamaron el “modelo de pasas".

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Fenómenos de radiactividad En el año 1895, Roentgen, trabajando con el tubo de rayos catódicos, descubrió una clase de rayos a los que llamó rayos X. Observó que estos rayos podían atravesar la materia, producían fluorescencia en algunas sustancias, y ennegrecían placas fotográficas. Experimentalmente se observó que provenían de la región del tubo en donde incidían los rayos catódicos. Años después se llegó a la conclusión que estos rayos X no se desvían por campos eléctricos o magnéticos, y que son similares a rayos de luz ordinaria, pero mucho más energéticos. En el año 1896, Becquerel encontró que una sal de uranio emitía una radiación penetrante que se diferenciaba de la de los rayos X en que podía ser descompuesta, al ser sometida a un campo magnético fuerte, en tres componentes que se llamaron rayos α, β y gama. La emisión espontánea de este tipo de radiaciones es lo que se conoce como radiactividad, y su descubrimiento constituyó otra prueba experimental que apoyaba la idea de que los átomos no son indivisibles, sino que están formados por partículas más pequeñas. De ahí que tenga sentido hablar de la “estructura” del átomo.

Dispersión de partículas alfa- Modelo atómico Rutherford

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Alrededor del año 1910, Rutherford y colaboradores llevaron a cabo un interesante experimento. Bombardearon una lámina muy delgada de oro (espesor 4.10-5 cm) con partículas alfa (recordemos que tienen carga positiva), provenientes de un material radiactivo. La mayoría de las partículas o atravesaban la delgada lámina de oro sin desviarse, pero algunas eran desviadas de su trayectoria recta. Aquellas que se desviaban, lo hacían en ángulos aún muy grandes y algunas de ellas incluso eran rechazadas hacia su punto de origen. ¿Podríamos explicar estos hechos mediante el modele atómico planteado por Thomson?

Este resultado no podía explicarse mediante el modelo atómico de Thomson, ya que si la carga positiva de los átomos en la lámina de oro estuviera distribuida uniformemente, las partículas alfa no experimentarían repulsiones fuertes en ningún punto de su trayectoria, sino que sufrirían pequeñas desviaciones progresivas a medida qué atravesaran la lámina. Rutherford propuso explicar la gran desviación que sufrían algunas partículas a , postulando que los átomos de la lámina de oro tenían su carga positiva y su masa concentradas en una región muy pequeña del átomo. De esta manera, Rutherford sugirió por primera vez que los átomos estaban compuestos por un núcleo central, en el que se hallaban concentradas la carga positiva y la masa del átomo. De esta forma, las única partículas que se desviaban eran las que pasaban muy cerca de algún núcleo de los átomos de oro.

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Este

Con esta experiencia y otras, realizadas en base a dispersión de partículas alfa, al atravesar láminas de otros metales, se obtuvieron datos importantes sobre dimensiones del átomo y del núcleo. Se pudo determinar que el núcleo tiene un diámetro aproximado de 10-15 m, mientras que el átomo tiene un diámetro aproximado de 10 -10 m, o sea 100.000 veces mayor. Podríamos suponer que los átomos están formados por núcleos positivos y electrones en reposo ubicados a una cierta distancia del núcleo. Dicha suposición conduce a un modelo no válido, pues las fuerzas electrostáticas de atracción harían que los núcleos positivos y los electrones negativos chocasen entre sí. Entonces deberíamos pensar en otra condición para lograr la estabilidad y evitar el choque: por ejemplo, que el electrón no está en reposo sino que gira en órbita circular alrededor del núcleo debido a la atracción electrostática que actúa como fuerza centrípeta (modelo planetario). Este modelo tampoco seria válido, pues la física clásica establece que: a-cualquier cuerpo que se mueve a velocidad constante describiendo una trayectoria circular, está sometido a una aceleración generada por una fuerza dirigida hacia el centro del círculo. b-toda carga eléctrica sometida a una aceleración emite energía; la pérdida de energía del electrón haría que éste cayese sobre el núcleo describiendo un movimiento en forma de espiral. El modelo planetario no prosperó ya que contradecía estos principios de la física clásica. Para continuar el estudio de la estructura del átomo, los físicos se vieron enfrentados con la necesidad de efectuar cambios, cualitativos en la manera de pensar.

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La salida a este problema la encontró Niels Bohr en 1913, año en el que postuló un nuevo modelo atómico. Para ello se basó en la teoría cuántica de la radiación, formulada por Planck en 1900 y aplicada por Einstein en 1902 a la energía radiante. Los modelos que se sucedieron tomaron en cuenta la información obtenida al estudiar espectros atómicos. Para comprender los temas relacionados con espectros atómicos necesitamos definir algunos conceptos. Naturaleza dual de la luz Para explicar la naturaleza de la energía luminosa, llamada comúnmente “luz”, se propusieron dos teorías. Para la teoría corpuscular, la luz está formada por partículas pequeñas llamadas “fotones”. La otra teoría, la teoría ondulatoria, considera que la luz es energía que se desplaza con movimiento ondulatorio. En realidad, la naturaleza de la luz puede interpretarse al mismo tiempo como corpuscular y ondulatoria. La luz considerada como onda Si consideramos el fenómeno luminoso como un fenómeno ondulatorio, debemos tener en cuenta los siguientes parámetros correspondientes a una onda en movimiento.

λ: longitud de onda: distancia entre dos puntos adyacentes cualesquiera que tienen la misma posición relativa en ondas consecutivas, por ejemplo, distancia entre dos crestas o dos valles. v : número de longitudes de onda que pasan por un punto dado en la unidad de tiempo. . La unidad de frecuencia en el Sistema Internacional es el Hertz; 1 Hz = 1 s-1.

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A: Amplitud; valor máximo del desplazamiento. 1 ciclo = 1 longitud de onda. Podemos calcular la velocidad de la onda a través de la siguiente expresión matemática: v = λ. v Para los cálculos usaremos como valor para la velocidad de la luz (c) c = 3,00.108m s-1 (en el vacìo) Espectros Cuando un haz de luz formado por ondas de diversas longitudes de onda (por ejemplo, luz blanca) atraviesa un prisma de cuarzo, las diferentes ondas se desvían en distintos ángulos. Cada una de las longitudes de onda de la luz blanca produce en el ojo humano una sensación diferente o color. La luz emerge del prisma en forma de una banda continua de colores, llamada espectro, que va desde el rojo hasta el violeta, pasando por varios colores intermedios. Las radiaciones de menor X son las que más se desvían (color violeta), y las de mayor X son las que menos se desvían (color rojo). El ojo humano sólo percibe la luz cuyas longitudes de onda están comprendidas entre 400 nm y 700 nm. Nota: nm es el símbolo del nanòmetro, (1 nm = 10-9 m) La radiación correspondiente al violeta tiene X de aproximadamente 400 nm. Las radiaciones de X menores de 400 nm, invisibles al ojo humano, corresponden a la zona llamada ultravioleta. La radiación correspondiente al rojo tiene X de aproximadamente 700 nm. Las radiaciones de X mayores de 700 nm, invisibles al ojo humano, corresponden a la zona llamada infrarroja. El espectro visible es sólo una parte del espectro de las ondas luminosas. El espectro completo de las ondas electromagnéticas abarca desde longitudes de onda muy cortas (10 - 4 – 10- 2 nm), que corresponden a radiaciones muy energéticas como la de los rayos gamma o la de los rayos cósmicos.

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Como podemos observar en el espectro electromagnético cada tipo de radiación abarca un intervalo de longitudes de onda cuyos límites no están bien definidos.  Las ondas de radio son las de mayor longitud de onda y por lo tanto de menor frecuencia. Comprenden la zona de longitudes de onda que va entre los 60 km y los 0,30 m. Son empleadas en transmisiones de radio y televisión. Según sus frecuencias se las clasifica en: amplitud modulada (AM) con frecuencias entre 500 a 1600 KHz y frecuencia modulada (FM) cuyas frecuencias La radiación infrarroja comprende la banda que se halla antes del extremo rojo del espectro visible, abarcando longitudes de onda entre 780 nm y 106 nm, aproximadamente. La radiación infrarroja, es invisible al ojo humano pero puede percibirse como calor, como ocurre con las estufas y calentadores. 

 Espectro visible abarca la región comprendida aproxima- entre 380 nm y 780 nm, que corresponde al conjunto de las radiaciones que podemos ver y conocemos como luz. Esta zona constituída por una serie de bandas de diferentes longitudes de onda, que pueden distinguirse por la percepción de color que registra el cerebro humano.

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En la Tabla se muestran las longitudes de onda en el vacío que corresponden a las distintas gamas de cada color de la luz visible, es son aproximados. Color longitudes de onda rojo 780 - 625 naranja 625 - 597 amarillo 597 - 575 verde 575 - 495 azul 495 - 450 índigo 450 - 435 violeta 435 - 380 -La radiación solar está compuesta por 50% de infrarroja, 47% de 3% de ultravioleta. -La luz blanca, que proviene del sol o de una lámpara incandescente constituìda por una superposición de ondas de distintas longitudes de onda correspondientes a todos los colores del espectro es decir, es una luz policromática, donde cada color tiene una longitud de onda diferente  La radiación ultravioleta (UV) se sitúa aproximadamente en la zona entre los 380 y 10 nm, que sigue al extremo del violeta. A su vez, se subdivide en tres bandas características: UV-A o cercanos (380 - 320 nm) UV-B o medios (320 - 280 nm) UV-C o lejanos (280 - 10 nm) Las radiaciones de las franjas UV-B y especialmente UV-C, que son las más energéticas, son capaces de provocar serios daños en la piel y provocar alteraciones en animales y vegetales. Es sabido que estos rayos ultravioletas provenientes del sol son capaces de producir irritaciones en los ojos, envejecimiento prematuro y serias quemaduras en la piel. Incluso con el transcurso del tiempo pueden causar algunas formas de cáncer cutáneo. Pueden causar mutaciones en animales y plantas a tal punto que la llegada a la tierra de toda la radiación UV proveniente del sol, haría muy difícil la vida en nuestro planeta. Por suerte para el hombre, existe el escudo protector de la "capa de ozono". El ozono (03) es un gas que forma parte de la atmósfera en pequeñas proporciones, constituyendo la denominada capa de ozono. Se produce en la estratósfera (entre unos 20 y 40 km de altura) por la acción de los rayos U.V. provenientes del sol. Estas radiaciones aportan la energía suficiente para producir una serie de reacciones químicas.

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En una primera etapa se produce la disociación de las moléculas de oxígeno en átomos libres. El oxígeno atómico producido reacciona a su vez con otra molécula de oxígeno para formar el ozono. Esta capa de ozono atmosférico tiene una capacidad notable: absorbe la mayor parte de la fracción UV-B y UV-C, convirtiéndose en una especie de sombrilla gigante que protege a los organismos vivientes de los daños que producen tales radiaciones. La radiación UV-A, que logra pasar, está dotada de suficiente energía para producir el bronceado de la piel e incluso quemarla. Si la exposición al sol es prolongada, pueden producirse daños mayores en la piel. Las radiaciones ultravioletas presentan diversas aplicaciones como la fabricación de ciertas lámparas, utilizadas en algunos lugares nocturnos (luz negra) o para la detección de billetes falsos. También es utilizada para producir los fenómenos de fluorescencia y fosforescencia. 

Los rayos X son las radiaciones del espectro, con longitudes de onda que van desde unos 10 nm hasta 10 pm. Son muy penetrantes, por lo que tienen múltiples aplicaciones como en las radiografías.

Los rayos gamma son radiaciones electromagnéticas de gran energía generadas por procesos de emisión nuclear. Comprenden las radiaciones que están dentro del intervalo de longitudes de onda entre 100 a 0,001 pm. Son muy penetrantes y capaces de ionizar la materia. Se utilizan, por ejemplo, para detectar fallas de materiales, para esterilización de materiales y para destrucción de células cancerosas (cobaltoterapia). 

 Los rayos cósmicos provienen del espacio interestelar corresponden a la interacción de protones con elevada energìa cinética con moléculas de la atmósfera, originando una radiación compuesta por diversas partículas como muones, neutrones, electrones y fotones que llegan a la superficie terrestre en forma de "chaparrones" de partículas. Son de alta energía, muy peligrosos y corresponden a longitudes de onda menores de 0,001 pm. Si en lugar de luz blanca se utiliza como fuente de luz un tubo de descarga conteniendo un gas (por ejemplo: hidrógeno atómico), al cual se le suministra energía mediante calor o descarga eléctrica, se ven a la salida del prisma, sobre una pantalla, líneas aisladas de color. Esto es lo que se llama espectro de emisión atómico de líneas. Si en el tubo hubiese moléculas de hidrógeno el espectro sería más complicado.

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La luz (visible y no visible) emitida por el hidrógeno atómico no contiene todas las longitudes de onda como la luz solar (luz blanca), contiene sólo algunas, por ello presenta un espectro discontinuo. Otros elementos, colocados en las condiciones descriptas para el hidrógeno atómico, producen espectros de emisión con líneas que corresponden a diferentes longitudes de onda. Las longitudes de onda correspondientes a las líneas son características de un elemento particular y pueden usarse para identificar un elemento dado. Las llamadas lámparas de sodio, usadas en la iluminación de calles, son tubos de vidrio que contienen vapor de sodio a muy baja presión. El sodio, convenientemente excitado, emite una radiación a 589 nm. Estas lámparas son de mayor rendimiento, ya que utilizan la mayor parte de la energía que les es suministrada en emitir dicha luz y gastan poca energía en forma de calor. La aparición de estas líneas espectrales desconcertó a los físicos durante muchos años. Desde el punto de vista de la física clásica, se pensaba que la energía radiante era emitida por la materia en forma de flujo continuo. Para explicar la emisión de la radiación térmica, Planck postuló: la energía radiante es emitida o absorbida por la materia de manera discontinua.

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Para comprender mejor esta idea, imaginemos que la energía no es emitida en forma continua como sale el chorro de agua de una canilla, sino en forma intermitente como ocurre cuando la canilla gotea. Siguiendo esta línea de pensamiento, se dice que la energía está cuantizada. Teniendo en cuenta que la energía de la radiación aumenta con su frecuencia, Planck propuso que la energia (E) es directamente proporcional a su frecuencia: E=hv Donde h es la constante de Planck (cuyo valor es h = 6.63 x 10~34 J.s), y v es la frecuencia de la radiación.Al producto hv Planck lo denominó un cuanto de energía. De acuerdo con esta teoría, la energía sólo puede emitirse en un número entero de cuantos, múltiplos de hv, como por ejemplo: hv, 2hv ó 5hv.

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EL MODELO DE BOHR PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO

Los espectros EL ESTUDIO DE LOS ESPECTROS ATOMICOS FUE UNA HERRAMIENTA FUNDAMENTAL PARA EL DESARROLLO DE LOS MODELOS QUE INTENTARON EXPLICAR LA DISTRIBUCION DE LOS ELECTRONES ALREDEDOR DEL NUCLEO ATOMICO.

Cuando un estrecho haz de luz blanca se hace incidir sobre un medio transparente como prisma de vidrio, emerge descompuesto en sus colores constitutivos. Si a la salida del coloca una pantalla, puede observarse en ella una gama continua de colores que va desde el rojo en un extremo hasta el violeta en el otro. El proceso de descomposición de un haz luminoso en sus colores constitutivos se denomina dispersión y el conjunto de esos colores observados en la pantalla recibe el nombre de ESPECTRO. Este fenómeno se presenta en la naturaleza cuando se produce el arco iris, que es la dispersión de la luz solar al atravesar zonas pobladas de pequeñas gotas de agua, suspendidas en la atrm. Los espectros que se obtienen por la dispersión de la luz emitida por las sustancias, se denominan espectros de emisión. Pueden usarse para identificar a la sustancia emisora, de la misma forma que una persona puede identificarse por sus huellas digitales.

PLACA FOTOGRÀFICA

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Postulados de Bohr Para establecer la estructura del átomo, en particular el movimiento de los electrones alrededor del nùcleo, fue necesario crear un modelo coherente con los hechos experimentales. El planetario de Rutherford, tan atractivo por su simpleza, se derrumbaba por su contraen la teoría electromagnética. Además, esta teoría resultó insuficiente para explicar los espectros de emisión atómica. En el año 1913, cuando Niels Bohr imaginó la manera de conciliar el modelo planetario con el hecho indiscutible que el átomo existe y es razonablemente estable. Así fue que encontró la clave: -“Es necesario admitir que el electrón en su movimiento no emite energía” ", decía una y otra vez. -Pero contradice la teoría electromagnética!, le replicaban sus colegas. -Si, respondía Bohr. -Entonces el electrón en su movimiento debe someterse a ella. -NO!!"El átomo pese a todo, existe y es estable", repetía continuamente Bohr como única respuesta. Asì, Niels Bohr lanzó su idea más audaz: "En el mundo atómico no rigen las leyes de la fìsica clásica". Combinando las ideas cuánticas de Planck y Rutherford con leyes de la física clásica, propuso su nuevo y revolucionario modelo que explicó las líneas observadas en el espectro de emisión del àtomo de hidrógeno. Este modelo ha sido superado por el hoy denominado modelo orbital. El MODELO DE BOHR para el átomo de hidrógeno, se basa en los dos postulados siguientes: 1-El electrón sólo puede moverse en algunas órbitas circulares (órbitas permitidas) en las cuales no emite ni absorbe energía. ( el electrón no puede circular por cualquier lugar del espacio que rodea al núcleo, sino describiendo algunas órbitas especiales en las cuales su energía es constante. Del mismo modo que en una escalera sólo podemos estar parados en algún escalòn, el electrón sòlo puede estar en la òrbitas permitidas y no en espacios intermedios entre ellas. Cada órbita permitida, está caracterizada por un número natural n = 1,2,3 llamado número cuántico principal.

