EXCOBA QUIMICA.docx

Unidad 2. Partículas. El átomo. El átomo es /a partícula más pequeña de la materia, que no se puede descomponer en una más simple. Un átomo está constituido por dos partes principales (figura 1.4): el núcleo, en el cual se encuentran protones (con carga positiva) y neutrones (partículas sin carga...

Unidad 2. Partículas. El átomo. El átomo es /a partícula más pequeña de la materia, que no se puede descomponer en una más simple. Un átomo está constituido por dos partes principales (figura 1.4): el núcleo, en el cual se encuentran protones (con carga positiva) y neutrones (partículas sin carga o \"neutros\"); y los orbitales u órbitas, en los cuales giran electrones (con carga negativa) alrededor del núcleo En su forma ideal, el átomo tiene una carga total de 0, porque tiene número igual de protones y electrones. Los átomos pueden interactuar con otros átomos para formar moléculas; si ambos átomos tienen la misma cantidad de protones y neutrones (es decir, son átomos iguales), entonces conforman un elemento, y si ambos átomos son distintos, entonces conforman un compuesto. La manera en la que los átomos interactúan con otros es mediante los electrones que se encuentran en su última órbita. El número de órbitas que tiene cada átomo es definido por el \"período\", en la tabla periódica, y al último orbital, el más externo, se le llama "orbital de valencia^4^. Los electrones que se encuentran en dicho orbital son llamados electrones de valencia, y son esos los que interactúan con los electrones de valencia de otros átomos, para formar moléculas. El ion. Cuando un átomo mantiene su número normal de neutrones y protones, pero modifica su número de electrones, se convierte en un ion. La carga neta de dicho átomo, por lo tanto, no es neutra. el número de electrones de un átomo se modifica para convertirse en ion de dos maneras (figura 1.5): Si un átomo pierde un electrón, se vuelve menos electronegativo (se hace "más positivo"), y se le llama catión, de carga positiva. Si un átomo gana un electrón, se vuelve más electronegativo (se hace "más negativo\"), y se llama anión, de carga negativa. Si dos iones tienen cargas opuestas, son susceptibles de atraerse por fuerza electrostática (cargas opuestas se atraen), formando moléculas iónicas. Un ejemplo típico de esto es el catión sodio (Na+) y el anión cloro (CI-), para formar cloruro de sodio (NaCI), o sal común. La molécula. Una molécula es la unión química de dos o más átomos (o iones). Los átomos de una molécula se mantienen unidos entre sí por interacciones en sus electrones de valencia, es decir, los de la última capa. La molécula puede tener distintas propiedades, depende de qué manera se haya formado: Si las moléculas están formadas por dos átomos neutros que comparten electrones de valencia (moléculas con enlaces covalentes) entonces la suma de las cargas de todos sus elementos será 0, por lo tanto, es eléctricamente neutra. S las moléculas se forman por dos o más iones en los cuales al sumarse sus cargas da un numero diferente a 0, entonces tendremos una molécula con carga, llamada molécula iónica (muchas veces se emplea indiscriminadamente d término "ion" tanto para iones individuales como para moléculas iónicas). Este tipo de moléculas iónicas son muy reactivas, y casi siempre buscan neutralizar sus cargas uniéndose con otro ion de carga contraria; por ejemplo, d ion bicarbonato (HCO~3~-) es un anión de carga -1, que puede contrarrestarse con la unión del catión sodio (Na+), de carga +1, formando así una molécula neutra. Si las moléculas se forman por dos o más iones, en los cuales al sumarse sus cargas da 0, entonces también formarán una molécula neutra. Por ejemplo, si un anión tiene una carga de -2 (es decir, que recibe dos electrones), debe unirse forzosamente con otro catión de +2 (que le esté dando dos de sus electrones) para formar una molécula sin carga neta, o bien, con dos cationes de +1 (porque -2+1+1 = 0). Si esto no ocurriese, tendríamos una molécula todavía con carga, llamada molécula iónica, que vimos en d punto anterior. Los isótopos. Los átomos tienen determinada cantidad de neutrones y protones en su núcleo que indican a qué elemento pertenece dicho átomo (figura 1.7). Cuando un átomo sigue siendo neutro, pero su número de neutrones en el núcleo es diferente, entonces se le llama isótopo. Prácticamente todos los elementos de la tabla periódica tienen isótopos. Por ejemplo, el hidrogeno tiene tres isótopos: el protio (que tiene un protón y ningún neutrón), el deuterio (que tiene un protón y un neutrón), y el tritio (que tiene un protón y dos neutrones) (figura 1.6). Todos los isótopos de un mismo elemento cuentan con un concepto llamado "abundancia relativa\*, que especifica su nivel de abundancia en la naturaleza. Los isótopos también pueden clasificarse como estables y radiactivos. Cuando un átomo pierde o gana neutrones, puede mantener una estabilidad en su núcleo (isótopos