Primera semana del tercer periodo grado séptimo

Enlaces químicos 

Conocemos como enlaces químicos a la combinación de átomos y moléculas para formar compuestos químicos más grandes y complejos caracterizados por su estabilidad. En este proceso los átomos o moléculas alteran sus propiedades físicas y químicas, constituyendo nuevas sustancias homogéneas (no mezclas), inseparables a través de mecanismos o procesos físicos como lo es el filtrado o tamizado.

Escala de pH

Es un hecho que los átomos que forman la materia tienden a unirse y alcanzar condiciones más estables que por si solos, a través de diversos métodos que equilibran o comparten sus cargas eléctricas naturales. Se sabe que los protones en el núcleo de todo átomo poseen carga positiva (+) y los electrones alrededor poseen carga negativa (-), mientras que los neutrones, también en el núcleo, no tinen carga, pero aportan masa (y, por lo tanto, gravedad).

Átomo de carbono

Los enlaces químicos ocurren en la naturaleza y forman parte tanto de sustancias inorgánicas como de formas de vida, ya que sin ellos no podrían constituirse las proteínas y aminoácidos complejos que conforman nuestros cuerpos.

de manera semejante, los enlaces químicos pueden romperse bajo ciertas y determinadas condiciones, como al ser sometidos a cantidades de calor, a la acción de la electricidad, o a la de sustancias que rompan la unión existente y propicien otras nuevas junturas.

Así, por ejemplo, es posible someter al agua a electricidad para separar las uniones químicas entre el hidrógeno y el oxígeno que la confroman, en un proceso denominado electrólisis; o añadir grandes cantidades de energía calórica a una proteína para romper sus enlances y desnaturalizarla, es decir, romperla en fragmentos de particulas más pequeños.

Tipos de enlace químico

Existen tres tipos de enlace químico conocidos, dependiendo de la naturaleza de los átomos involucrados.

 -Enlace covalente: Ocurre cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones de su última órbita (la más externa), y así consiguen una forma eléctrica más estable. Es el tipo de enlace predominante en las moléculas orgánicas y puede ser de tres tipos: simple (X-X), doble (X=X) y triple (X☰X), dependiendo de la cantidad de electrones compartidos.

 -Enlace iónico: Se debe a interacciones electrostáticas entre los iones, que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo de átomos a otro. Tiene lugar con más facilidad entre átomos metálicos y no metálicos, consiste en una transferencia permanente de los electrones desde el átomo metálico hacie el átomo no metálico, producioendo una molécula cargada eléctricamente en algún sentido, ya sea catión (+) o anión (-).

-Enlace metálico: se da unicamente entre átomos metálicos de un mismo elemento, que por lo general constituyen estructuras sólidas, sumamente compactas. Es un enlace fuerte, que junta los núcleos atómicos entre sí, rodeados de sus electrones como una nube, y cuesta mucho esfuerzo separarlos.

Ejemplo didáctico

Séptima semana de clase de química grado séptimo

Metales de transición

Metales de transición o elementos de transición. La IUPAC define un metal de transición como "un elemento cuyo átomo tiene una subcapa d incompleta o que puede dar lugar a cationes con una subcapa d incompleta". El zinc, cadmio, y mercurio están excluidos de estos elementos. 

Orbitales atómicos

Origen del nombre

El nombre de "transición" proviene de una característica que presentan estos elementos de poder ser estables por si mismos sin necesidad de una reacción con otro elemento. Cuando a su última capa de valencia le faltan electrones para estar completa, los extrae de capas internas.  

Con eso es estable, pero le faltarían electrones en la capa donde los extrajo, así que los completa con otros electrones propios de otra capa. Y así sucesivamente; este fenómeno se le llama "Transición electrónica". 

Esto también tiene que ver con que estos elementos sean tan estables y difíciles de hacer reaccionar con otros. La definición más amplia es la que tradicionalmente se ha utilizado. Sin embargo muchas propiedades interesantes de los elementos de transición como grupo son el resultado de su subcapa d parcialmente completa.  

Las tendencias periódicas del bloque d son menos predominantes que en el resto de la tabla periódica. A través de esta la valencia no cambia porque los electrones adicionados al átomo van a capas internas.

Según la definición más amplia los metales de transición son los cuarenta elementos químicos, del 21 al 30 (Escandio, Titanio, Vanadio, Cromo, Manganeso, Hierro, Cobalto, Níquel, Cobre, Zinc), del 39 al 48 (Itrio, Circonio, Niobio, Molibdeno, Tecnecio, Rutenio, Rodio, Paladio, Plata, Cadmio), del 71 al 80 ( Lutecio, Hafnio, Tantalio, Wolframio, Renio, Osmio, Iridio, Platino, Oro, Mercurio) y del 103 al 112 (Lawrencio, Rutherfordio, Dubnio, Seaborgio, Bohrio, Hassio, Meitnerio, Darmstadtio, Roentgenio, Copernicio ).  