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Bohr determinó el radio (rn) de cada una de esas órbitas, observando que aumenta con n. La primera órbita (n=l) es la de menor radio y por lo tanto la que está más cerca del núcleo. Además, demostró que la energía del electrón (En) en cada órbita caracterizada por n, es constante y puede calcularse por una fórmula matemática. A medida que crece el valor de n, aumenta el radio de la órbita y la energía (E ) toma valores cada vez menos negativos, aproximándose a 0 y la separación entre los niveles de energìa es cada vez menor. El electrón se encuentra normalmente en la primera órbita (n = 1), que corresponde al de menor energía (E1) y se denomina nivel fundamental. Decimos que el átomo se halla en estado fundamental. Los otros niveles de mayor energía E2, E3,..., que corresponden a òrbitas superiores (n = 2; 3;...), reciben el nombre de niveles excitados. Estas órbitas pueden ser ocupadas eventualmente por el electrón cuando recibe algún estímulo externo (como por ejemplo luz, o calor) que logra aumentarle su energía. Cuando el átomo se halla en este estado, de que está en estado excitado. Para explicar la ubicación de las líneas espectrales observadas en el espectro de emisión átomo de hidrógeno, Bohr debió recurrir a un segundo postulado referido a la emisión o absorción de energía: El electrón sólo gana o pierde energía, cuando "salta" de una órbita permitida o absorbiendo o emitiendo un fotón. La energía del fotón (h v) es igual a la diferencio las energías del electrón en los estados inicial (Ei) y final (Ef): hv = Ei – Ef

Donde h es la constante de Planck y v la frecuencia de la onda asociada al fotón, que es propia del salto electrónico. Cuando el átomo recibe un estímulo externo el electrón absorbe energía, pasando de la primera órbita a una superior. Cuando desaparece el estímulo pierde energía y cae espontàneamente a una órbita más cercana al núcleo, emitiendo un fotón luminoso de energía h v.

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19â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

A pesar del éxito inicial del modelo de Bohr, fue insuficiente para explicar nuevos hechos experimentales. Una de las principales objeciones fue que sólo explicaba el espectro de emisión o de hidrógeno y no los de los otros átomos. No obstante, el modelo de Bohr constituyò la base que permitió desarrollar la teoría atómica moderna.

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EL MODELO ACTUAL Mediante la teoría fotónica, Einstein puso de manifiesto la naturaleza dual de la luz, asignándole a una partícula como el fotón una longitud de onda asociada a su movimiento. De esta establece el comportamiento del fotón como partícula y onda simultáneamente. En 1924, el francés Louis De Broglie, supuso que este doble comportamiento no era una característica exclusiva de los fotones, sino de cualquier partícula material y enunció: Toda partícula material (en movimiento) posee simultáneamente propiedades ondulatorias. Estas ondas asociadas a cualquier partícula en movimiento se denominan ondas de materia. En realidad, las propiedades ondulatorias de la materia no las observamos en la vida cotidiana, porque sólo se ponen de manifiesto en partículas subatómicas, como los electrones. La afirmación de De Broglie fue confirmada experimentalmente en 1927 al observarse que los electrones pueden comportarse realmente como si fueran ondas (fenómeno de difracción). Si pudiéramos determinar la posición de un electrón, nada sabríamos acerca de su velocidad. Por otra parte, si lográramos medir su velocidad, no podríamos fijar su posición. En resumen, es imposible determinar con exactitud ambas magnitudes al mismo tiempo. Estas rondaban en la cabeza del científico alemán Wemer Heisenberg, quien en 1927 enunció el llamado principio de incertidumbre: Es imposible conocer simultáneamente y con precisión absoluta, la posición y velocidad de una micropartícula. El principio de incertidumbre impone otra limitación: hay que descartar la idea del movimiento de los electrones en trayectorias definidas con una velocidad determinada, como proponía el modelo de Bohr. Esta idea es reemplazada por el concepto de probabilidad de encontrar el electrón en una región determinada del espacio, alrededor del núcleo atómico.

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LA MECÀNICA CUÀNTICA Era necesario encontrar un nuevo modelo para describir el comportamiento de una micropartìcula como el electrón, que a su vez tuviera en cuenta sus características ondulatorias. Esto llevò al físico austríaco Erwin Schrodinger, en 1926, a plantear una ecuación matemàtica muy compleja denominada función de onda. Su resolución brinda información muy valiosa respecto de la probabilidad de encontrar al electrón en una pequeña región del espacio. Asì surgió una nueva teoría para explicar los fenómenos que se producen en el mundo atòmico: la mecánica cuántica-. Esta teoría constituye el modelo más actualizado sobre la estructura del átomo. Aplicaremos los principios de la mecánica cuántica al átomo de hidrógeno por ser el sistema más simple, ya que sólo está formado por un protón y un electrón. La resolución de la de ondas, aún en este caso, es sumamente compleja, y consideramos los resultados más importantes para nuestro estudio. Éstos son: 1- Se deben considerar tres números enteros denominados números cuánticos, que se simbolizan con letras, de la siguiente manera: n: número cuántico principal l: nùmero cuántico azimutal ml: número cuántico magnético Estos números sólo pueden tomar ciertos valores: n puede ser cualquier número natural: n = 1,2, 3, 4,... l puede tomar cualquier valor desde 0 hasta n-1 1 = 0, 1,2, 3,..., (n-1) ml puede variar desde -1 hasta +1 (incluyendo el 0). ml = 0, ti,+2, +3,... ,+1 Ademàs, hay un cuarto número, denominado número cuántico de espín (ms), que es indispensable para describir el estado de electrones de átomos polielectrónicos. El número cuántico de espín sólo puede tomar dos valores: ms: ½ y – 1/2

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• Cada combinación de los tres números cuánticos n, l, y ml caracteriza un estado cuàntico del electrón en el átomo de hidrógeno. • La función de onda que caracteriza al estado cuántico de un electrón en un átomo se mina orbital atómico. Los números cuánticos n y ml se indican mediante números, mientras que el número cuàntico l, se simboliza con letras, según: valor de l letra

0 ss

1 pp

2 d

3 ff

4 gg

5 hh

Esto significa que el valor l = 0 se indica con la letra s; 1 = 1 con la letra p, 1 = 2 con la d y así sucesivamente. Puesto que la masa del núcleo es mucho mayor que la del electrón, supondremos que: núcleo del átomo de hidrógeno está inmóvil y que el electrón se mueve a su alrededor. De acuerdo con el principio de incertidumbre no es posible describir la trayectoria del electrón. Debemos conformamos con determinar la probabilidad de encontrarlo en cualquier región del espacio que rodea al núcleo. Cada punto de la Figura representa la probabilidad de encontrar a un electrón en un orbital s; al conjunto de todos esos puntos lo denominamos nube electrónica. Las zonas donde hay mayor densidad de puntos corresponden a aquellas donde la probabilidad de encontrar al electrón es grande y las de menor densidad, a las zonas de baja probabilidad. En su conjunto, esta distribución de puntos forma una silueta regular semejante a una con zonas de diferente densidad. La mecánica cuántica nos dice que el electrón puede encontrarse en cualquier región del espacio que rodea al núcleo, aunque la probabilidad de encontrarlo es distinta en un lugar que en otro.

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24â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

DESIGNACIÒN DE LOS DISTINTOS ORBITALES, CORRESPONDIENTES A LAS POSIBLES COMBINACIONES DE LOS NÙMEROS CUÀNTICOS. números cuánticos an 1 ml 1 0 0 2 0 0 2 1 0 2 1 1 2 1 -1 3 0 0 3 1 0 3 1 1 3 1 -1 3 2 0 3 2 1 3 2 -1 3 2 2 3 2 -2

orbital ls 2s 2p 2p 2p 3s 3p 3p 3p 3d 3d 3d 3d 3d

Puesto que la nube electrónica ocupa un lugar en el espacio alrededor del núcleo atómico, su forma se representa en el espacio tridimensional. Para ello se utilizan tres coordenadas, perpendiculares entre sí, denominados x, y, z. Las nubes de todos los orbitales s tienen forma esférica y sólo difieren en su tamaño. Las nubes de los orbitales p son muy diferentes a la de los s. Hay tres órbitales cuyas nubes tienen la forma de dos lóbulos esferoidales enfrentados y separados entre sì. Las nubes de los orbitales d son más complicadas de representar. Hay cinco orbitales formas diferentes.

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ORBITALES S

ORBITALES P

26â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

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CONFIGURACIONES ELECTRÒNICAS COMO SE DISTRIBUYEN LOS ELECTRONES ATOMOS POLIELECTRÓNICOS.

LOS

La configuración electrónica de un àtomo indica el estado dé cada uno de los electrones. Para establecer la configuración (C.E.) electrónica de un átomo es necesario indicar los cuatro números cuánticos (n, 1, ml y m s) de cada uno de sus electrones. Para ello, seguiremos el método de construcción ordenada, conocido por la palabra alemana aufbau, que significa construcción o desarrollo. El procedimiento consiste en utilizar un conjunto de orbitales análogos a los del hidrógeno, de acuerdo con las siguientes reglas: 1- Mínima energía de un átomo Los orbitales usados para describir su estado fundamental deben ser tales que la energía del àtomo en su conjunto sea mínima. Según esta regla, la configuración electrónica resultante de cada átomo es la que le da menor energía y por lo tanto mayor estabilidad. Mediante el análisis de los espectros atómicos se han confeccionado tablas, donde figuran las configuraciones electrónicas de los átomos de los distintos elementos. No obstante, cuando no se dispone de estas tablas, es posible establecer (aproximadamente) las C.E. mediante una regla mnemotécnica, basada en resultados experimentales, llamada regla de la diagonal.

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El orden en que los electrones de un àtomo van “ocupando” los orbitales es el indicado por las flechas diagonales, comenzando de arriba hacia abajo. Los orbitales se van ocupando según: ls, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, etc. Esta regla presenta algunas excepciones, como en el caso del cromo (Z = 24), el cobre (Z = 29), la plata (Z = 47) y el oro ( Z= 79). Es importante señalar que esta regla sólo indica el orden en que se van “ocupando” los orbitales de un átomo polielectrónico, pero no establece el orden de energía orbital creciente. 2- Principio de exclusión (Pauli) En 1925, el físico austríaco Wolfang Pauli, mediante el estudio de los espectros atòmicos, estableció un principio que limita el número de electrones que pueden ser descritos por un mismo orbital. En un àtomo no pueden existir dos electrones con los mismos valores de sus cuatro números cuànticos.

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Dado que un orbital està caracterizado por los números cuànticos n, l ,ml, un electrón en un dado orbital tienen tres números iguales, dos electrones en ese orbital deberán diferir en el restante nùmero cuàntico (el de spin). Esto puede verse en esquemas donde se simbolizan los electrones mediante flechas, donde las flechas que apuntan en el mismo sentido corresponden a iguales números de spin.

El principio de exclusión nos permite calcular el numero máximo de electrones que puede haber en cada tipo de orbital (s,p,d,f….) Tipo de orbital

Valor de l

N0.de orbitales

s p d f

0 1 2 3

1 3 5 7

N0.màx. electrones 2 6 10 14

A continuación mostramos cómo se van ubicando los electrones uno por uno en los distintos orbitales, mediante los diagramas de cajas. Además, escribiremos las C.E. respectivas.

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1- Àtomo de hidrógeno (Z = 1): Contiene un único electrón, que se ubica en el orbital ls, quedando los restantes orbitales vacíos. C.E: ls1

ls1 significa que hay un electrón en el orbital ls. 2-Àtomo de helio (Z = 2), tiene dos electrones. De acuerdo con el princilusión de Pauli, el segundo electrón también se ubica en el orbital ls y con distinto número cuántico de spin. C.E: ls2

ls2 significa que hay dos electrones en el orbital ls. 3- Àtomo de litio (Z = 3) es el siguiente con tres electrones. Como el orbital 1 s ya está completo con dos electrones, el tercer electrón se ubica, en el orbital 2s comenzando a llenar el segundo nivel. C.E:ls22s1

El àtomo de litio tiene un electrón desapareado en el orbital 2s.

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3) La regla de Hund Esta regla indica cómo se van ubicando los electrones en los distintos orbitales de la misma energía. Cuando hay orbitales con la misma energía, los electrones los ocupan inicialmente de forma desapareada. Esta situación sólo se puede dar cuando hay varios orbitales del mismo tipo como p, d, ó f (no en los orbitales s). De acuerdo con esta regla, el sexto electrón del átomo de se ubicará en uno de los orbitales 2p libres y con el mismo spin que el electrón anterior, quedando ambos electrones desapareados. Carbono: 6C C.E: ls2

2s2

2p2

El siguiente elemento es el nitrógeno (Z=7), cuyo último electrón ocupará el 2p vacante, con el mismo sentido de espín. El átomo de nitrógeno tiene los tres los orbitales 2p desapareados. Nitrógeno: 7N C.E: 1s2 2s2 2p3 Los electrones de los átomos que siguen van llenando el orbital 2p con su número de spin opuesto, hasta llegar al neón (Z = 10), que completa el orbital 2p con 6 electrones. Neòn: 10 Ne

La C.E. del neón es: 1 s2 2s2 2p6, es decir, se han completado todos los orbitales del segundo nivel con 8 electrones: 2 en el orbital 2s y 6 en el 2p. Esto sucede cada vez que llegamos a la configuración de un gas noble. A medida que aumenta el número atómico de un elemento, crece el número de electrones y la escritura de la C.E. Se hace más extensa, por ejemplo:

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La C.E. del bario (Z = 56) es: C.E. (Ba): ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p65s24d105p66s2

…....................................................

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GUIA DE ESTUDIO N1EL ATOMO. MODELOS ATOMICOS SEGÙN LO VISTO EN CLASE Y LO LEIDO EN LOS APUNTES RESPONDER Y ENTREGAR EN HOJAS A PARTE.

¿QUÉ EXPERIMENTOS HIZO DEMÓCRITO PARA LLEGAR A LA IDEA DE ÁTOMO? 2) ¿CUÁL ES EL ORIGEN DE LA PALABRA ÁTOMO? 3) CITE TRES ENUNCIADOS DE LA TEORIA ATÓMICA DE DALTON 4) ¿QUIÉN REALIZÓ UNA SERIE DE ESTUDIOS SOBRE ELECTRICIDAD? 5) ¿CUÁLES FUERON LOS POSTULADOS DE THOMSON?. ESQUEMA DEL ÁTOMO6) ¿COMO REALIZÓ EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. ESQUEMA 7) ¿QUIÉN HALLÓ LA CARGA DEL ELECTRÓN Y QUÉ VALOR LE ASIGNÓ? 8) ¿QUÉ CARACTERISTICAS TIENE LA RADIOACTIVIDAD? 9) ¿CON QUÉ ELEMENTO QUIMICO TRABAJÓ RUTHERFORD. INDIQUE SIMBOLO, A, Z ,GRUPO Y PERIODO AL QUE PERTENECE. 10) ¿QUÉ ATOMOS SON LOS QUE PUEDEN EMITIR RADIACIONES EN FORMA ESPONTÁNEA? 11) ¿QUÉ EXPERIENCIA REALIZO RUTHERFORD? 12) ¿QUÉ PROPUSO RUTHERFORD EN SU MODELO ATÓMICO? 13) ¿QUIENES DESCUBRIERON EL PROTÓN Y EL NEUTRÓN?. QUE CARACTERISTICAS TIENEN? 14) ¿QUÉ IDEAS EXISTEN ACTUALMENTE SOBRE LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO? 15) ES CORRECTO DECIR QUE LA MAYORIA DEL VOLUMEN DEL ÁTOMO ES ESPACIO VACIO. JUSTIFIQUE 16) ¿QUÉ SUCEDE CUANDO UNA PARTICULA ALFA SE ACERCA A UN NÚCLEO?..JUSTIFIQUE 17) ¿POR MEDIO DE QUE NÚMEROS SE IDENTIFICA A UN ÁTOMO?. DE UN EJEMPLO. 18) ¿CUÁLES ERAN LOS POSTULADOS DE BOHR(1913)? 19) ¿CÓMO ASIGNO LAS ORBITAS? 20) ¿QUÉ ES EL A Y Z DE UN ATOMO? 21) ¿QUÉ DICE EL MODELO ATÓMICO DE DE BROGLIE (1925)? 22) ¿QUÉ ES UN ORBITAL? 23) NOMBRE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS Y SUS CARACTERISTICAS 24) ¿CÓMO SE PUEDE REPRESENTAR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA?

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25) 26)

¿QUÉ DICE EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI? CUADRO DE LA ASIGNACIÓN DE ELECTRONES A ORBITALES ATÓMICOS. 27) DIBUJE LA REGLA DE LAS DIAGONALES. 28) DESPUÉS DE REALIZAR LA LECTURA DE LAS PAGINAS 3 A 31, REALIZA 4 PREGUNTAS QUE TE SUGIERA LA MISMA29) ¿QUE INVESTIGADORES SON NOMBRADOS Y CUALES FUERON SUS DESCUBRIMIENTOS? 30) DAR LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS SIGUIENTES ELEMENTOS:

Elemento SODIO LITIO NITROGENO AZUFRE

A 23 7 14 32

Z 11 3 7 16

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31-REALIZAR LOS SIGUIENTES EJERCICIOS.

36â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS. Los elementos y la tabla periódica. Grupos y periodos:relación con la estructura atómica Bloques de elementos representativos,de transición y de transición interna. Metales alcalinos .Halógenos. Gases nobles. Propiedades físicas y químicas de los elementos. Propiedades periódicas: electronegatividad etc. …...................................... REFERENCIA HISTÓRICA Los químicos del siglo XIX encontraron semejanzas entre las propiedades físicas de algunos elementos. Por ejemplo, el sodio y el potasio eran metales; el helio, el neón y argón eran gases de muy poca reactividad química. Ante estas evidencias, pensaron que los elementos podrían agruparse según sus propiedades. El problema básico residía en elegir algún criterio común que permitiera agruparlos en familias cuyos miembros tuvieran propiedades fisicoquímicas semejantes. El trabajo era más complicado que armar un rompecabezas, ya que los químicos de esa época

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no sabían si podían clasificar a los elementos y ni siquiera si poseían todas las piezas,ya que sólo se conocían 63 elementos. Tríadas y octavas En la primera mitad del siglo XIX, los químicos pensaban que debía haber una relación entre los pesos atómicos de los elementos y las semejanzas y diferencias entre ellos. Hacia 1817, el químico alemán Johan Dobereiner, descubrió ciertas semejanzas entre los elementos calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba). El estroncio presentaba propiedades intermedias entre las del calcio y el bario. Además, observó que el peso atómico del Sr era muy similar al promedio de los pesos atómicos del Ca y del Ba: P.at. (Ca) = 40 P.at. (Ba) = 137 40 + 137 = 88,5 2

P-at. (Sr)= 88

Años después, Dobereiner encontró otros dos grupos de tres elementos cada uno. Azufre, selenio, teluro y cloro, bromo, iodo, donde los elementos de cada grupo tenian propiedades similares. Lo más notable fue que nuevamente el peso atómico del selenio era el promedio de los pesos atómicos del azufre y del teluro, y lo mismo ocurría con el bromo respecto del cloro y del iodo. Denominó tríadas a estos grupos de tres elementos, y entusiasmado , con su descubrimiento siguió buscando otras tríadas sin lograr encontrarlas. Esto hizo pensar fisicos de su época que sus hallazgos habían sido una mera coincidencia. En 1864 el inglés John Newlands, al ordenar los elementos entonces conocidos según el valor creciente de sus pesos atómicos, observó que las propiedades se repetían cad 8 elementos. Es decir, el octavo elemento de su lista presentaba propiedades similares a las del primero, el noveno a las del segundo y así sucesivamente. Así, exceptuando al hidrógeno cuyas propiedades eran peculiares, encontró semejanzas entre las propiedades del litio y del sodio y del berilio y el magnesio. Newlands comparó a estos elementos con las siete notas de la escala musical y la llamo LEY DE LAS OCTAVAS, POR SU SIMILITUD CON LAS OCTAVAS DE LA ESCALA MUSICAL DONDE LA OCTAVA NOTA ES IGUAL A LA PRIMERA. Desafortunadamente para él, algunos elementos no encajaban en los lugares que les había asignado en la tabla, pero el gran descubrimiento estaba muy cerca-

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MENDELEEV-( Mendeléyev - Mendeléiev) En 1869, el alemán Julius Lothar Meyer y el ruso Dimitri Mendeleev, en forma independiente ordenaron los elementos según su peso atómico creciente- De esta forma, los elementos con propiedades similares (como densidad, peso atómico,solubilidad en algún solvente) quedaron agrupados en columnas en una tabla, La mayor parte del mérito de este descubrimiento es atribuído al químico ruso, porque él efectuó aportes más notables para la construcción de esta tabla y, sobre todo, por el uso ) que le dio. Mendeleev buscaba un sistema armonioso que permitiera relacionar ; unos con otros, de acuerdo con sus propiedades. Tres años de recolectar y analizar datos, dispuso los 63 elementos descubiertos hasta ese arden creciente de sus pesos atómicos, empezando por el hidrógeno y terminando por el uranio .Los ubicó de tal manera que los que tuvieran propiedades análogas quedaran en la misma columna. Esto dio origen a una clasificación de los elementos, que es la base de la actual tabla Periódica. Por primera vez, apareció una tabla que organizaba a todos los elementos en familias definidas y no se trataba de coincidencias aisladas como las tríadas o las octavas. En febrero de 1869, Mendeleev formuló su ley periódica de la siguiente manera:los elementos ordenados según sus pesos atómicos crecientes, presentan periodicidad en sus propiedades. Al continuar ordenando los elementos conocidos Mendeleev observó que algunos no quedaban ubicados con los de su familia ; ntonces los corrió de lugar de forma tal que quedaran acomodados correctamente esos lugares vacíos ("huecos"). Además, supuso que estos huecos deberían ser elementos que aún no habían sido descubiertos. Lo que había que hacer era buscarlos decía Dimitri convencido de su sistema periódico. Más aún, basándose en la posición que estos elementos debían ocupar en la tabla, predijo muchas de sus propiedades. Su confianza en la clasificación era tan grande, que publicó un informe las propiedades de tres elementos, que a la sazón no habían sido descubiertos 39…..................................................................................................................................

debía ubicarse debajo del aluminio y lo llamó Eka-aluminio. El segundo ele propiedades intermedias entre el silicio y el estaño ya que había un lugar vacio y lo llamó Eka-silicio (Es). Por último predijo también del Eka-boro, el tercer elemento desconocido. El mundo científico recibió con escepticismo sus predicciones, pero por suerte Mendeleev no tuvo que esperar demasiado para que su trabajo fuera reconocido. Años más tarde, en 1874, francés Paul Emil Lecoq, estudiando un mineral descubrió un nuevo elemento al que galio. Apenas Mendeleev leyó la descripción del nuevo elemento comprendió que se su" Ekaaluminio. Años después Lars Frederick Nilson, un químico sueco, descubrió un nuevo elemento que llamó escandio en honor de Escandinavia. Sus propiedades eran semejantes al Eka-boro Mendeleev. Finalmente, en 1886 se cumplió la última predicción de Mendeleev. El alemán Clemens Alexander Winkler descubrió el germanio, cuyas propiedades indicaban sin duda que se trataba del Eka-silicio. En la Tabla se muestran las predicciones hechas de las propiedades del Eka-silicio y las propiedades del germanio.

Propiedad

Eka-silicio Germanio (Es, (Ge, 1886) Masa atómica 72 1871) 73,2 Densidad (g/cm3) 5,50 5,47 Color gris gris claro Fórmula delESC14 GeCU cloruro Densidad del1,90 1,88 cloruro Solubilidad enpoco insoluble HC1 soluble Propiedades predichas por Mendeleev para el Eka-silicio y propiedades del Germanio. Su Tabla Periódica no era obra de la casualidad. ¡El genial ruso había resuelto el rompecabezas, contando apenas con algo más de la mitad de las piezas!

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La tabla podía ser usada para predecir cómo se comportaría un elemento determinado con sólo observar ocupaba. Su tabla fue entonces reconocida como un trabajo sensacional. Sin embargo, la clasificación periódica construída según el orden creciente de los pesos atómicos de los elementos tenía algunos problemas. En efecto, analizando la actual Tabla observamos que el potasio que tiene una masa atómica 39,10 figura ubicado después del argón, cuya masa atómica es mayor (39,95 ). Sin embargo, el argón es un gas noble y el potasio un metal alcalino, y por lo tanto habría que invertir el orden de los elementos para quedara con su familia. El mismo problema se presentaba en los casos del cobalto con el niquel y del teluro con el iodo. Mendeleev se dio cuenta de este inconveniente, y suponiendo que los pesos pesos atómicos habían sido mal determinados, invirtió el orden de estos tres pares de elementos para que quedaran ubicados con sus respectivas familias. Pero en realidad, los pesos atómicos eran correctos. DEBERIA EXISTIR OTRO CRITERIO QUE PERMITIERA ORDENANARLOS EN FORMA CORRECTA. LA TABLA ACTUAL

En 1913 el físico británico Henry G. Moseley, estudiando el fenómeno de difracción rayos X producidos por los átomos de distintos elementos, observó que la carga nuclear aumentaba en una unidad, al pasar de un elemento a otro en la Tabla Periódica. Es decir, cada elemento tenía un protón más que el anterior. Caracterizó a cada elemento mediante el número de protones de sus átomos, al que denominó número atómico (Z). Tomando este número como nuevo criterio para ordenar los elementos Moseley encontró que desaparecían las inversiones que había en la tabla de Mendeleev, quedando todos los elementos correctamente ubicados. De esta forma, la tabla actual ha sido construida ubicando los elementos en orden crecientes de sus números atómicos, y de manera tal que los elementos con propiedades análogas,queden situados sobre una misma columna. Los elementos quedan así ordenados en filas horizontales (denominados Períodos) y en columnas verticales (llamados Grupos).

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Período es cada fila o o secuencia horizontal de elementos de la tabla. Grupo es cada columna o secuencia vertical de elementos de la tabla. La ley periódica puede ser enunciada como sigue: "Los elementos ordenados según sus números atómicos crecientes presentan periodicidad en sus propiedades". A este ordenamiento de los elementos en períodos y grupos en una tabla se lo denomina clasificación periódica. Las propiedades fisicoquímicas de los elementos de un mismo periodo en general son distintas, mientras que las de un mismo grupo son similares. El último ordenamiento Hasta 1944, la tabla no tenía el aspecto actual. Hacia 1940 habían sido descubiertos 92 elementos desde el hidrógeno (H, Z=l) hasta el uranio (U, Z=92). Los elementos del 58 (cerio) al 71 (lutecio) constituían una serie conocida como "tierras raras". Todos estos elementos tenían propiedades muy similares a los del lantano (la=57) y por ello se los denominó lantánidos y se los ubicó en una fila separada al pie de la tabla. Luego los elementos que comenzaban con el actinio (Z= 89) deberían formar una segunda serie de tierras raras, y los denominó Actínidos. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

Cada elemento aparece en la tabla en un casillero representado por su símbolo. En dicho casillero figuran, además, otros datos referidos al elemento, como número atómico (Z), masa configuración electrónica. Así por ejemplo, la letra C mayúscula de imprenta es el símbolo con el que designamos al elemento químico carbono. Debajo del nombre del elemento figura la masa atómica del elemento, y luego la configuración electrónica. En general estos datos aparecen en un casillero aparte, como se muestra en la figura adjunta, aunque pueden diferir según la versión de la Tabla Periódica utilizada.

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43â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

Un análisis de la tabla nos permite destacar algunos aspectos interesantes:  



A cada elemento le corresponde un casillero perfectamente identificado por su numero atómico (Z). Hay 18 grupos de elementos de los cuales 8 son largos (1 y 2 y del 13 al 18), pues contienen mayor número de elementos, y 10 cortos (del 3 al 12) con menor número de elementos, que figuran en el centro de la tabla. Hay 7 períodos de distinta extensión puesto que tienen diferente número de elementos.



Además, en el sexto período luego del elemento 57 (La), los 14 elementos siguientes del 58 al 71 tienen propiedades muy semejantes entre sí y por lo tanto constituyen una familia en sí misma (lantánidos). Algo similar ocurre en el período 7, con los 14 elementos que n al actinio (del 90 al 103) (actínidos).



Estas dos familias de elementos (lantánidos y actínidos) se ubican separadamente en dos en la parte inferior de la misma, evitando una longitud excesiva de la tabla.



El séptimo período aún está incompleto y en él se van incorporando los nuevos elementos.

En una primera instancia, los elementos pueden clasificarse, según sus propiedades más características, en metales y no metales. Sobre la derecha de la tabla podemos observar una línea escalonada que separa los metales de los no metales. Esta división no es muy ya que algunos elementos cercanos a esta línea, tienen propiedades intermedias entre no metales. En terminos generales, podemos decir que los metales tienen brillo, pueden convertirse en son maleables), pueden ser estirados en hilos (son dúctiles) y son buenos conductores y la electricidad. Todos los metales son sólidos a presión normal y temperatura (1 atm y 25°C), con excepción del mercurio (Hg) y del francio (Fr) que son líquidosLos no metales, por el contrario, son malos conductores del calor y la corriente eléctrica. A temperatura ambiente pueden ser gases, líquidos o sólidos quebradizos, hay ciertos elementos que no tienen propiedades bien definidas, sino intermedias entre un metal y un no metal. Por esta razón algunos autores los denominan semimetales y están situados próximos a la línea escalonada que divide los metales de los no metales de

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la tabla Periódica. Por ejemplo, son semimetales el boro, el germanio y el antimonio. Los elementos de los grupos 1, 2 y del 13 al 18 se denominan elementos representativos. Dentro de estos grupos hay algunos que reciben nombres especiales, como el 1 (metales alcalinos), el 2- (metales alcalinotérreos), el 16 (calcógenos) el 17 (halógenos) y el 18 (gases nobles). Los diez grupos cortos situados en el centro de la Tabla Periódica (del 3 al 12), corresponden a los denominados elementos de transición. Separados al pie de la tabla aparecen los elementos transición interna divididos en dos series: lantánidos y actínidos, llamados así por sus semejanas con el lantano y el actinio. Los nombres de los elementos de Z 101 al 109 fueron acordados en 1997, según las últimas recomendaciones de la IUPAC. Los nombres y símbolos de los elementos de Z, 114, 116, y 118 aún no están definidos. Además, los elementos114,116 y 118 fueron descubiertos recientemente y sus propiedades aún no están bien determinadas. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Y TABLA

Sabemos que en la tabla actual los elementos están ordenas según el valor creciente de sus números atómicos. Luego, el número atómico de cualquier elemento es una unidad mayor que el del que le antecede en la tabla. Por otra parte, el número atómico de un elemento es el número de protones y también de electrones de los átomos que lo constituyen. En consecuencia, el átomo de un elemento cualquiera posee un protón y un electrón más que el átomo del que le antecede en la tabla. Por ejemplo , un átomo del elemento boro (B) cuyo número atómico es 5, tiene cinco protones y 5 electrones. Los átomos del elemento que le antecede que es el berilio (Be), de número atómico 4, tienen cuatro protones y cuatro electrones. Esto significa que conocida la configuración electrónica de los átomos de un elemento de la tabla, podemos establecer la del siguiente, por "adición" de un electrón. Esto adquiere particular importancia, porque básicamente establece la diferencia entre elementos consecutivos de la tabla. Dicho electrón, lo denominaremos electrón diferencial.

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Por ejemplo, comparemos las configuraciones electrónicas de los átomos de berilio y de boro , que son elementos consecutivos en la tabla. C.E.(4Be): ls2 2s2 C.E.(5B): 1s2 2s2 2p1 Como podemos observar, la única diferencia entre ambas configuraciones es del átomo de boro del orbital 2p. Éste es el electrón diferencial del átomo de boro. Teniendo en cuenta la tabla anterior, en el siguiente cuadro se muestra los orbitales que caracterizan a los electrones en cada período y el número cuántico principal (n) del nivel más externo. 

De acuerdo con lo expuesto, concluimos:  Hay una correspondencia entre la ubicación de cada elemento en la Tabla Periódica y su configuración electrónica.  Al iniciar cada período, se verifica que en los átomos hay electrones en un nivel de mayor energía , caracterizado por el número cuántico principal (n).  El número cuántico principal correspondiente al último nivel, coincide con el número del período.  Estos resultados nos permiten dividir la Tabla en cuatro bloques de elementos designados: s, p, d ,f, según el orbital del electrón diferencial.

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Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo:s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros Orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.    

Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f

En los orbitales s caben dos electrones, y estos elementos tienen tendencia a perder estos electrones, alcanzando así la configuración electrónica del gas noble más cercano. En el diagrama se muestra la tabla periódica dividida en bloques. Estos elementos tienen propiedades parecidas dentro de un grupo (columna). Los grupos se denominan normalmente refiriéndose al elemento cabecera del grupo en los cuatro primeros (se listan los estados de oxidación más comunes):   

Grupo del boro (grupo 13); +3, -3, +1 (en los más pesados). Grupo del carbono (grupo 14); +4, -4, +2 (en los más pesados). Grupo del nitrógeno (grupo 15); +5, +3, -3.

La división de los elementos en bloques pone de manifiesto la estrecha relación entre la ubicación de un elemento en la tabla y su configuración electrónica externa. Además los electrones de la C.E.E. son los que están relacionados con las propiedades químicas de los elementos y son los que intervienen en los enlaces entre átomos, para formar distintas sustancias.

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La Tabla Periódica queda así dividida de manera tal que los elementos con igual número de electrones en la C.E.E. están situados en el mismo grupo. Por ejemplo, si escribimos las C.E. de los elementos del grupo 1 donde resaltamos en negrita la C.E.E., tenemos: iH: ls1 1 2 3Li: ls 2S 1 2 2 6 nNa: ls 2s 2p 3S 1 2 2 6 2 6 19K: 1 S 2 S 2p 3s 3p 4S ! 2 2 6 2 6 10 2 6 37Rb: ls 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 5s 1 2 2 6 2 6 10 2 6 10 2 6 55Cs: ls 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 6s g7Fr: ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6 ….....7s1 Los átomos de todos estos elementos tienen un único electrón en su C.E.E en un orbital La C.E.E. de los elementos del grupo 1 puede escribirse en forma general como el número cuántico principal. Haciendo lo propio con otros grupos obtenemos, la C.E.E. general de los metales alcalinotérreos (grupo 2) es ns2, la de los halógenos es ns2np5 y la de los gases nobles (grupo 18) es ns2np6. De acuerdo con lo expuesto, el número del período al que pertenece un elemento es igual al número cuántico principal del nivel más externo de su C.E., caracterizado valor de n.

  COLOCAR EN LAS COLUMNAS EL ELEMENTO QUE CORRESPONDA

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PROPIEDADES PERIÓDICAS ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad es una propiedad sumamente útil para estudiar la manera en que los átomos se unen entre sí para formar diversas sustancias . Se pone de manifiesto cuando un átomo participa de un enlace con otro átomo. La electronegatividad es la capacidad de un átomo de atraer hacia sí a los electrones. Linus Pauling, quien asignó arbitrariamente al elemento hidrógeno el valor de 2,1. Los valores de las electronegatividades de los demás elementos se obtienen tomando el valor del hidrógeno como referencia. Dado que la electronegatividad mide valores relativos se expresa mediante números sin unidades.

  

En cada período la electronegatividad crece, en líneas generales, de izquierda a derecha. En cada grupo la electronegatividad aumenta, en general, de abajo hacia arriba. No se le asignan valores de electronegatividad a los gases nobles.

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Para explicar brevemente las variaciones que experimenta la electronegatividad podemos decir que: En un período, la tendencia de los átomos a captar electrones para adquirir configuración del gas noble más próximo aumenta de izquierda a derecha y por lo tanto también la electronegatividad

A MAYOR RADIO ATÓMICO, MENOR ELECTRONEGATIVIDAD,MAYOR CARÁCTER METÁLICO. A MENOR RADIO ATÓMICO, MAYOR ELECTRONEGATIVIDAD, MENOR CARACTER METÁLICO. LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS SON: RADIO ATÓMICO,RADIO IÓNICO,ENERGIA DE IONIZACIÓN, Y LA ELECTRONEGATIVIDAD. SE ESTUDIAN CON MAS DETALLE EN UN CURSO SUPERIOR DE QUIMICA.

….....................................................................