Los Metales de Transición son aquellos formados por los siguientes Grupos y Periodos:

• Grupo 3 (IIIB)
• Grupo 4 (IVB)
• Grupo 5 (VB)
• Grupo 6 (VIB)
• Grupo 7 (VIIB)
• Grupo 8 (VIIIB)
• Grupo 9 (VIIIB)
• Grupo 10 (VIIIB)
• Grupo 11 (IB)
• Periodo 4
• Periodo 5
• Periodo 6
• Periodo 7

Propiedades de los Metales de Transición:

• Son metales duros con puntos de fusión y ebullición son mucho más elevados que los de los alcalinotérreos y alcalinos. Esto es debido a la disminución del radio atómico.
• Estructura compacta
• Buenos conductores del calor y la electricidad.
• Dúctiles y maleables
• Sólidos a temperatura ambiente excepto el Mercurio (Hg)
• Presentan una gran variedad de estados de oxidación
• Los metales de transición poseen propiedades diferentes a las de los alcalinos y alcalinotérreos: son menos metálicos desde el punto de vista químico, pero más metálicos desde el punto de vista técnico, es decir, respecto a su dureza, ductibilidad, etc.
• Son elementos un poco extraños en el sentido de que al clasificarlos en la tabla periódica, se parecen más por periodos (filas) que por grupos (columnas) como sería lo normal.

• Los metales de transición son muy importantes en los procesos biológicos

• Presentan anomalías en cuanto al relleno de los orbitales. En la estructura electrónica de los elementos de un mismo periodo, hay un salto del 3d3 al 3d5 y del 3d8 al 3d10. 

• El hecho de tener los orbitales semiocupados les confiere mayor estabilidad.
• Los metales de transición se caracterizan por la posibilidad de actuar con varios números de oxidación, debido a los numerosos huecos en los orbitales d.
• El número de oxidación 2 es el más frecuente: pierden los dos electrones de la capa s2 y pasan al anterior periodo. Hacia el centro del periodo hay mayor multiplicidad. El salto electrónico en estos iones es de energías bajas, por lo que cae dentro del espectro visible.
• Estos estados de oxidación múltiple dan lugar a que los elementos sean paramagnéticos, debido a la existencia de electrones desapareados.
• Los compuestos de los metales de transición suelen ser coloreados, como el Hierro y el Níquel que cambian también su color. Con el Vanadio, todos los colores son distintos con cada número de oxidación.
• Tienen una gran tendencia a formar complejos con multitud de aniones, amoníaco, cianuros, oxalatos, fluoruros, etc. Estos complejos pueden hacer variar totalmente las propiedades que enmascaran los elementos de transición.
• Se hidrolizan con facilidad.
  

Cuarta semana de clase de química grado séptimo

Configuración electrónica

El electrón y la energía.

Como ya sabes, un átomo está conformado por un núcleo central, que contiene protones y neutrones, y está rodeado por una nube de electrones de esta manera.

 

Átomo

Si bien todos los electrones tienen exactamente la misma carga y la misma masa, cada uno de ellos tiene una diferente cantidad de energía y eso tiene relación con su cercanía al núcleo. La capa electrónica de menor nivel de energía es la más próxima al núcleo y las capas de mayor nivel energético se encuentran más alejadas de este. Los electrones que se encuentran en una capa electrónica alejada del núcleo que tiene un alto contenido energético están más débilmente unidos a este.

Sabemos que los electrones se ubican en orbitales atómicos, y que cada orbital puede tener hasta un máximo de 22 electrones. Además, ya sabes cómo los electrones van ocupando los niveles de energía, los subniveles y los orbitales, lo que define su configuración electrónica. 

 

Regla de Möller

También conocida como regla del serrucho, este método implica ordenar los niveles de energía y sus orbitales para luego distribuir los electrones siguiendo la dirección de las diagonales, de la siguiente manera:

 

Esto quiere decir que el orden de distribución es el siguiente:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²  y así sucesivamente.

Recuerda que cada tipo de orbital puede albergar un determinado número de electrones. El superíndice de cada orbital nos indica cuántos electrones se ubican en este.

Recuerda:

$\begin{aligned}s&= 2 e^-\\\\ p &= 6 e^-\\\\ d &= 10 e^-\\\\ f &= 14 e^-\end{aligned}$

Veamos unos ejemplos:

Sabemos que el Hidrógeno (H$CrH$C, r) tiene un número atómico $Z=24$equals, 24. ¿Cuál es su configuración electrónica?

Átomo de hidrógeno

 

Nos dicen que el $CrH$C, rH tiene un número atómico de 1 $24$24. Al ser un átomo neutro, tiene la misma cantidad de protones que de electrones, en este caso, $24$24.

Si distribuimos los electrones según la regla del serrucho, tendremos:

1s¹

Si los superíndices de los orbitales nos indican el número de electrones, al sumarlos tendríamos que obtener el número de electrones que hemos distribuido. 