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GUIA DE ESTUDIO N2CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS SEGÙN LO VISTO EN CLASE Y LO LEIDO EN LOS APUNTES RESPONDER Y ENTREGAR EN HOJAS A PARTE. PARA PODER RESPONDER A ESTAS CUESTIONES DEBES OBSERVAR UNA TABLA PERIÓDICA: I. LEE EL APUNTE DESDE LAS PAGINAS 38 HASTA 51 Y MENCIONA QUIENES SE OCUPARON DE ESTUDIAR LA CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS. FORMULA 4 PREGUNTAS SOBRE LO LEIDO. II. ¿QUÉ ES UN GRUPO?¿CUÁNTOS GRUPOS HAY? III. ¿QUÉ ES UN PERÍODO?¿CUÁNTOS PERÍODOS HAY? IV. ¿QUÉ TIENEN EN COMÚN LOS ELEMENTOS DE LA TABLA PERIÓDICA QUE ESTÁN COLOCADOS EN LA MISMA COLUMNA? ¿Y LOS QUE ESTÁN COLOCADOS EN LA MISMA FILA? V. ¿QUÉ CRITERIO ES EL UTILIZADO PARA ORDENAR LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA? ¿SIEMPRE HA SIDO ASÍ? VI. OBSERVA LA ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE ALGUNOS ELEMENTOS Y SU POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA, ¿HAY ALGUNA RELACIÓN? VII. LA ORDENACIÓN QUE HICIERON MENDELEIEV Y MEYER SE BASÓ EN LA MASA ATÓMICA (DE IZQUIERDA A DERECHA Y DE ARRIBA ABAJO IBA AUMENTANDO LA MASA ATÓMICA); LA ACTUAL DEBIDA A MOSELEY, SE BASA EN EL NÚMERO ATÓMICO. ESTA ORDENACIÓN CASI COINCIDE CON LA DE LA MASA; ¿QUÉ ELEMENTOS NO SIGUEN LA ORDENACIÓN CRECIENTE DE MASAS ATÓMICAS? VIII. EN LA TABLA EXISTEN ELEMENTOS METÁLICOS, NO METÁLICOS, SÓLIDOS, LÍQUIDOS, GASES, ETC. OBSERVA DETALLADAMENTE LA TABLA PERIÓDICA Y ENTRE LOS PRIMEROS 103 ELEMENTOS ESCRIBE EL NOMBRE DE AQUELLOS QUE SON: SÓLIDOS; LÍQUIDOS; GASES IX. LOS NOMBRES DE LOS ELEMENTOS TIENEN DIVERSOS ORÍGENES; ALGUNOS SE HAN FORMADO A PARTIR DE ALGÚN LUGAR GEOGRÁFICO O CIENTÍFICO FAMOSO. LOCALIZA EN LA TABLA LOS ELEMENTOS QUE REPRESENTAN LOS SIGUIENTES SÍMBOLOS Y AVERIGUA CUÁLES TIENEN RELACIÓN CON EL NOMBRE DE ALGÚN CIENTÍFICO Y CUÁLES CON EL DE ALGÚN LUGAR: Es, Rf, Ga, Po, Ge, Mg, Eu51…..................................................................................................................................

X-Ejercicios de Tabla Periódica: Clasificación periódica de los elementos. 1) Nombrar dos elementos similares a cada uno de los siguientes: a) Sodio. b) Azufre. c) Bromo. d) Neón. 2) Escribir los símbolos y nombres respectivos de los halógenos. ) Escribir el símbolo y el número atómico de los siguientes elementos: a) Berilio. b) Estroncio. c) Magnesio. d) Bario. e) Calcio. f) Radio 3) Escribir los símbolos y nombres respectivos de los metales alcalinos térreos. Sabiendo que un elemento pertenece al grupo I de la clasificación periódica ¿qué Propiedades deduces que tendrá?. 4) Sabiendo que un elemento pertenece al grupo VII de la clasificación periódica ¿qué Propiedades deduces que tendrá?. 5) ¿Qué relación existe entre un grupo de clasificación periódica y el número de electrones de la última capa de los átomos de elementos pertenecientes al mismo?.

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VERTICALES 1: AL REVÉS, HALÓGENO SÓLIDO, SU DISOLUCIÓN ALCOHÓLICA SE EMPLEA COMO DESINFECTANTE 2: METAL PESADO, GRISÁCEO, FÁCIL DE ENCONTRAR EN LAS TUBERÍAS DEL AGUA 3: METAL BLANCO, LIGERO, MUY UTILIZADO EN CONSTRUCCIONES AERONÁUTICAS 5: AL REVÉS, ESTÁ ENTRE METAL Y NO METAL, LIGERO, SUS SALES SE EMPLEAN EN OFTALMOLOGÍA 6: HALÓGENO MUY ACTIVO, CUYO HIDRÁCIDO ATACA AL VIDRIO 11: GAS NOBLE, EL MAYOR Y MÁS PELIGROSO 15: GAS NOBLE EMPLEADO EN ANUNCIOS LUMINOSOS. 19: METAL ALCALINO, MUY CONOCIDO PORQUE FORMA PARTE DE LA SAL COMÚN 20: EL SUEÑO DE LOS ALQUIMISTAS, SE LEE IGUAL AL DERECHO QUE AL REVÉS

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HORIZONTALES:

2: METAL PRECIOSO, UTILIZADO EN FOTOGRAFÍA Y JOYERÍA, DE COLOR BLANCO 7: AL REVÉS, HALÓGENO GASEOSO DE COLOR VERDOSO Y OLOR IRRITANTE 8: METAL ESCASO, UTILIZADO EN LOS REACTIVOS NUCLEARES, MUY RADIACTIVO 14: GAS INCOLORO, COMPONENTE DE LA ATMÓSFERA 16: GAS NOBLE TAMBIÉN COMPONENTE DE LA ATMÓSFERA 18: METAL ALCALINO MUY LIGERO Y MUY ACTIVO 22: AL REVÉS METALOIDE COMPONENTE FUNDAMENTAL DE LA MATERIA VIVA 23: AL REVÉS, ELEMENTO PARECIDO AL ANTERIOR, CON MÁS CARÁCTER METÁLICO

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UNIONES QUÍMICAS Unión iónica y unión covalente. Electronegatividad. Diagramas o estructuras de Lewis. Fórmulas de sustancias binarias de compuestos sencillos. Teoría de la repulsión de los pares electrónicos de valencia. (TREPEV).Geometría molecular de compuestos binarios sencillos. Nomenclatura de compuestos binarios (óxidos,hidruros, hidrácidos y sales binarias) …..................................................... En el mundo que nos rodea estamos en contacto con infinidad de sustancias que se encuentran en distintos estados de agregación sólidos, líquidos y gaseosos. Sabemos que estas sustancias están formadas por moléculas o bien por retículos cristalinos. Así, tenemos sustancias moleculares cuyas moléculas están formadas por átomos del mismo elemento como H 2, N2, Cl2, o de elementos distintos como H20, C02, NH3. También hay sólidos como el diamante, la sal de mesa o los metales, que son agregados de numerosos átomos o iones. La existencia de todas estas sustancias nos lleva a suponer que de alguna manera los átomos de los diversos elementos se unen entre sí para formar sustancias diferentes. Las primeras ideas acerca de la formación de los enlaces químicos fueron aportadas por Berzelius hacia 1812. Según su teoría, los átomos de los distintos elementos poseían polos eléctricos predominantemente positivos o negativos. La unión se establecía entre los polos de signo contrario. Sin embargo, esta teoría no podía explicar la existencia de moléculas formadas por átomos del mismo elemento, como H2, N2 o Cl2, ya que sus átomos tendrían "polos" del mismo signo y no se atraerían.

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Una de las claves que permitió establecer la naturaleza de los enlaces químico con mayor precisión, fue el estudio del comportamiento de los gases nobles. Los gases nobles presentan escasa reactividad química, a tal punto que sus moléculas son todas monoatómicas, esta inactividad” química de los gases nobles se atribuye a que sus átomos tienen su nivel completo con 8 electrones cada uno (2 electrones en el caso del helio). Actualmente, el modelo orbital sugiere para estos átomos una CEE ns2np2, donde n es el número cuántico principal del nivel más externo (1 s2 para el helio). En virtud de esta característica de la estructura electrónica más externa, Kossel y Lewis sugirieron en 1916 que una gran variedad de compuestos químicos los átomos de muchos elementos (en particular los representativos de los períodos 1 y 2 de la Tabla Periódica) se hallan combinados de modo tal que sus estructuras electrónicas más externas tienen 8 electrones, salvo el hidrógeno que adopta la configuración del helio con solo 2 electrones. Lewis llamó a esta característica “la regla de ocho” y Langmuir -quien en 1919 hizo aportaciones muy importantes a la concepción de enlace químico de Lewis- la denomino regla del octeto”, tal como se la conoce hoy. Lewis postuló que estos electrones, sea que participen en enlaces químicos o no, están organizados de a pares, llamando a esta característica la “regla de dos”. Se conoce excepciones a esta regla, salvo, naturalmente, en compuestos cuyas partículas tienen número impar de electrones, y las hay muchísimas a la regla del octeto ( cuando están presentes elementos de los períodos 3 y mayores de la Tabla Periódica)

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Los electrones de valencia Los átomos de los elementos de un mismo Grupo de la Tabla Periódica,a excepción del helio, tienen igual número de electrones en su nivel más externo. Dado que las propiedades químicas de los elementos de un Grupo son similares, podemos inferir que hay una relación entre las propiedades químicas y el número de electrones más externos. Sólo esos electrones parecen intervenir en la formación de los enlaces químicos y se los suele denominar electrones de valencia. En los elementos representativos los electrones de valencia son los que constituyen la configuración electrónica externa (CEE). En la tabla podemos observar los átomos de los elementos de un mismo Grupo tienen igual número de electrones en más externo, que además coincide con el último dígito del Grupo.

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(electrones de valencia) LA NATUALEZA DE LOS ENLACES QUIMICOSLa formación de una unión química implica un reordenamiento de los electrones de valencia de los átomos que se unen, para dar lugar a una estructura de menor energía y por lo tanto mas estable. Esto significa que en el proceso de unión entre dos átomos se libera cierta cantidad de energía (energía de enlace). Por ejemplo, cuando dos átomos A y B cuyas energías son E1 Y E2 ; unen para formar una sustancia AB, la energía final E F es menor que la de los átomos individuales. En las uniones químicas existen fuerzas de naturaleza electrostática, debidas a interacciones entre partículas cargadas. Como sabemos, las fuerzas pueden ser de repulsión (cargas de igual signo) o de e atracción (cargas de signo opuesto). A manera de resumen de las ideas precedentes, destacamos algunas características que conducen a la formación de un enlace químico:  



La formación de un enlace implica cierto reordenamiento de los electrones di los átomos que lo forman. Cuando dos átomos se unen, lo hacen para alcanzar un estado más estable de menor energía. En el proceso de unión se libera energía, cuya magnitud es la misma que se requiere para la separación (energía de enlace). En los enlaces químicos se ponen de manifiesto fuerzas de atracción de naturaleza electrostática.

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CONCEPCIÓN DE LOS ENLACES QUÍMICOS Y SÍMBOLOS DE LEWISCon el objetivo de representar en forma simple y esquemática los electrones Gilbert N. Lewis propuso una simbología ampliamente utilizada. Consiste en escribir el símbolo del elemento, rodeado por tantos puntos o cruces como electrones de valencia tenga el elemento en cuestión- por ejemplo:

En principio, hay dos maneras por las cuales un átomo puede adquirir la configuración electrónica de gas noble:  Cuando se comparten electrones entre dos átomos.  Cuando un átomo transfiere electrones a otro. Los átomos de los elementos tienden a unirse entre sí compartiendo electrones, de manera que su nivel más extremo se complete con ocho electrones. Esta regla indica que cuando los átomos se unen, tienden a transferir o compartir el numero necesario de electrones para tener ocho en su capa más externa. Si bien la validez de una la regla no es universal, pues como veremos existen excepciones, constituye una buena aproximación para una explicación elemental de cómo se establecen las uniones químicas. Es habitual clasificar a los enlaces químicos, por ejemplo,según la diferencia de las electronegatividades entre los átomos enlazados :

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 enlace iónico, cuando dicha diferencia es grande (típicamente involucra a no metales de onegatividad alta y a metales)  enlace covalente, cuando dicha diferencia es pequeña o nula e involucra a no metales.  enlace metálico, cuando dicha diferencia es pequeña o nula e involucra a metales. No hay límites precisos para predecir cuándo un enlace tendrá características de un tipo determinado debido a que esta clasificación, como cualquier otra, es arbitraria. ENLACE IÓNICO Los sólidos iónicos están formados por redes cristalinas que contienen iones de signo opuesto. Por ejemplo, el cloruro de sodio es un retículo cristalino constituido por igual numero de iones Na + y de iones Cl-, ya que el sistema debe ser eléctricamente neutro. Las respectivas configuraciones electrónicas son: Na: ls22s22p63s1 2 2 6 10Ne: ls 2s 2p n

C1: ls22s22p63s23p5 2 2 6 2 6 18Ar: ls 2s 2p 3s 3p 17

El átomo de sodio tiene un solo electrón en su nivel más externo (3S1), y si se le entrega la energía de ionización necesaria, puede transformarse en el catión sodio, cuya configuración es igual a la del neón. Es decir, el Na + y el Ne son isoelectrónicos. El átomo de cloro, que tiene siete electrones extremos, tiende a captar un electrón para adquirir la configuración del argón, convirtiéndose en el anión Cl-, que es isoelectrónico con el argón. Si un átomo de sodio se acerca suficientemente a uno de cloro, puede transferirle su electrón más extremo, formándose simultáneamente los iones Na+ y C1-. Este hecho podemos visualizarlo mediante el siguiente diagrama de cajas:

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El catión Na+ y el anión Cl- se mantienen unidos por un enlace iónico. Notemos Na+ Cl- se simbolizó con una estructura de Lewis: a la izquierda se escribió el símbolo del catión sodio, el cual es el símbolo químico del elemento y su carga y ningún punto, ya que dicho catión no tiene electrones de valencia, y el símbolo de Lewis del anión donde se explicitan sus 8 electrones de valencia y a la que se encierra entre corchetes con la carga por fuera de ellos como superíndice derecho, dado que la carga pertenece al cloruro y no está adscripta a un electrón individual. En particular, en un cristal de sodio, cada catión sodio se rodea de 6 aniones cloruro y cada anión cloruro se rodea de 6 cationes sodio. ENLACE IONICO:Es el que se produce entre iones con carga opuesta Veamos el ejemplo del fluoruro de calcio, cuya fórmula empírica es CaF2. La C.E.E del calcio es 4s2 y la del flúor es 2s22p5. Es decir, el átomo de calcio posee dos electrones mientras que el de flúor posee siete. Esto nos indica que para adquirir la configuración del átomo del gas noble argón, el átomo de calcio debe ceder sus dos electrones externos. Por su parte, cada átomo de flúor necesita captar un electrón, para lograr la configuración del gas noble neón. Se producen dos enlaces iónicos que podemos representar:

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De esta manera, se forma una unidad de CaF 2 el ion Ca2+ y los dos iones F-, se mantienen unidos por fuerzas de atracción electrostáticas. El enlace iónico se producirá entre cationes de elementos de baja energía de ionización y ie elementos que sean muy electronegativos. En efecto, la mayoría de los compuestos binarios están formados por la combinación de elementos de los grupos 1 y 2 ) con los de los grupos 16 y 17 (no metales). ENLACE COVALENTE Existen muchas moléculas formadas por átomos cuyos valores de electronegatividad son (o iguales, como en las moléculas de las sustancias simples H2, F2, o N2). Las primeras ideas para explicar cómo se unen estos átomos fueron aportadas por G. N. Lewis, quien propuso lo siguiente: Cuando los átomos se unen, pueden alcanzar una configuración de gas noble compartiendo entre sí pares de electrones. El enlace covalente es la unión que se produce entre dos átomos cuando comparten uno o más pares de electrones de valencia. El enlace covalente generalmente se presenta entre átomos de elementos de alta y similar electronegatividad, como los elementos no metálicos. Mediante diagramas de puntos, Lewis representó la estructura de muchas moléculas sencillas-unidas por enlaces covalentes. Esta forma de representar las moléculas se conoce como fórmula o estructura de Lewis.

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EJEMPLO: 1-La molécula de hidrógeno EL HIDROGENO (H2) es un gas en condiciones ambientales, formado por moléculas diatómicas, constituidas por dos átomos. Cada átomo de hidrógeno posee un núcleo con un protón ( con carga positiva) y un único electrón (con carga negativa) que se halla en un orbital 1 s. cuando dos átomos de hidrógeno se aproximan aparecen fuerzas de repulsión núcleo-nucleo y electrón-electrón y fuerzas de atracción núcleoelectrón. según un modelo sencillo, podemos suponer que el enlace se produce cuando ambos átomos se aproximan hasta llegar a una distancia óptima. Cuando se alcanza esta distancia óptima, las fuerzas de atracción y repulsión están balanceadas y cada electrón es atraído por ambos núcleos. Así se produce la unión en la cual el par de electrones es compartido por los dos átomos. Esto podemos representarlo utilizando la notación de Lewis: H:H molécula de H2 Los dos átomos de hidrógeno “comparten” un par de electrones, de modo que cada uno de ellos alcanza la configuración del gas noble He. El par de electrones compartidos suele representarse, por simplicidad, mediante una línea que une ambos átomos: H-H. Como en este enlace se comparte un único par de electrones, decimos que se trata de un enlace covalente simple. 2-La molécula de flúor La molécula de flúor (F2) está formada por dos átomos de flúor (Z = 9) y cada uno posee nueve electrones que distribuiremos utilizando el diagrama de cajas:

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La CEE del flúor es 2s2 2p5 la cual indica que tienen 7 electrones de valencia. Utilizando la simbología de Lewis podemos representar la molécula de F2 •• •• :F: F: •• •• La unión se establece por un par de electrones que son compartidos por ambos átomos de esta forma quedan ocho electrones alrededor de cada uno de ellos. Notar que además del par de electrones de enlace se simbolizan de a pares los electrones de valencia restantes. Los pares de electrones compartidos en una unión se denominan pares de electrones enlazantes, mientras que los pares de electrones que no forman parte de la unión reciben el nombre de pares no enlazantes o pares libres. El par de electrones compartidos por los dos átomos de flúor lo representamos mediante una línea, que indica un enlace covalente simple. F-F Enlace covalente simple 3-La molécula de fluoruro de hidrógeno Como la molécula de fluoruro de hidrógeno (HF) está formada por un átomo de hidrógeno y uno de flúor con la notación de Lewis escribimos •• H : F : •• Molécula de HF Dos electrones rodean al hidrógeno y ocho al flúor

H—F En la molécula de HF hay dos electrones alrededor del átomo de hidrógeno y ocho alrededor del flúor, estableciéndose el enlace simple por un par de electrones compartidos entre ambos átomos. Como la electronegatividad de los átomos que forman esta unión es diferente, el par de electrones compartidos por ambos es atraído con más intensidad por el átomo de flúor que es el mas electronegativo. En este caso, la nube electrónica no es simétrica sino que está desplazada hacia el átomo de flúor. 64…..................................................................................................................................

4-Molécula de dióxido de carbono esta molécula está formada por un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno (C02). El átomo de carbono tiene cuatro electrones de valencia y cada átomo de oxígeno seis, dando un total de 16 e electrones de valencia para dibujar la estructura de Lewis de la molécula. Escribimos los átomos en forma simétrica y distribuimos estos electrones de a pares alrededor de cada uno de ellos. Para que cada uno de los átomos alcance un octeto electrónico, el átomo de carbono debe compartir dos pares de electrones con cada átomo de oxígeno: .. .. O :: C :: O .. .. En esta molécula, decimos que el átomo de carbono está unido a cada átomo de oxígeno por un enlace covalente doble. Representamos cada unión entre el carbono y oxígeno mediante una doble linea

o=c=o 5-La molécula de monóxido de azufre En esta molécula (SO), tanto el átomo de azufre como el de oxígeno tienen 6 electrones externos. Para lograr un octeto alrededor de cada átomo, la unión se establece colocando dos pares de electrones entre el azufre y el oxígeno, formando una unión covalente doble. •• •• SO

s=o

•• fórmula molecular

fórmula de Lewis

fórmula desarrollada

En la unión covalente doble formada, hay dos pares de electrones compartidas.

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6-La molécula de dióxido de azufre En la estructura de Lewis del SO, el átomo de azufre y el átomo de oxígeno poseen dos pares de electrones libres, y ambos átomos completan el octeto electrónico. Para formar la molécula de S0 2, otro átomo de oxígeno se une al átomo de azufre, que dispone de dos pares electrónicos libres. De este modo, se forma un nuevo enlace covalente: ••

:o ••

•• ----►

••

: S::O ••

•• ••

••

: o:s : :o

so 2

•• Fòrmula de Lewis

fórmula molecular

Aquí tenemos un ejemplo de un enlace simple donde se emplearon los electrones de valencia de un único átomo. Algunos autores denominan a este tipo de unión enlace covalente coordinado. Una vez formado el enlace, el par electrónico es compartido por ambos como en cualquier otro enlace covalente. 7-La molécula de nitrógeno El gas nitrógeno (N2) es el componente más abundante del aire; su molécula es diatomica . Cada átomo de nitrógeno posee cinco electrones en su capa más externa y por lo tanto, en la molécula los dos átomos de nitrógeno deben compartir tres pares de electrones:

entonces que el enlace es covalente triple, ya que se comparten simultáneamente e electrones entre ambos átomos, que representamos en la fórmula desarrollada :s líneas que los unen.

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Polaridad de los enlaces La electronegatividad es una medida de la tendencia que tienen los átomos de un elemento para atraer electrones en un enlace químico. Elementos como los no metales tienen un marcado carácter electronegativo,mientras que los metales poseen bajos valores de electronegatividad. La electronegatividad no es una magnitud que puede medirse sobre un átomo aislado, sino que sólo se pone de manifiesto cuando se pro duce la unión entre dos átomos. Cuando se estudia la distribución de la carga o nube electrónica alrededor de los àtomos que constituyen un enlace covalente, se encuentra que esta distribución puede ser simétrica o asimétrica.. Si es simétrica decimos que el enlace es covalente no polar; si en cambio la nube es asimétrica, el enlace es covalente polar. Enlace covalente no polar Una unión covalente no polar se produce únicamente cuando la electronegatividad de dos átomos que participan de la unión es la misma, es decir, si los dos átomos son del mismo elemento, como por ejemplo en las moléculas de H2 o de N2. En estas molécula que se unen tienen la misma electronegatividad y sus núcleos atraen con la misma intensidad a los electrones de la unión. La distribución de cargas es simétrica alrededor de ambos átomos y decimos que se trata de un enlace covalente no polar. En los demás enlaces covalentes formados por átomos de distintos elementos, el trones de la unión no es compartido en forma equivalente. Enlace covalente polar Cuando dos átomos de distintos elementos intervienen en una unión covalente, el par electrónico compartido es atraído más intensamente por el átomo más electronegativo Consideremos por ejemplo, una molécula diatómica formada por dos átomos de d elementos como la de HC1, en la que el cloro es más electronegativo que el hidrógeno. el par de electrones compartidos de la unión es más atraído por el átomo de cloro, que es el mas electronegativo. Es decir, se produce un desplazamiento de carga electrónica desde hidrógeno hacia el de cloro. Esto da como resultado una distribución desigual de alrededor de los núcleos de ambos átomos.

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El enlace en el que el par de electrones compartidos no es atraído con igual intensidad por los dos átomos que lo forman, se denomina enlace covalente polar.

Si la diferencia de electronegatividad entre los átomos es muy grande,se representa un caso extremo en el que puede haber una cesión de electrones por parte de un átomo hacia otro.. Esto cloruro de sodio (NaCl) en que el átomo de cloro es más electronegativo que el del sodio . En este caso se produce un enlace que podemos representar con la nube alrededor del núcleo de cloro formando el anión cloruro (Cl-) y con el átomo de sodio convertido en el catión Na+. EL ENLACE METÁLICO La mayor parte de los elementos químicos (aproximadamente el 80%). Los metales y sus aleaciones presentan propiedades físicas y químicas partículas se distinguen de las demás sustancias. Brillo metálico: el brillo característico de los metales se atribuye a que superficies pulidas no absorben la luz, sino que la reflejan. Ductilidad y maleabilidad: los metales pueden ser estirados en hilos transformados en delgadas láminas (son maleables) con relativa taci rre con los sólidos no metálicos. Conductividad: los metales son buenos conductores del calor.

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En el siguiente diagrama resumimos los diversos tipos de sustancias, segĂşn 1as partĂ que las componen.

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ESTRUCTURAS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO.

La denominada regla del octeto tiene validez limitada, ya que en general, puede aplicarse para los elementos representativos de los períodos 1 y 2. Aun en moléculas de elementos representativos, hay átomos a cuyo alrededor hay un número menor de ocho electrones. Veamos casos donde el átomo central no quede con C.E.E. de gas noble: a-átomos con menos de ocho electrones Los átomos tienen un número de electrones de valencia menor que cuatro, suelen formar enlaces covalentes con menos de ocho electrones a su alrededor. En el segundo período los típicos: el berilio y el boro, que forman compuestos covalentes como el cloruro de berilio (BeCl 2) y el tricloruro de boro (BC13). En Sus estructuras de Lewis podemos observar que el átomo de berilio sólo tiene cuatro electrones a su alrededor y el de boro seis. En las moléculas en las cuales el número total de electrones externos es impar,taben hay átomos a cuyo alrededor hay menos de ocho electrones. Ejemplos de este tipo de monóxido de nitrógeno (NO) cuyo número total de electrones externos es 11, el dióxido de nitrógeno(N02) con un total de 17 y el dióxido de cloro (C102) con 19. Sus estructuras de Lewis se obtienen aproximándose lo más posible a la regla del octeto. …......................................................

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Nomenclatura de los compuestos quĂmicos

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72â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

73â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

74â&#x20AC;¦..................................................................................................................................

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FORMULACIÓN DE QUÍMICA INORGÁNICA. 1. VALENCIA. Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. La valencia es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos. 2. VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS MÁS IMPORTANTES DEL SISTEMA PERIÓDICO. 2.1. METALES. VALENCIA 1 Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio Plata

VALENCIA 2 Li Na K Rb Cs Fr Ag

VALENCIAS 1, 2 Cobre Mercurio

Be Mg Ca Sr Zn Cd Ba Ra

VALENCIAS 1, 3 Cu Hg

VALENCIAS 2, 4 Platino Plomo Estaño

Berilio Magnesio Calcio Estroncio Zinc Cadmio Bario Radio

VALENCIA 3

Oro Talio

Cromo

VALENCIAS 2, 3 Au Tl

VALENCIAS 2, 3, 6 Pt Pb Sn

Aluminio

Níquel Cobalto Hierro

Ni Co Fe

VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7 Cr

Manganeso

2.2. NO METALES. VALENCIA -1 Flúor

VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7

VALENCIA -2

Cloro Bromo Yodo

Oxígeno

Cl Br I

VALENCIAS +/-2, 4, 6

VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5

VALENCIAS +/- 3, 5

Azufre Selenio Teluro

Nitrógeno

Fósforo Arsénico Antimonio

S Se Te

VALENCIAS +/-2, 4 Carbono

VALENCIA 4 C

Silicio

P As Sb

VALENCIA 3 Si

Boro

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2.3. HIDRÓGENO. VALENCIA +/-1 Hidrógeno

3. NOMENCLATURAS. Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional. 3.1. NOMENCLATURA SISTEMÁTICA. Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ... Cl2O3Trióxido de dicloro I2O Monóxido de diodo 3.2. NOMENCLATURA DE STOCK. En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis: Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)

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3.3. NOMENCLATURA TRADICIONAL. En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos: hipo-----oso oso

valencia menor

ico per..........ico

valencia mayor

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LA FORMA DE LAS MOLÉCULAS Muchas de las propiedades físicas y químicas que presentan las sustancias dependen de la forma que tienen sus moléculas. A través del conocimiento molecular es posible explicar y hasta predecir el comportamiento de las sustancias Para representar las moléculas se suelen utilizar modelos moleculares en los cuales los átomos de los distintos elementos que las forman se ubican en el espacio representados por esferas de distinto tamaño. Los modelos moleculares más comunes son dos: 

Modelo de esferas y varillas

En este modelo se representan los átomos con esferas y los enlaces mediante varillas. Si bien no se adecúan a la realidad, pues no representan correctamente las formas moleculares, son útiles para visualizar las uniones entre los átomos y los ángulos que se forman-

 Modelo de nubes interpenetradas o modelo compacto En este modelo los átomos se representan mediante esferas como si fueran nubes que se superponen entre sí, proporcionando una idea más apropiada de la forma de las moléculas . Las dimensiones de los átomos y las distancias entre ellos están en escala. Sin embargo, con este modelo no se distinguen claramente los ángulos que forman las uniones, especialmente en las moléculas más complejas.

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A es un modelo de esferas y varillas; B es un modelo Dreiding de plástico, construido a escala para mostrar las distancias interatómicas relativas, y C es un modelo de Hirschfelder, hecho también a escala para mostrar el tamaño relativo de cada átomo según se determina mediante medidas de rayos X y de difracción electrónica.

Las distintas formas geométricas que presentan las moléculas en el espacio están determinadas por la posición de los núcleos de sus átomos. Si bien existe un gran numero de sustancias, sus moléculas pueden representarse mediante una reducida ca geométricas básicas. Los átomos periféricos forman determinados ángulos con vértice en el átomo central, denominados ángulos de enlace. Moléculas lineales Estas moléculas están formadas por dos o tres átomos que están situados en una línea a y la forma geométrica se llama lineal. Son moléculas del tipo AX o AX2. Como las primeras están constituidas por sólo dos átomos, la única posibilidad es que sean lineales- mientras que en las del tipo AX 2, el ángulo de enlace es 180°.

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Moléculas angulares Son moléculas triatómicas del tipo AX 2, donde los tres átomos están dispuestos sobre un mismo plano formando un ángulo de enlace menor que 180°. Los tres átomos no se hallan en línea recta y la forma geométrica de la molécula se denomina angular. Moléculas triangulares estas moléculas están constituidas por cuatro átomos, es decir son del tipo AX3. En ellas, el átomo central se halla en el centro de un triángulo equilátero, en cuyos vértices se ubican los tres átomos periféricos. los cuatro átomos están en el mismo plano y como el triángulo equilátero, los tres ángulos de enlace son de 120°. Esta forma geométrica se llama plana triangular, o simplemente triangular. Moléculas tetraédricas son moléculas pentatómicas, del tipo AX4, en las cuales los cuatro átomos periféricos se sitúan alrededor del átomo central, ocupando los vértices de un tetraedro regular, que es una pirámide de cuatro iguales, cada una de las cuales es un triángulo equilátero. en estas moléculas, el átomo central se ubica en el centro de un tetraedro y los átomos periféricos en sus vértices, formando cuatro ángulos de enlace de 109,5°. La forma de estas moléculas se denomina tetraédrica. Moléculas piramidales estas moléculas están formadas por cuatro átomos (AX3) y constituyen un una variante de las tetraédricas, con forma de pirámide. La pirámide no es regular y en estas moléculas el átomo central se encuentra en el vértice de la pirámide y no en su centro. La geometría de estas moléculas recibe el nombre de piramidal.

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La Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos Valencia

Para determinar la forma de las moléculas es necesario conocer la ubicación de los átomos en en el espacio alrededor del átomo central y por lo tanto sus ángulos de enlace. Entre los electrones de valencia se ejercen fuerzas de repulsión, que influyen sobre los ángulos de enlace y por lo tanto las moléculas. Para lograr la máxima estabilidad en la molécula, los ángulo ser tales que la repulsión entre los electrones de valencia sea mínima La idea de establecer una correlación entre la geometría de una molécula electrones de valencia fue presentada por primera vez en 1940 por N. Sidgwick 1957 R. J. Gillespie y R. S. Nyholm refirmaron el concepto construyendo una ti permitía elegir, entre varias alternativas geométricas, la más adecuada para una minada, quese denominó Teoría de la Repulsión de los Pares Electro (TrePEV). 

Debido a que los pares de electrones se repelen entre si, ocupan en el espacio las posiciones que se encuentren a la mayor distancia posible, para reducir a un mínimo la repulsión.

La idea central de esta teoría es que los electrones se orientan en el espacio de tal manera que la distancia entre ellos sea máxima, reduciendo a un mínimo la repulsión electrónica. De este modo, se logra la disposición más estable y queda determinada la forma geométrica de la molécula.

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 MODELOS MOLECULARES AX2

 MODELOS MOLECULARES AX3

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 MODELOS MOLECULARES AX4

LA MOLECULA DE AGUA

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La molécula de agua (H20) es también del tipo AX2, pero en ella el oxigeno central tiene dos pares de electrones compartidos con los átomos de hidrógeno. De acuerdo con la TRePEV, los cuatro pares de electrones deben estar hacia los vértices de un tetraedro regular con el átomo de oxígeno en su centro y de enlace de 109,5°. Sin embargo, el valor del ángulo de enlace obtenido en forma experimental para la molécula de agua es de 104,5°. Este valor menor que 109,5°, se explica por la influencia de los pares libres. Como en esta molécula hay dos electrones libres, la repulsión electrónica es aún mayor.

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AGUA -HIELO El agua en estado solido (hielo) presenta algunas características particulares. La mayoría de las sustancias en estado sólido son más densas que en estado líquido, razón por la cual el sólido se sumerge en el líquido. Sin embargo, esto no ocurre con el hielo cuya densidad es menor que la del agua en estado líquido y por lo tanto flota sobre su superficie. Este comportamiento sorprendente del agua puede ser explicado analizando su estructura molecular y las fuerzas intermoleculares que presenta. A diferencia de casi todas las sustancias, el agua se dilata cuando se congela. En efecto, su densidad alcanza su máximo valor (1,00 g/cm 3) a la temperatura de 4°C y por lo tanto es menor a otras temperaturas. Cuando una masa de agua se enfría por debajo de 4°C hasta 0°C, aumenta su volumen por lo que su densidad (masa/volumen) disminuye. Por encima de los 4°C, el agua se comporta como todos los líquidos aumentando su volumen con la temperatura y la densidad también disminuye. Esta propiedad del agua explica muchos hechos que observamos en nuestra vida cotidiana. Cuando una masa de agua se enfría por debajo de 4°C, disminuye su densidad y queda en la parte superior. Por esta razón, en invierno los lagos comienzan a congelarse sobre la superficie. La capa de hielo formada flota sobre el agua que queda debajo sin congelarse Esto permite que los peces y otros organismos de aguas frías puedan sobrevivir debajo de la capa de hielo formada. Este hecho está íntimamente relacionado con la estructura del hielo, en la que los enlaces de hidrógeno posibilitan la formación de una disposición hexagonal en forma de capas tridimensionales. Esta estructura es muy abierta y con grandes espacios vacíos, lo que explica la baja densidad del hielo. El proceso de fusión del hielo implica la ruptura de los enlaces de hidrógeno, destruyendo parcialmente la estructura cristalina. Esto posibilita que algunas de las moléculas de agua se acerquen formando una estructura más compacta. Los espacios hexagonales se ocupan parcialmente y el volumen de una determinada nada cantidad de agua decrece, aumentando su densidad hasta alcanzar su máximo valor a 4°C. ;

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VARIEDADES DEL CARBONO GRAFITO -DIAMANTE EL DIAMANTE está constituido por átomos del elemento carbono, EL GRAFITO. El primero es un cristal transparente muy duro a tal punto que es uno de los sólidos más duros que se conoce, esta propiedad, así el diamante es usado para cortar vidrios. El grafito, en cambio, es un sólido negro blando y quebradizo, utilizado como lubricante y principalmente en la fabricación de minas para lápices. Ahora bien, si el diamante y el grafito están formados por el mismo elemento, La clave de la respuesta está en la manera en que los átomos de carbono están ordenados en ambos. El diamante tiene una estructura cristalina rígida, en la cual cada átomo de de carbono esta unido en forma covalente a otros cuatro La dureza e inercia química del diamante son consecuencia de los fuertes enlaces covalentes existentes entre los átomos de carbono. Los cristales de diamante son malos conductores de la electricidad, puesto que no tienen electrones móviles, debido a que todos están involucrados en las uniones covalentes. Se presenta en forma de hermosos cristales transparentes, usados en joyería como piedras preciosas, siendo muy apreciadas las incoloras y las de matices especiales, como azul, rojo o verde. Los diamantes imperfectos, piedras grises o negras, no tienen valor como joyas, pero gracias a su dureza se usan para labrar y pulir otras piedras finas y también para barrenar rocas. La unidad de medida para calcular el valor de un diamante es el quilate, que equivale a 0,20 g. 90…..................................................................................................................................

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Como hemos dicho, el carbono forma también otra estructura cristalina conocida como grafito. El grafito posee una estructura formada por varias capas de anillos hexagonales. En cada capa, un átomo de carbono esta unido solo a otros tres, por lo cual un electrón de cada átomo puede moverse.

Así, las capas pueden deslizarse entre sí con relativa facilidad, por lo que el grafito puede usarse como lubricante y en la fabricación de minas para lápices. Estas estructuras tan diferentes son las que nos dan la razón para explicar porqué el diamante es tan duro mientras que el grafito se rompe fácilmente.

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Los fullerenos Hasta 1985, sólo se mencionaban dos variedades alotrópicas del carbono: el grafito y el diamante. En ese año, los estadounidenses Robert Curl y Richard Smalley en conjunto con el inglés Harold Kroto, descubrieron una nueva variedad del carbono, correspondiente a moléculas de masa molecular muy elevada, siendo las más frecuentes las formadas por 60 o 70 átomos de carbono(C-60 y c70)Estas moléculas tienen formas esferoidales y son muy parecidas a las estructuras metálicas que solía construir el arquitecto norteamericano Richard Buckminster Fuller (1895-1983). En homenaje a Buckminster Fuller, los científicos lo llamaron "fullerenos" a esta nueva familia de moléculas. Los 60 átomos de carbón están unidos formando un poliedro cuyas caras son hexágonos. La estructura químicas entre estos átomos siguen el mismo patrón que costuras de una pelota de fútbol.