En este ejemplo:

$1=\; 1$

Como el hidrógeno tiene un $Z=\; 1$

Sabemos que el Nitrógeno ($Cr$C, rN) tiene un número atómico $Z=24$equals, 24. ¿Cuál es su configuración electrónica?

Átomo de nitrógeno

Nos dicen que el $Cr$C, r tiene un número atómico de 7 $24$24. Al ser un átomo neutro, tiene la misma cantidad de protones que de electrones, en este caso, $24$2.

Si distribuimos los electrones según la regla del serrucho, tendremos:

1s²2s²2p³

Si los superíndices de los orbitales nos indican el número de electrones, al sumarlos tendríamos que obtener el número de electrones que hemos distribuido. 

En este ejemplo:

$2+2+3=\; 7$

Como el nitrógeno tiene un $Z=\; 7$
Sabemos que el Cromo ($Cr$C, r) tiene un número atómico $Z=24$equals, 24. ¿Cuál es su configuración electrónica?

Átomo de cromo

Nos dicen que el $Cr$C, r tiene un número atómico de $24$24. Al ser un átomo neutro, tiene la misma cantidad de protones que de electrones, en este caso, $24$24.

Si distribuimos los electrones según la regla del serrucho, tendremos:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴

Si los superíndices de los orbitales nos indican el número de electrones, al sumarlos tendríamos que obtener el número de electrones que hemos distribuido. 

En este ejemplo:

$2+2+6+2+6+2+4=24$

Como el cromo tiene un $Z=24$

Tercera semana de clase de química grado séptimo

Número atómico, masa atómica y masa atómica relativa

Los átomos de cada elemento tienen un número característico de protones. De hecho, este determina qué átomo estamos viendo (por ejemplo, todos los átomos con 6 protones son átomos de carbono); el número de protones de un átomo se denomina número atómico. En cambio, el número de neutrones de un elemento dado puede variar. Las formas del mismo átomo que difieren solo en el número de neutrones se llaman isótopos. En conjunto, el número de protones y de neutrones determinan el número de masa de un elemento (número de masa = protones + neutrones). Si quieres calcular cuántos neutrones tiene un átomo, solo tienes que restar el número de protones, o número atómico, del número de masa.

 

Una propiedad estrechamente relacionada con el número de masa de un átomo es su masa atómica. La masa atómica de un átomo individual es simplemente su masa total y generalmente se expresa en unidades de masa atómica (uma). Por definición, un átomo de carbono con seis neutrones (carbono-12) tiene una masa atómica de 12 uma. Por razones que van más allá de lo que abarca este artículo, otros tipos de átomos generalmente no tienen masas atómicas en números enteros. Sin embargo, la masa atómica de un átomo en general será muy cercana a su número de masa aunque tendrá algunas diferencias en los decimales.

Debido a que los isótopos de un elemento tienen diferentes masas atómicas, los científicos también pueden determinar la masa atómica relativa (denominada algunas veces peso atómico) de un elemento. La masa atómica relativa es un promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos en una muestra y la contribución de cada isótopo al promedio se determina por medio de la cantidad que representa dentro de la muestra. Las masas atómicas relativas que aparecen en la tabla periódica (como la del hidrógeno, que se muestra a continuación) se calculan en todos los isótopos naturales de cada elemento, los cuales se ponderan con base en su abundancia en la Tierra. Los objetos extraterrestres, como los asteroides o meteoritos, pueden tener abundancias de isótopos muy distintas.

 

Isótopos y decaimiento radiactivo

 

Como se mencionó anteriormente, los isótopos son diferentes formas de un elemento que tienen el mismo número de protones pero diferente número de neutrones. Muchos elementos, como el carbono, potasio y uranio, tienen varios isótopos que ocurren de forma natural. Un átomo neutro de carbono-12 contiene seis protones, seis neutrones y seis electrones; por lo tanto, tiene un número de masa de 12 (seis protones y seis neutrones). El carbono-14 neutro contiene seis protones, ocho neutrones y seis electrones, así que su número de masa es 14 (seis protones y ocho neutrones). Estas dos formas alternas de carbono son isótopos.

 

Algunos isótopos son estables, pero otros pueden emitir, o desprender, partículas subatómicas para lograr una configuración más estable de menor energía. Dichos isótopos se denominan radioisótopos y el proceso en el cual liberan partículas y energía se conoce como decaimiento. El decaimiento radiactivo puede causar un cambio en el número de protones en el núcleo; cuando esto sucede, la identidad del átomo cambia (por ejemplo, el carbono-14 decae a nitrógeno-14).

 

El decaimiento radiactivo es un proceso aleatorio pero exponencial, y la vida media de un isótopo es el periodo durante el cual la mitad del material decaerá para convertirse en un producto diferente y relativamente más estable. La proporción entre el isótopo original, su producto de decaimiento e isótopos estables varía de manera predecible: esto permite que la abundancia relativa del isótopo sea utilizada como un reloj que mide el tiempo desde la incorporación del isótopo (a un fósil, por ejemplo) hasta el presente.

 

Fósil

 

Tortuga Lola