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GUIA DE ESTUDIO N3UNIONES QUIMICAS SEGÙN LO VISTO EN CLASE Y LO LEIDO EN LOS APUNTES RESPONDER Y ENTREGAR EN HOJAS A PARTE. 1- LEER DESDE LA PÁGINA 56 HASTA LA 72 Y REALIZAR 4 PREGUNTAS SOBRE LOS ASPECTOS QUE MAS TE HAYAN LLAMADO LA ATENCION. 2-¿QUE SE ENTIENDE POR TREPEV? 3-¿A QUE SE LLAMA ENLACE QUÍMICO O UNIÓN QUÍMICA? 4- ¿QUE ES UNA UNIÓN IÓNICA O ENLACE IÓNICA' 5- EL HIERRO SE OXIDA EN PRESENCIA DE AIRE FORMANDO DOS TIPOS DE ÓXIDO: FERROSO CON VALENCIA 2 Y FÉRRICO CON VALENCIA 3.A) ESCRIBE LA FÓRMULA DE AMBOS. B) ¿CÓMO SE ESTABLECE ESTA UNIÓN QUÍMICA? C) ¿DE QUÉ TIPO ES: COVALENTE O IÓNICA? 6-EL CO2 ES UN PRODUCTO DE LA ACTIVIDAD QUÍMICA CELULAR QUE SE VUELCA AL TORRENTE SANGUÍNEO Y EXHALAMOS DURANTE LA RESPIRACIÓN. A) ¿CÓMO SE FORMA ESTA UNIÓN QUÍMICA ENTRE LOS DOS ELEMENTOS? 7-O2 Y N2, FORMAN PARTE DEL AIRE QUE RESPIRAMOS. A) ¿QUÉ TIPO DE ENLACE EXISTE EN ESTAS MOLÉCULAS? B) ¿ES POLAR O NO POLAR? 8-FORMULA LAS SIGUIENTES SUSTANCIAS: 1) 2) 3) 4) 5) 6) 7) 8) 9) 10) 11) 12) 13) 14) 15) 16)

Óxido de bario Óxido de sodio Óxido de plata Óxido de aluminio Óxido de níquel (III) Óxido de cloro (VII) Óxido nitroso Hidruro de litio Hidruro de plata Ácido bromhídrico Ácido sulfhídrico Ácido nítrico Ácido carbónico Ácido sulfhídrico Ácido sulfúrico Hidruro de magnesio

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9- NOMBRAR A LOS SIGUIENTES COMPUESTOS: 1.BaO 2.Na2O 3.SO2 4.CaO 5.Ag2O 6.NiO 7.Cl2O7 8.P2O5 9.LiH 10.CaO 11.AgH 12.HBr 13. H2S 14.NH3 15.HCl 16.BaO 17.CaH2

10-COMPLETAR LOS CUADROS SIGUIENTES. A-

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BValencia

Fórmula

N. tradicional

N. sistemática

(la más usada)

NH3

Amoniaco

PH3

Fosfina

AsH3

Arsina

BH3

Borano

SbH3

Estibina

CH4

Metano

SiH4

Silano

CValencia

Fórmula*

N. tradicional * (cuando está en disolución)

N. tradicional * (cuando está en estado puro)

Ácido fluorhídrico

Fluoruro de hidrógeno

HCl

Ácido clorhídrico

Cloruro de hidrógeno

HBr

H2S

Ácido sulfhídrico

Sulfuro de hidrógeno

…...................................................................

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LAS TRANSFORMACIONES DE LA MATERIA Las reacciones químicas Modelización del cambio químico: lo que se conserva y lo que cambia en el proceso. Las reacciones químicas: su representación y su significado. Clasificación de las reacciones químicas. Reacciones de combustión y óxido-reducción. Comportamiento ácido/ básico en sustancias de uso cotidiano. Indicadores ácido-base naturales. La energía asociada a las reacciones químicas: reacciones endotérmicas y exotérmicas. Introducción al concepto de velocidad de reacción. …....................... Las reacciones químicas están presentes en procesos simples,como la formación de estalactitas, los incendios forestales, la oxidación de un tornillo, el apagado de cal viva en una obra en construcción o el desteñido de una prenda con lavandina. Pero también las reacciones químicas se producen en forma encadenada y compleja, por ejemplo, en la mayoría de los procesos vitales, como la fotosíntesis, la respiración celular o la de nutrientes. Sin la ocurrencia de reacciones de este tipo, no seria posible la existencia de ninguna forma de vida. Tampoco sería posible la fabricación de algunos productos industriales, como los plásticos, los fármacos y hasta algunas partes de los automóviles, las computadoras, etc.... Una reacción química es un proceso en el cual no solo hay formación de una o más sustancias en otras, sino también transferencia de energía. Por

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ejemplo, al encender un fósforo, el calor y la luz de la llama son un tipo de energía. Representación y evidencia de las reacciones químicas Toda reacción química puede ser representada mediante una ecuación en la que se llama reactivos a las sustancias iniciales y productos a las resultantes y la flecha indica el sentido en que ocurre la reacción. Reactivos —> Productos Generalmente, las reacciones químicas se manifiestan de variadas maneras: Desprendimiento de gases: durante la reacción se observa el desprendimiento de burbujas, es decir, una nueva sustancia que a temperatura ambiente se presenta en estado gaseoso.  Formación de precipitado: de las nuevas sustancias formadas,alguna es insoluble en el medio de reacción y entonces es posible observar el sedimento sólido depositado en el fondo del recipiente.  Cambio de color: es evidente que el aspecto ha cambiado debido a la aparición de una o varias sustancias nuevas, distintas a las iniciales.  Absorción o liberación de calor: la variación de la temperatura en forma espontánea revela que está ocurriendo una reacción. 

Cambio de otras propiedades: cambios en el olor, la acidez, 1as propiedades ópticas, magnéticas o eléctricas también son evidencias ocurrido una reacción química. 

En 1772, cuando el químico francés Antoine Laurent de Lavoisier trabajaba para mejorar el alumbrado público de París, corroboró la hipótesis que refutaría la teoría del flogisto: preparó un balón con mercurio metálico ( conectado mediante un tubo a un recipiente sumergido en agua para poder medir la cantidad de aire y sus variaciones dentro del balón . Al calentarlo ligeramente observaba que el mercurio se cubría de un polvo rojizo al que llamó “mercurio calcinado” (óxido de mercurio) mientras que el aire disminuía en una quinta parte (lo que corresponde al oxígeno). Al aplicar más calor el proceso se revertía, el polvo rojizo desaparecía y el volumen de aire volvía a su estado inicial.

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Su conclusión fue que al calentar el mercurio una quinta parte del aire se combinaba con él, proceso que se revertía al aplicar más calor. Sin embargo, la masa total del sistema, durante el proceso, no variaba. Así, Lavoisier demostró que durante una reacción química no había pérdida ni ganancia de materia. El descubrimiento de Lavoisier y sus consecuencias Gracias al descubrimiento de Lavoisier se esclarecieron dos de las reacciones químicas más importantes, la combustión y la oxidación de los metales. Cuando una sustancia entra en combustión, se combina con el oxígeno del aire y se liberan a la atmósfera los gases producidos, que son dióxido de carbono y vapor de agua. En algunas reacciones de combustión suelen producirse cenizas, por ejemplo, al quemar madera o carbón. Cuando un metal se oxida, se combina con el oxígeno del aire formando un compuesto denominado óxido, sin desprendimiento de gases. Metal + Oxígeno —> Óxido metálico A partir de su descubrimiento, Lavoisier enunció una de las leyes fundamentales de la química, la ley de conservación de la materia: Esta dice que, en una reacción química, la masa no se crea ni se destruye, sino que se transforma, permanece constante, es decir, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos. Ley de las proporciones definidas En 1799, el químico francés Joseph Proust (1754- 1826) realizó un minucioso análisis de la composición del carbonato de cobre, obtenido tanto de algunos minerales como por medio de una reacción química. Midió en forma muy precisa las masas de sus componentes y observó que siempre estaba formado por la misma proporción en masa de cobre, carbono y oxígeno. Proust dedujo entonces que debía existir una “receta”, de modo que los componentes siempre se combinen en idénticas y definidas proporciones de masa. Descubrió que la “receta” o composición química de una sustancia es siempre constante y que la proporción en masa de cada componente se mantiene invariable en el compuesto final, independientemente del mecanismo o las condiciones de obtención. 100…..................................................................................................................................

De este modo, Proust enunció otra de las leyes fundamentales de la química, la ley de las proporciones definidas, que plantea que en un compuesto los elementos se combinan en proporciones constantes y definidas. Por ejemplo, en el agua (H2O), el oxígeno y el hidrógeno se combinan siempre en las mismas proporciones de masa: por cada 16 unidades de oxígeno (por ejemplo, gramos), hay 2 de hidrógeno. La proporción de masa es 16 a 2. Entonces:  

El oxígeno y el hidrógeno se combinan en diferentes proporciones para formar el agua y el agua oxigenada (H2O2). El hierro se combina con el oxígeno en diferentes proporciones y forma distintos compuestos: el óxido ferroso (FeO), el óxido férrico (Fe2O3).

¿Cómo reaccionan las sustancias? Durante una reacción química ocurre un reordenamiento de los átomos, más precisamente reordenamientos de los electrones de los átomos; es decir, algunos enlaces químicos entre los átomos que forman las moléculas de las sustancias que reaccionan se rompen y entonces estos se organizan de otra manera, estableciendo nuevos enlaces y dando lugar a la formación de nuevas sustancias. Como no varían la cantidad ni el tipo de átomos, la masa se mantiene constante cumpliendo con la ley de conservación de la materiaEn esta ruptura de enlaces y formación de otros nuevos se encuentra una de las claves de la diferencia entre cambios físicos y químicos. En los cambios físicos la composición de las sustancias no se modifica, por lo que estos pueden revertirse con cierta facilidad aplicando nuevamente métodos físicos. En las reacciones químicas, en cambio, al establecerse relaciones nuevas entre los átomos que forman una sustancia no se podrá volver al estado inicial con tanta facilidad. Solo una nueva reacción química en sentido inverso, en los casos en que esta sea posible, puede producir las sustancias originales.

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La energía de las reacciones químicas Cuando ocurre una reacción química, al mismo tiempo que los reactivos se transforman en productos, ocurren transformaciones energéticas. Por ejemplo:   

Si quemamos un papel, se producen sustancias nuevas y a la vez se liberan luz y calor. Cuando reaccionan las sustancias químicas presentes en una pila se genera energía eléctrica. Cuando cocinamos un huevo en la sartén, sus componentes se modifican solo si se les entrega calor.

Como se ve en estos ejemplos, las reacciones químicas pueden liberar energía o tomarla de su entorno, en ambos casos se trata de la energía de reacción. Esta se relaciona con la energía interna propia de los reactivos y de los productos, que tiene relación directamente con la agitación atómica y molecular. Si la energía contenida en los reactivos es mayor que la de los productos, esa diferencia de energía se libera al entorno y estaremos en presencia de una reacción exergónica, como en los ejemplos de la combustión del papel y de la pila. Si, en cambio, los productos contienen más energía que los reactivos, se requerirá un aporte de energía para que la reacción ocurra y estaremos en presencia de una reacción endergónica, como en el ejemplo de la cocción del huevo. En la mayoría de las reacciones químicas, la energía involucrada es térmica. En ese caso, las reacciones endergónicas son endotérmicas -absorben calor- y las exergónicas son exotérmicas -liberan calorSon reacciones endotérmicas, por ejemplo- las que ocurren al cocinar los alimentos, debe suministrar calor para que se produzcan las reacciones químicas que transforman un alimento crudo en uno cocido. Las reacciones exotérmicas son mucho más cuentes. El ejemplo más conocido y reconocible es el de las reacciones de combustión, como la del gas butano (con el que se llenan las garrafas para uso doméstico) en presencia de oxígeno: 2 C4H10(g) + 13 02 (g) —> 8 C02(g) + 10 H2O (g)

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Podríamos pensar que una reacción exotérmica ya que libera energía, se produce espontáneamente. Si fuese así, el butano comenzaría a quemar en cualquier momento, expuesto al oxígeno del aire. Sin embargo, esto no ocurre. Para que comience la reacción es necesario entregar cierta cantidad de energía, de modo que las moléculas adquieran la energía mínima necesaria para interactuar entre sí. Esta es la energía de activación .Es muy importante, entonces, no confundir la energía de la reacción con la energía de activación, ya que cada una se refiere a un aspecto diferente:  

La energía de reacción da idea del balance energético de una reacción química, si su ocurrencia libera o requiere energía. La energía de activación indica la barrera energética que se debe vencer para que pueda ocurrir la reacción química.

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LA COMBUSTIÓN Las reacciones químicas de combustión son el más claro ejemplo de reacciones exotérmicas. liberan calor y a veces luz . Sin embargo, en general NO son reacciones espontáneas, para que este tipo de reacción ocurra se requieren cuatro factores: Un combustible o material que se queme, como papel, carbón o madera. Un comburente, en general, oxígeno gaseoso presente en el aire o una sustancia compuesta que contenga oxigeno, en cuyo caso no será necesario el aire para ir la combustión. Una fuente de energía que provea energía cinética que supere la energía de activación necesaria para que se produzca la reacción. La energía puede proveerse en forma de calor, luz, una descarga eléctrica, etc. Para encender un tronco, acercamos el calor de un fósforo, para que se prenda el fósforo lo frotamos contra una superficie rugosa y esa fricción produce el calor necesario. Una reacción en cadena que asegure que todo el material alcance las condiciones necesarias para que produzca la combustión. Cuando la combustión ocurre en forma completa se produce dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O) como productos. Cuando la cantidad de oxígeno es insuficiente se produce una combustión incompleta con formación de monóxido de carbono (CO) y cenizas como residuo. Debe evitarse este tipo de combustión, en especial en ambientes cerrados, ya que el monóxido de carbono es un gas muy tóxico. Cuando el combustible contiene azufre (S) o nitrógeno (N), durante la combustión se producen también dióxido de azufre (SO2) y diversos óxidos de nitrógeno (Nox).

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CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUIMICAS 

Combinación o síntesis. Dos (o más) sustancias se combinan para formar un compuesto. Estas sustancias pueden ser simples, una simple y otra compuesta o ambas compuestas. Por ejemplo, el trióxido de azufre se combina con agua para dar ácido sulfúrico:  SO3 + H2O



→

H2SO4

Composición o análisis. Un compuesto se descompone para producir sustancias más simples. Por ejemplo, el carbonato de calcio, cuando se calienta, se descompone en óxido de calcio y dióxido de carbono , dos sustancias compuestas:

CaCO3 → CaO + C02 Al calentar el clorato de potasio, se descompone o cloruro de potasio y oxígeno, una sustancia y una compuesta: 

 

2 KCIO3 →2 KCl + 3 02  



Desplazamiento o sustitución. Un elemento desplaza a otro en un compuesto. Los metales más reactivos sustituyen a los menos reactivos o al hidrógeno de sus compuestos. Los no metales más reactivos sustituyen a los menos reactivos de sus sales. Por ejemplo, el níquel desplaza al cobre del sulfato de cobre:  Ni + CuSO4—> NiSO4 + Cu



Óxido-reducción o redox. Los elementos experimentan cambios en su número de oxidación cuando sus átomos pasan a formar parte de una nueva sustancia. Por ejemplo, en la reacción entre el magnesio y el ácido clorhídrico se produce el cambio del número de oxidación del magnesio de 0 a +2 y del hidrógeno de +1 a 0: 



Mg + 2HC1—>MgCl2 + H2

Precipitación. Se caracteriza por la formación de un compuesto insoluble en un medio líquido sin cambios en los números de oxidación. Por ejemplo, cuando reaccionan el nitrato de plomo y el yoduro de potasio, precipita yoduro de plomo Pb(N03)2 + KI → Pbl2 + KNO3

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

Neutralización. En estas reacciones, también llamadas reacciones ácido-base, un ácido reacciona con una base para producir una sal y agua sin cambios en los números de oxidación. Por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio se neutralizan cuando reaccionan entre sí: HCl + NaOH→ NaCl + H20 …...............................

Los ácidos y las bases La palabra “ácido” proviene del latín (acidum, “agrio”) y hace referencia al sabor que estos compuestos tienen. Las bases, en cambio, tienen sabor amargo y están presentes en diferentes productos, como la lavandina, la soda cáustica y la leche de magnesia. La palabra álcalis, que también se utiliza para denominar las bases, proviene del árabe (al-qaliy, “cenizas”) y originalmente se aplicó al carbonato de potasio. Algunas de las propiedades más características de los ácidos y las bases, que fueron descriptas por Robert Boyle, a fines del siglo xvn, son las siguientes:  Cuando se disuelven en agua, los ácidos y las bases forman soluciones ácidas y alcalinas, respectivamente.  Ambas soluciones son cáusticas (dañan la piel) si están concentradas.  Ambas soluciones son buenas conductoras de la electricidad.  Ambas soluciones son capaces de cambiar el color de ciertos extractos vegetales a los que llamamos, genéricamente, indicadores ácido-base. * Ambas soluciones reaccionan entre sí para formar sales y agua. *Las soluciones ácidas reaccionan con los metales, desprendiendo hidrógeno. *Las soluciones alcalinas son jabonosas al tacto. La teoría de Arrhenius ARRHENIUS definió los ácidos como compuestos que, en solución acuosa, son capaces de disociarse ce H+ (protones). Estos protones se encuentran unidos a la molécula de agua y reciben el nombre de hidruros (H30+). Por ejemplo HCl + H20→Cl- + H30+

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Las bases, en cambio, son sustancias que, en medio acuoso, se disocian y aportan aniones hidroxilo al medio. Por ejemplo NaOH —> Na+ + HOAunque la teoría de Arrhenius fue muy útil, quedó limitada a explicar el comportamiento de ácidos y bases en soluciones acuosas. La escala de pH El grado de acidez o de alcalinidad de un compuesto está relacionado con la cantidad de hidronios y de aniones hidroxilo presentes en las soluciones. Para poder cuantificarlo, los químicos utilizan el pH, un término matemático que permite conocer la concentración de hidronios y de iones hidroxilo. El pH está representado por una escala numérica, llamada escala de pH que va desde el 0 hasta el 14. El número 7 corresponde a las soluciones neutras . En estas soluciones, la cantidad de hidronios es la misma que la de aniones hidroxilo. A medida que nos desplazamos en la escala hacia el 0, las soluciones se hacen cada vez más ácidas debido al exceso de hidronios. Por el contrario, si nos desplazamos en la escala hacia el 14, las soluciones son cada vez más alcalinas debido al exceso de aniones hidroxilo. Reacciones de neutralización: cuando un ácido reacciona con una base, se forma como una sal y agua (neutralización). Al producirse esta reacción, los iones H+y OH- reaccionan para formar moléculas de agua y los iones correspondientes a la sal quedan disueltos en el medio acuoso. En esta reacción se producen cambios en los números de oxidación. Además, en de reacción suele liberarse calor. HCl + NaOH → NaCl + H2O

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SADAKO SASAKI

REACCIONES NUCLEARES Reacciones de fisión y fusión. Magnitudes conservadas en las reacciones nucleares. Energía implicada en reacciones nucleares. Reacciones controladas y espontáneas. Reactores nucleares. Radiactividad natural. Aplicaciones tecnológicas de las radiaciones y sus consecuencias ….................................. Estudiamos que un átomo está formado por tres partículas subatómicas: los protones, neutrones y los electrones.Los dos primeros en el núcleo (región central) y los electrones que giran alrededor. los protones tienen carga positiva,los electrones negativa y los neutrones no

tienen carga.

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Nos formulamos preguntas, para poder entender mejor el tema. 1- Qué es la radiactividad? Los átomos que tienen el mismo número de protones (lo que se conoce como número atómico) constituyen el mismo elemento químico. cuando tienen diferente número de neutrones , esto determina que haya distintas variedades de un mismo elemento químico, llamados isótopos. A= Z + N El elemento más simple es el hidrógeno, cuyo núcleo tiene únicamente un protón. pero tiene dos isótopos más, el deuterio y tritio, con un neutrón y dos neutrones respectivamente. Ciertos isótopos con unas características nucleares especiales son los responsables de la radiactividad. Origen: fue un físico francés llamado Becquerel que creía que ciertos minerales emitían fosforescencia con pechblenda, mineral que contiene uranio (92). Expuso al sol una placa fotográfica envuelta en papel negro a la cual le había colocado encima un cristal de pechblenda. cuando la desenvolvió y la revelo vio que l silueta del cristal había impresionado la placa. creyó que necesitaba la luz solar. como luego estaba nublado, dejo l placa, con el cristal encima en un cajón. al sacarla y revelarla, sin luz solar, la placa estaba oscura… eran los rayos de uranio. Estos trabajos inspiraron a marie curie y su esposo pierre curie. descubrió el torio (90), el polonio (84) y el radio (88)Ciertos isótopos, llamados radioisótopos o isótopos radiactivos, se caracterizan por experimentar cambios en su núcleo y emitir energía en el proceso en forma de radiación. este fenómeno es lo que se conoce como radiactividad.

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Cuando el núcleo cambia su estructura se dice que experimenta una desintegración Nuclear

2. ¿Por qué algunos átomos se “desintegran”? En el núcleo del átomo tanto los protones como los neutrones están unidos por fuerzas muy grandes, que los mantienen unidos y se llaman fuerzas hadrónicas, pero cuando los núcleos son muy pesados, no se puede lograr la estabilidad, el núcleo se vuelve inestable, y pueden desintegrarse espontáneamente. o sea por si solo. Así se transforman en un núcleo distinto y liberan gran cantidad de energía. Así se transforman protones en neutrones, neutrones en protones o incluso expulsándolos directamente del núcleo. Esta variación en la configuración nuclear es lo que se llama desintegración. Cuando el átomo se desintegra se transforma en un elemento químico diferente y emite radiación .

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23. ¿Qué es la radiación alfa? Los átomos muy pesados son todos inestables y tienden a transformarse en átomos menos pesados. La radiación alfa consiste en la expulsión de un núcleo de helio, es decir, una partícula formada por dos neutrones y dos protones. tras una desintegración alfa el elemento retrocede dos lugares dentro de la tabla periódica. porque pierde dos protones. Por ejemplo, el polonio 212 que mató en londres a un espía ruso hace unos años es emisor de partículas alfa. las partículas alfa son frenadas por una simple hoja de papel. sin embargo se convierten en un veneno letal.

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Son tan voluminosas, tienen masa elevada, y tienen poder de penetración bajo ya que sólo pueden atravesar unos 25 mm de aire y se ven detenidas por una simple hoja de papel o por la parte más externa de la piel humana. Por esta misma razón produce serios daños en el interior del cuerpo humano cuando son absorbidos inadvertidamente como polvo transportado por el aire, o través de heridas contaminadas. Los emisores naturales de partículas alfa, como el radio, son de uso práctico limitado, ahora que se dispone libremente de gran variedad de radioisótopos artificiales.

4. ¿Qué es la radiación beta ? Las partículas beta (electrones y positrones), muchos más ligeras que las alfa, son absorbidas por una delgada lámina de aluminio. Puede producir serias quemaduras superficiales o importantes daños internos sobre todo si son emitidos dentro del cuerpo durante periodos de tiempo algo prolongados.

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La radiación beta. resultan idénticas a los electrones, tienen carga -1, pero en el núcleo. entonces al emitirse el núcleo queda con una carga positiva más, con su z en una unidad más alta y, por lo tanto, un lugar más arriba en la tabla periódica. Como su masa es mas chica que la de las alfa son capaces de penetrar varios metros de aire, unos cuantos centímetros de tejido corporal o varios mm de metal o de plástico .Tienen poder de penetración medio. Los isótopos emisores beta tienen muchas aplicaciones, especialmente en medicina. por ejemplo, el yodo 131 (emisor de electrones) se inyecta a los pacientes con hipertiroidismo o cáncer de tiroides y el flúor 18 (emisor de positrones) es el responsable de las imágenes diagnósticas que se obtienen en los equipos de tomografía por emisión de positrones (PET), herramienta muy útil para el diagnóstico de muchas enfermedades-

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5. ¿Qué son los rayos gamma? Muchos isótopos al desintegrarse emiten también radiación electromagnética de muy alta energía o rayos gamma. estos rayos resultan de gran interés en muchos campos debido a que tienen una penetración en los materiales muy superior a la de las partículas alfa y beta. volviendo al campo de la medicina, en los servicios de radioterapia se utilizan los rayos gamma del iridio 192 o del cobalto 60 para matar las células malignas de muchos tumores rayos gamma Esta emisión tiene lugar siempre que la desintegración beta no ha disipado suficiente energía para dar completa estabilidad al núcleo. Los rayos gamma son una radiación electromagnética como los rayos x. su intensidad se reduce al pasar a través de la materia en un grado que dependerá de su propia energía y de la densidad física del material absorbente. Los rayos gamma no son detenidos como las partículas alfa o beta, ni existen materiales opacos a ellos, como en el caso de la luz. pueden necesitarse entre 5 y 25 centímetros de plomo o hasta 3 m de hormigón para conseguir una protección adecuada contra los rayos gamma de alta energía. El exceso de radiación gamma externa puede causar graves daños internos al organismo humano. tienen poder de penetración alto.

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Estas partículas pueden ionizar las moléculas, es decir chocan contra un electrón de un átomo y lo arrancan de su posición y originan átomos cargados o iones. Al atravesar los tejidos biológicos puede destruir la células y esto es importante en el caso del material genético porque puede inducir al cáncer. y si se trata de células reproductivas causan malformaciones en los hijos. Todas estas radiaciones se detectan con varios instrumentos como el contador geiger.

Al instrumento se le llama un "contador" debido a que cada partícula que pasa por él produce un pulso idéntico, permitiendo contar las partículas (normalmente de forma electrónica) pero sin decirnos nada sobre su identidad o su energía (excepto que deberán tener energía suficiente para penetrar las paredes del contador.)

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6. ¿Cómo sabemos cuanto de radiactivo que es un material? Para determinar lo “radiactivo” que es, se utiliza la actividad, definida como el número de desintegraciones nucleares que se dan por unidad de tiempo y va disminuyendo con el tiempo. de hecho, se ha demostrado que decae de forma exponencial . Por ejemplo el carbono 14, isotopo que se us para datar materiales orgánicos tiene un periodo de semidesintegracion de 5600 años o sea que después de 5600 años su actividad se reduce a la mitad.

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7- ¿Quiénes trabajaron con materiales radiactivos? La radiactividad fue descubierta por Becquerel en 1896, pero su estudio y desarrollo se debe fundamentalmente a Marie y Pierre Curie que trabajaron con el radio, el torio y el polonio, tres isótopos naturales. años más tarde su hija Irene y su marido Jean Fredéric Joliot . Madre e hija recibieron sendos premios nobel por sus avances en el estudio de la radiactividad, natural y artificial respectivamente. otros físicos fueron: Rutherford, Chadwick, Fermi, Lise Meitner. etc.

8. ¿Cuántos radioisótopos hay? Según la teoría del Big Bang, tras la gran explosión se generaron gran variedad de isótopos. la mayoría de ellos eran inestables y se desintegraron para dar lugar a los 275 isótopos estables que existen actualmente. Sólo aquellos con periodos de semidesintegración muy altos han sobrevivido y son los que conocemos hoy como isótopos naturales. Hoy en día somos capaces de producir isótopos radiactivos artificialmente. lo podemos conseguir bombardeando núcleos estables o mediante el proceso de fisión, que consiste en dividir un átomo pesado en átomos más ligeros. En la actualidad se conocen más de 3500 isótopos diferentes, de los que sólo el 7% son estables. sus periodos de semidesintegración varían entre una fracción de segundo y varios años. muchos de ellos tienen multitud de aplicaciones prácticas, aunque algunos son meras curiosidades de laboratorio. 119…..................................................................................................................................

9 ¿Cuál es el origen del símbolo radiactivo?

El símbolo que se utiliza para indicar la presencia de radiactividad fue diseñado por un equipo de ingenieros de la universidad de california en 1946, con el objetivo de señalizar el peligro en los laboratorios en los que se trabajaba con materiales radiactivos. El círculo central representaba el átomo y tres líneas saliendo de él los tres tipos de radiación-

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10.¿Por qué la radiactividad puede resultar peligrosa? La radiación que se emite en las desintegraciones nucleares es muy energética. se considera radiación ionizante porque tanto las partículas alfa, como las beta como los rayos gamma tienen la suficiente energía como para arrancar los electrones de los átomos de la materia e ionizarlos cuando interaccionan con ella. Estas ionizaciones a su vez pueden producir daños en el adn de las células y bien destruirlo o inducir mutaciones en los genes. si el número de mutaciones es lo suficientemente grande se puede llegar a generar cáncer, malformaciones en los descendientes de los individuos expuestos e incluso la muerte. Pero estos efectos se producen cuando los niveles de radiación son muy altos, con las medidas de seguridad adecuadas, la probabilidad es muy pequeña como la que pueden dar otras cosas como el alcohol, el tabaco,etc.

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911. ¿Por qué la radiactividad se ha convertido en una parte indispensable de nuestra vida diaria?

Prácticamente desde su descubrimiento los isótopos radiactivos han tenido muchas aplicaciones y hoy en día constituyen una herramienta muy útil en infinidad de campos. además de que las centrales nucleares nos aportan actualmente el 14% de la energía eléctrica que se genera en el mundo APLICACIONES DE LA RADIACTIVIDAD 1- APLICACIONES DE LA RADIACION NATURAL.

En 1949 se comenzó a usar la técnica de datación radioeléctrica para establecer edad de fósiles, rocas, restos arqueológicos, obras de arte, etc. determinando la cantidad de carbono 14 radiactivo que tienen. Hoy existen otras técnicas mas modernas…..

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2- APLICACIONES DE LOS RADIOISOTOPOS

En los reactores nucleares se pueden obtener ademas de energía los radioisotopos con numerosas aplicaciones: en la industria, agricultura, medicinaEl centro atómico Ezeiza cubre la producción total de los rdiosiotopos usados en nuestro país. Química: determinar estructuras de la compuesto, determinar la edad de ciertos objetos carbono 14, por ej, se determino que los papiros del mar muerto tienen 1917 y 2ooo años Medicina: sodio-24 detecta obstrucciones en el sistema circulatorio yodo -131 se usa para probar actividad de g. tiroides. yodo – 132 imágenes del cerebro cobalto-60-destrucción de tumores. hierro-59 para calcula la rapidez de formación de los gl. rojos. etc. La esterilización: la irradiación es un medio privilegiado para destruir en frío los microorganismos: hongos, bacterias, virus... por esta razón, existen numerosas aplicaciones para la esterilización de los objetos, especialmente para el material médico-quirúrgico. La protección de las obras de arte El tratamiento mediante rayos gamma permite eliminar los hongos, larvas, insectos o bacterias alojados en el interior de los objetos a fin de protegerlos de la degradación. esta técnica se utiliza en el tratamiento de conservación y de restauración de objetos de arte, de etnología, de arqueología.

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Las pinturas luminiscentes se trata de las aplicaciones más antiguas de la radioactividad para la lectura de los cuadrantes de los relojes y de los tableros de instrumentos para la conducción de noche. La producción de electricidad las reacciones en cadena de fisión del uranio se utilizan en las centrales nucleares que, en Francia, producen más del 75% de la electricidad. La seguridad nuclear La utilización de la fantástica fuente de energía contenida en el núcleo de los átomos implica el respeto riguroso de un conjunto de reglas de seguridad nuclear que permita asegurar el correcto funcionamiento de las centrales nucleares y la protección de la población. CONSECUENCIAS DEL USO DE LA RADIACTIVIDAD 1- Emisiones radiactivas

La exposición del hombre a radiaciones puede producir transformaciones químicas en las células. Las radiaciones ionizantes que penetran en el cuerpo pueden causar daños equivalentes en los tejidos, pero no sólo de la piel, sino de todo el cuerpo. estos daños pueden resultar permanentes si suceden en órganos que no se regeneran, como el cerebro. Hay 4 grupos: las que producen cáncer, mutaciones genéticas, efectos en los embriones durante el embarazo, y quemaduras. los primeros se dan a dosis pequeñas pero prolongadas. El tercero en una etapa en la que el organismo es sensible y el cuarto por accidentes o explosiones nucleares. cáncer: en los órganos y en la sangre, apareciendo un exceso de glóbulos blancos, la leucemia- los primeros casos de muerte por cáncer atribuible a la radiación fueron Marie Curie y su hija Irene, pioneras en la separación de elementos radiactivos.

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Ha habido otros casos, especialmente al principio del uso de la radiación, cuando se ignoraba este efecto; luego se advirtió un aumento de cáncer producido por exposiciones prolongadas a radiación. tristemente célebre es el caso de un grupo de trabajadoras que pintaban con una solución de radio las carátulas de relojes de pulsera para hacerlas luminosas. para hacer más fina la punta del pincel lo sorbían con la boca. ha habido casos de trabajadores en minas de uranio que tienen una incidencia de cáncer del pulmón mayor que la normal por respirar radón continuamente. Mutaciones genéticas: si una radiación daña casualmente a un óvulo o a un espermatozoide fértiles, los efectos no serán observados en el individuo irradiado, sino en su prole, y tal vez después de la primera generación. la mutación se debe a una alteración del orden de las moléculas en el adn. Se han hecho experimentos en moscas del genero drosophila que se reproducen tan rápidamente que se pueden estudiar varias generaciones. se ven deformaciones en alas y ojos, pero no es posible llevar esto en seres humanos. Los embriones son más sensibles a la radiación cuanto menos tiempo de vida tienen, porque su crecimiento es más acelerado. por eso una mujer embarazada debe evitar recibir radiación hasta donde sea posible. El cuarto grupo se refiere a exposiciones excesivas que pueden causar quemaduras y muerte de inmediato o cuando mucho en unos cuantos días. una dosis letal para humanos es de 10 000 rads. puede darse el caso cuando hay accidentes en plantas nucleares o en otras instalaciones que manejan grandes cantidades de radiación. cuando la muerte no sobreviene por las quemaduras, llega en pocos días por daño a partes que no se regeneran, como el cerebro y el intestino.

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Accidentes : Hay 442 centrales nucleares repartidas en 29 paises EEUU a la cabeza con 104, Francia 58 y Japón 54.. Han ocurrido muy pocos accidentes, pero cuando estos ocurren suelen teer graves consecuencias. Investigamos el accidente de Chernobyl, Ucrania en 1986- se evacuaron 116000 personas y la contaminación radiactiva llego a 13 países europeos. El 26 de abril de 1986 explotó el reactor nº 4 de la planta nuclear de Chernobyl (Chernóbil), impactando al mundo con la mayor tragedia humana y ecológica de todos los tiempos. desde entonces, las radiaciones han envenenado la vida de aproximadamente 8 millones de personas de Belarus, Ucrania y Rusia, quienes no conocían con claridad las consecuencias que la catástrofe podía generar en su salud. Toda la zona contaminada tiene el acceso prohibido salvo a algunos investigadores y periodistas - existen estrictos controles militares en los límites de la zona prohibida y un retén del ejército y de científicos e ingenieros dentro, aunque a varios kilómetros de la central, que controlan su estado. no obstante, aún quedan algunas familias residiendo en la zona. tras tantos años han logrado sobrevivir, si bien, obviamente, comen y beben productos contaminados.

Situación de Chernobyl y zona más afectada por la radiación.

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El desastre se debió a una serie de errores, coordinación del equipo y el responsable de la seguridad. El norte de Europa estuvo expuesto a nubes de material radiactivo que fueron arrastradas por el viento. según se informó posteriormente hasta 17 países europeos fueron tocados por la nube. se ha dicho que hasta Italia, pero también llegó a España El impacto de accidente de Chernobyl a nivel político fue tremendo. algunos países detuvieron sus programas nacionales de energía nuclear, lo cual provoco que la construcción de nuevas plantas nucleares en la urss fueran detenidas. La opinión publica se puso en contra de las plantas nucleares y algunas de ellas fueron cerradas. el accidente de chernobyl inició una actividad internacional en el área de seguridad nuclear y en la planificación de emergencias nucleares. las consecuencias inmediatas del accidente sobre la salud de las personas fueron las siguientes:  237 personas mostraron síntomas del síndrome de irradiación

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aguda (sia), confirmándose el diagnóstico en 134 casos. 31 personas fallecieron durante el accidente, de las cuales, 28 (bomberos y operarios) fueron víctimas de la elevada dosis de radioactividad, y 3 por otras causas. después de esta fase aguda, 14 personas más han fallecido en los diez años posteriores al accidente. entre 600.000 y 800.000 personas (trabajadores especializados, voluntarios, bomberos, militares y otros) llamadas liquidadores, encargadas de las tareas de control y limpieza, fallecidas en distintos períodos. 16.000 habitantes de la zona fueron evacuados varios días después del accidente, como medida de protección frente a los altos niveles de radiación, estableciéndose una zona de exclusión en los territorios más contaminados, en un radio de 30 km alrededor de la instalación. 565 casos1 de cáncer de tiroides en niños fundamentalmente (de edades comprendidas entre 0 y 14 años) y en algunos adultos, que vivían en las zonas más contaminadas (208 en ucrania, 333 en bielorrusia y 24 en la federación rusa), de los cuales, 10 casos han resultado mortales debido a la radiación. otros tipos de cáncer, en particular leucemia, no han registrado desviaciones estadísticamente significativas respecto a la incidencia esperada en condiciones normales.

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 efectos psicosociales producidos por causas no relacionadas con la radiación, debidos a la falta de información, a la evacuación de los afectados y al miedo de los efectos biológicos de la radiación a largo plazo. estos efectos fueron consecuencia de la reacción de sorpresa de las autoridades nacionales ante el accidente, en cuanto a la extensión, duración y contaminación a largas distancias. como los procedimientos de emergencia eran inexistentes, había poca información disponible, haciéndose notar la desconfianza y la presión pública para que se tomaran medidas, pero las decisiones oficiales no tuvieron en cuenta los efectos psicológicos de la población, llevándose a cabo interpretaciones erróneas de las recomendaciones de la international commission on radiological protection (icrp) para los niveles de intervención de los alimentos. todo esto se vio traducido en un importante número de alteraciones para la salud, como ansiedad, depresiones y varios efectos psicosomáticos.  habitantes de las áreas contaminadas: alrededor de 270.000 personas continuaron viviendo en áreas contaminadas, de modo que los niños recibieron altas dosis en tiroides, debido a la ingestión de leche contaminada con yodo-131 durante las primeras semanas después del accidente. La recuperación de la zona del accidente y de los productos de limpieza han dado lugar a una gran cantidad de residuos radiactivos y equipos contaminados, almacenados en cerca de 800 sitios distintos dentro y fuera de la zona de exclusión de 30 km alrededor del reactor. Estos residuos se encuentran parcialmente almacenados en contenedores o enterrados en trincheras, pudiendo provocar riesgo de contaminación de las aguas subterráneas.

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-Uso bélico :bombardeos atómicos sobre Hiroshima y Nagasaki EEUU lanzó el 6 agosto de 1945 el que sería el primer ataque nuclear de la historia sobre la ciudad de Hiroshima. se calcula que la bomba, que detonó con una intensidad de unos 16 kilotones a unos 600 metros de altura, acabó de forma inmediata con la vida de unas 80.000 personas.-

Nube de hongo sobre Hiroshima después de haber soltado la bomba little boy.

La nube de hongo creada por la bomba fat man como resultado de la explosión nuclear sobre Nagasaki. Las victimas murieron por: leucemia (231 casos)-distintos canceres (334 casos). Muertos : 140 mil en Hiroshima y 80000 en Nagasaki.

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Las bombas utilizadas : little boy y fat man. Little boy: sobre Hiroshima construida con uranio-235 Fat man: sobre Nagasaki –plutonio -239

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Mil grullas Naomi Watanabe y Toshiro Ueda creían que el mundo era nuevo. como todos los chicos. por que ellos eran nuevos en el mundo. También, como todos los chicos. pero el mundo era ya muy viejo entonces, en el año 1945, y otra vez estaba en guerra. Naomi y Toshiro no entendían muy bien que era lo que esta pasando. Desde que ambos recordaban, sus pequeñas vidas en la cuidad japonesa de Hiroshima se habían desarrollado del mismo modo: en un clima de sobresaltos, entre adultos callados y tristes, compartiendo con ellos los escasos granos de arroz que flotaban en la sopa diaria y el miedo que apretaba las reuniones familiares de cada anochecer en torno a las noticias de la radio, que hablaban de luchas y muerte por todas partes. Sin embargo, creían que el mundo era nuevo y esperaban ansiosos cada día para descubrirlo. ¡ah…y también se estaban descubriendo uno al otro! Se contemplaban de reojo durante la caminata hacia la escuela, cuando suponían que sus miradas levantaban murallas y nadie más que ellos podrían transitar ese imaginario sendero de ojos a ojos. apenas si habían intercambiado algunas frases. el afecto de los dos no buscaba las palabras. estaban tan acostumbrados al silencio… Pero Naomi, sabía que quería a ese muchacho delgado, que más de una vez se quedaba sin almorzar para darle a ella la ración de batatas de había traído de su casa. -no tengo hambre-le mentía Toshiro, cuando veía a la niña apenas si tenía dos o tres galletitas para pasar el mediodía.-te dejo mi vianda-y se iba a corretear con sus compañeros hasta la hora de regreso a las aulas, para que Naomi no tuviera vergüenza de devorar la ración. Naomi… poblaba el corazón de toshiro. se le anudaba en los sueños con sus largas trenzas negras. le hacía tener ganas de crecer de golpe para poder casarse con ella. pero ese futuro quedaba tan lejos aún… El futuro inmediato de aquella primavera de 1945 fue el verano, que llego puntualmente el 21 de junio y anunció las vacaciones escolares. Y con la misma intensidad con que otras veces habían esperado sus soleadas mañanas, ese año los ensombreció a los dos: ni Naomi ni

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Toshiro deseaban que empezara. Su comienzo significaba que dejar de verse durante un mes y medio inacabable. A pesar de que sus casas no quedaban demasiado lejos un de la otra, sus familias no se conocían. ni siquiera tenían entonces la posibilidad de encontrarse en alguna visita. Había que esperar pacientemente la reanudación de las clases. Acabó junio y Toshiro arrancó contento la hoja del almanaque…se fue julio y naomi arrancó contenta la hoja del almanaque y aunque no lo supieran ¡por fin llegó agosto!-pensaron los dos al mismo tiempo. Fue justamente el primero de ese mes cuando toshiro viajó, junto con sus padres, hacia la aldea de miyashima. Iban a pasar una semana. Allí vivían los abuelos, dos ceramistas que veían apilarse vasijas en todos los rincones del local. Ya no vendían nada. no obstante, sus manos viejas seguían modelando la arcilla con la misma dedicación de otras épocas. –para cuando termine la guerra… -decía el abuelo.- todo acaba algún día... – comentaba la abuela por lo bajo. Y Toshiro se sentía que la paz debería ser algo muy hermoso, porque los ojos de sus madres parecían aclararse fugazmente cada vez que se referían al fin de la guerra, tal como a el se le aclaraban los suyo cuando recordaba a Naomi. ¿y naomi? el primero de agosto se despertó inquieta; acababa de soñar que caminaba, sobre la nieve. sola. descalza. Ni casas ni árboles a su alrededor. un desierto helado y ella atravesándolo. abandonó el tatami, se deslizó de puntillas entre sus dormidos hermanos y abrió la ventana de la habitación. ¡qué alivio! Una cálida madrugada le rozó las mejillas. Ella le devolvió un suspiro. El dos y tres de agosto escribió, trabajosamente, sus primeros haikus. Lento se apaga el verano.enciendo lámparas y sonrisas. Pronto florecerán los crisantemos. Espera ,corazón. Después , achicó en rollitos ambos papeles y los guardó dentro de una cajita de laca en la que escondía sus pequeños tesoros de curiosidad de sus hermanos. El cuatro y cinco de agosto se los pasó ayudando a su madre y a las tías. ¡era tanta la ropa para remendar!sin embargo, esa tarea no le disgustaba. Naomi siempre sabía hallar el modo de convertir en un juego entretenido lo que acaso resultaba aburridísimo para otras chicas. Cuando cosía, por ejemplo, imaginaba que cada doscientas veintidós puntadas podía sujetar el deseo para que se cumpliese. La aguja iba y venía, laboriosa. Así , quedó en el pantalón de su hermano menor el ruego de que finalizara enseguida esa espantosa

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guerra, y en los puños de la camisa de papá, el pedido de que toshiro no la olvidara nunca… y los dos deseos se cumplieron. Pero el mundo tenía sus propios planes…ocho de la mañana seis de agosto en el cielo de Hiroshima. Naomi se ajusta su obi de su kimono y recuerda a su amigo: -¿qué estará haciendo ahora? “ahora”, toshiro pesca en la isla mientras se pregunta: -¿qué estará haciendo naomi? En el mismo momento, un avión enemigo sobrevuela el cielo de Hiroshima. En el avión, hombres blancos que pulsan botones y la bomba atómica surca por primera vez en el cielo.el cielo de hiroshima. Un repentino resplandor ilumina extrañamente la ciudad. En ella, una mamá amanta a su hijo por última vez. Dos viejos trenzan bambúes por última vez. Una docena de chicos canturrea: “donguri koro koro- donguri ko…” por última vez. Cientos de mujeres repiten sus gestos habituales por última vez. Miles de hombres piensan en mañana por última vez. Naomi sale para hacer unos mandados. Silenciosa explota la bomba. hierven, de repente, las aguas del río. y medio millón de japoneses, medio millón de seres humanos, se desintegraron esta mañana. y con ellos Desaparecen edificios, árboles, calles, animales, puentes y el paso de Hiroshima. Ya ninguno de los sobrevivientes podrá volver a reflejarse en el mismo espejo, ni abrir nuevamente la puerta de su casa, ni retomar ningún camino requerido. Nadie será ya quien era. Hiroshima arrasada por un hongo atómico. Hiroshima es el sol, ese seis de agosto de 1945. un sol estallando. Recién en diciembre logró Toshiro averiguar donde estaba Naomi ¡y que aún estaba viva, dios! ella y su familia, internados en el hospital ubicado en la localidad próxima de Hiroshima. Como tantos otros cientos de miles que también había sobrevivido al horror, aunque el horror estuviera ahora instalado dentro de ellos, en sus misma sangre. y hacia ese hospital marchó Toshiro una mañana. El invierno insinuaba ya en el aire y el muchacho no sabía si era el frío exterior o sus pensamiento lo que le hacía tiritar. Naomi se hallaba en una cama situada junto a la ventana. de cara al techo. Con los ojos abiertos y la mirada inmóvil. Ya no tenía sus trenzas. Apenas una tenue pelusita oscura. Sobre su mesa de luz, unas cuantas grullas de papel desparramadas.

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-voy a morirme, Toshiro… -susurró, no bien sus amigo se paró, en silencio, al lado de su cama. –nunca llegaré a plegar las mil grullas que hacen falta… mil grullas… o semba-tsuru, como se dice en japonés. Con el corazón encogido, Toshiro contó las que se hallaban dispersas sobre la mesita. sólo veinte. después, las juntó cuidadosamente en un bolsillo de su chaqueta. -te vas a curar, naomi- le dijo entonces, pero su amiga no lo oía ya: se había quedado dormida. El muchachito salió del hospital, bebiéndose las lágrimas. Ni la madre, ni el padre, ni los tíos de Toshiro (en cuya casa se encontraban temporariamente alojados)entendieron aquella noche el porqué de la misteriosa desaparición de casi todos los papeles que, hasta ese día, había habido allí. Hojas de diarios, pedazos de papel para envolver, viejos cuadernos y hasta algunos libros parecían haberse esfumado mágicamente. Pero ya era tarde para preguntar. Todos los mayores se durmieron, sorprendidos. En la habitación que compartía con sus primos, Toshiro velaba entre sombras. esperó hasta que tuvo la certeza de que nadie más que él continuaba despierto. entonces, se incorporó con sigilo y abrió el armario donde se solían acomodar las mantas. Mordiéndose la punta de la lengua, extrajo la pila de papeles que había recolectado en secreto y envolvió su tijera la llevaba oculta entre sus ropas. Y así, en el silencio y la oscuridad de aquellas horas, Toshiro recortó primero novecientos ochentacuadraditos y luego los plegó, uno por uno, hasta completar las mil grullas que ansiaba Naomi, tras sumarles las que ella misma había hecho. Ya amanecía. El muchacho se encontraba pasando hilos a través de la silueta de papel. Separó en grupos de diez frágiles grullas del milagro y las aprestó para que imitaran el vuelo, suspendidas como estaban de un leve hilo de coser, una encima de la otra. Con los dedos paspados y el corazón temblando, Toshiro colocó las cien tiras de su furoshiki y partió rumbo al hospital antes de que su familia se despertara. por esa única vez, tomó sin pedir permiso la bicicleta de su primo. No había tiempo perder. Imposible recorrer a pie, como el día anterior, los kilómetros que lo separaban del hospital. la vida de naomi dependía de esas grullas. -prohibidas las visitas a esta hora- le dijo una enfermera, impidiéndole el acceso a la enorme sala de uno de cuyos extremos estaba la cama de su querida amiga. 134…..................................................................................................................................

Toshiro insistió: -sólo quiero colgar estas grullas sobre su lecho. por favor…ningún gesto denunció la emoción de la enfermera cuando el chico le mostró las avecitas de papel. con la misma impasibilidad con que momentos antes le había cerrado el paso, se hizo a un lado y le permitió que entrara: -pero cinco minutos, ¿eh? Naomi dormía.tratando de no hacer el mínimo ruidito, Toshiro puso en su silla sobre la mesa de luz luego se subió. Tuvo que estirarse a más no poder para alcanzar el cielo raso. Pero lo alcanzó. Y en un rato estaba las mil grullas pendiendo del techo; los cien hilos entrelazados, firmemente sujetos con alfileres. Fue al bajarse de su improvisada escalera advirtió que Naomi lo estaba observando. Tenía la cabecita echada hacia un lado y una sonrisa en los ojos. -Son hermosas, toshi-chan… gracias…-hay un millar. Son tuyas, Naomi. tuyas-y el muchacho abandonó la sala sin darse cuenta. En la luminosidad del mediodía que ahora ocupaba todo el recinto, mil grullas empezaron a balancearse impulsadas por el viento que la enfermera también dejó colar, al entreabrir por unos instantes la ventana. Los ojos de Naomi seguían sonriendo. La niña murió al día siguiente. un ángel a la intemperie frente a la impiedad de los adultos, ¿cómo podían mil frágiles avecitas de papel vencer el horror instalado en su sangre? Febrero de 1976. Toshiro Ueda cumplió cuarenta y dos años y vive en Inglaterra. Se casó, tiene tres hijos y es gerente de sucursal de un banco establecido en Londres . Serio y poco comunicativo como es, ninguno de sus empleados se atreve a preguntarle porqué, entre el aluvión de papeles con importantes informes y mensajes telegráficos que habitualmente se juntan sobre su escritorio, siempre se encuentran algunas grullas de origami dispersas al azar. Grullas seguramente hechas por él, pero en algún momento en que nadie consigue sorprenderlo. Grullas desplegando alas en las que se descubren las cifras de la máquina de calcular. Grullas surgidas de servilletitas con impresos de los más sofisticados restaurantes… grullas y más grullas. Y los empleados comentan, divertidos, que el gerente debe creer en aquella superstición japonesa.-algún día completará las mil…135…..................................................................................................................................

cuchicheaban entre risas-. ¿se animará entonces a colgarlas sobre su escritorio? Ninguno sospecha, siquiera, la entrañable relación que esas grullas tienen con la pérdida de Hiroshima, de su niñez. Con su perdido amor primero. Extraído de “No somos irrompibles”, Doce cuentos de chicos enamorados” Elsa Bornemann, ( autora argentina, 1952- 2013) ….........................

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GUIA DE ESTUDIO N4REACCIONES QUIMICAS- REACCIONES NUCLEARES.

SEGÙN LO VISTO EN CLASE Y LO LEIDO EN LOS APUNTES RESPONDER Y ENTREGAR EN HOJAS A PARTE. 1) LEER DESDE LA PAGINA 98 A 131 Y FORMULAR 6 PREGUNTAS EN BASE A LO LEIDO 2) ¿EN QUE CONSISTE LA EXPERIENCIA DE LAVOISIER? 3) ¿CUAL ES LA LEY POR EL FORMULADA? 4) ¿QUE INDICA LA LEY FORMULADA POR PROUST? 5) ¿QUE SE ENTIENDE POR ENERGIA DE UNA REACCIÓN QUIMICA?. 6) ¿QUE SIGNIFICAN LOS TÉRMINOS. EXERGÓNICO-EXOTÉRMICOENDERGÓNICO-ENDOTÉRMICO?7) CITE LA CLASIFICACION DE LAS REACCIONES QUIMICAS 8) ¿QUÉ ES EL PH. COMO SE EXPRESA.? 9) BREVE BIOGRAFIA DE LAVOISIER, PROUST Y ARRHENIUS. 10) ¿CUÁL ES LA DIFERENCIA ENTRE UNA REACCIÓN NUCLEAR Y UNA REACCIÓN QUÍMICA? 11) ¿QUÉ ES LA RADIACTIVIDAD?QUE CIENTIFICOS TRABAJARON CON ELLA? 12) ¿QUÉ TIENEN EN COMÚN LA FISIÓN Y FUSIÓN NUCLEAR? 13) AVERIGUA EN RELACIÓN A LA ENERGÍA PRODUCIDA POR LAS REACCIONES NUCLEARES:. ¿POR QUÉ SE DICE QUE ESTA ENERGÍA ES “ENERGÍA LIMPIA”? 14) ¿QUÉ OCURRIÓ EN CHERNOBIL? 15) AVERIGUA QUE OCURRIO EN FUKISHIMA. 16) ¿QUÉ ES LA BOMBA ATÓMICA? ¿QUÉ ELEMENTOS SE UTILIZARON? ¿EN QUÉ LUGARES FUE LANZADA? 17) QUIEN FUE SADAKO SASAKI 18) SOBRE EL CUENTO “MIL GRULLAS” DE ELSA BORNEMAN,RESPONDE: A- COMO DESCRIBE EL MOMENTO DE EXPLOSIÓN DE LA BOMBA. 19) B- COMO DESCRIBE LAS CONSECUENCIAS DE LA MISMA. 20) C- REALIZA UNA BREVE REFLEXIÓN SOBRE EL MISMO. 21) QUE TEMAS ESTUDIADOS EN EL CURSO TE GUSTARON MAS? CUÁLES FUERON MÁS DIFICILES DE COMPRENDER?

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Apunte química para tercer año, elaborado en base a los siguientes textos: Química básica- Di Risio-Roverano- Velazquez- Cuarta edición 2011 Física y química- Saberes clave Santillana- primera edición 2012

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