estables), como el carbono-13; o bien, puede perder por completo la estabilidad y desintegrarse, expulsando partículas subatómicas en forma de radiación (isótopos radiactivos), como el uranio-235. Muchos isótopos, estables y radiactivos, tienen muchísimos usos en la industria y otras áreas (estudia bien sus usos, hay más ejemplos en la plataforma; no es necesario conocer los nombres de dichos isótopos): Tratamiento contra el cáncer y enfermedades de la tiroides. Esterilización de insectos Diagnóstico de imagen o radiológico. Detectores de humo. Identificación de fósiles (arqueología). Reactores nucleares Isótopos comunes: uranio 234, talio 203, Plomo 207, Iridio 191, Potasio 39, Zinc 67 Generalidades de la tabla periódica. La tabla periódica de los elementos dispone a los elementos químicos en forma de tabla, ordenados por su número atómico (que representa su número de protones), su configuración de electrones, y sus características químicas. Puntos importantes para leer la tabla periódica son: Valencia y familia. La valencia es el número romano que se encuentra a la izquierda de la "A" o la "B\" en la tabla periódica. Como su nombre lo dice, agrupa en columnas a los elementos que tienen la misma cantidad de electrones de valencia. "A" o \"B\" son las familias; \"A\" agrupa a los elementos representativos y "B\" a los metales de transición, Por ejemplo, un elemento que esté en la familia VA significa que tiene 5 electrones de valencia y que es un elemento representativo. Periodo. Los elementos que se agrupan en las filas por periodos tienen el mismo nivel de energía, es decir, la misma cantidad de orbitales, Por ejemplo, un elemento que esté en la familia VA y que está e n el periodo 4, además de tener 5 electrones de valencia, tiene 4 orbitales en los que están distribuidos todos sus electrones (en el caso de los 5 electrones de valencia, están en su cuarto orbital). El símbolo del elemento en la tabla periódica. Los átomos de un elemento son definidos en todas sus propiedades por toda la información rodeando su símbolo. Masa molecular. La masa molecular es la masa total de una molécula que contiene dos o más átomos, y representa la suma de todas sus masas atómicas individuales. Por ejemplo, para saber la masa molecular del agua (H~2~0), habrá que sumar la masa atómica del oxígeno, y luego dos veces la masa atómica del hidrógeno, porque en la molécula de agua hay dos hidrógenos. Se expresa en urnas (unidades de masa atómica). La masa molecular no es lo mismo que la masa molar. Aunque ambas se calculan igual, la masa molecular representa la cantidad de masa de una molécula basándose en la masa atómica de cada átomo que conforme dicha molécula, y la masa molar representa los gramos de una sustancia por unidad de cantidad de dicha sustancia, que es el mol (este será un concepto que veremos en bachillerato). elemento. Unidad 3. Enlaces. Los átomos pueden interactuar con otros átomos o iones, formando moléculas de mayor tamaño. Este tipo de interacciones son llamadas interacciones o fuerzas intramoleculares, y dependen sobre todo de la electronegatividad de los átomos involucrados en la formación de la molécula. Electronegatividad. Recuerda que dos o más átomos pueden interactuar entre si formando una molécula gracias a sus electrones de valencia (la última capa de electrones). En términos generales, la electronegatividad (abreviada "EN\") nos habla de la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones, un átomo más electronegativo atrae electrones con más fuerza, y por lo tanto, forma moléculas de uniones más fuertes; y un átomo menos electronegativo apenas y atrae electrones, formando moléculas de uniones más débiles, o incluso no forman moléculas Linus Pauling estableció valores de electronegatividad en la tabla periódica, que van desde el menos electronegativo en la esquina inferior izquierda (siendo el menor el Francio), al más electronegativo en la esquina superior derecha (siendo el mayor el Flúor). A esta escala se le llamó Escala de Pauling (figura 18). Tipos de enlace. Por noción de electronegatividad. cuando dos elementos reaccionan para formar compuestos, sus enlaces pueden ser de tres tipos distintos: \* Enlace iónico. Generalmente la unión de dos iones, un metal y un no metal. Ya te había mencionado que las moléculas se forman gracias a la interacción entre los electrones de valencia de dos átomos, sin embargo, el enlace iónico es tan fuerte que los electrones son robados de un átomo a otro, formando dos iones distintos de cargas opuestas que se mantienen unidos no por interacción entre sus electrones, sino por fuerza electrostática. Su valor de electronegatividad es mayor a 1.7 \* Covalente. Generalmente la unión de dos no metales, los cuales no forman iones, pero sí se comparten sus electrones de valencia, que era justamente lo que te había mencionado con anterioridad. Hay a su vez dos tipos de enlaces covalentes: o Polar. Como su nombre lo dice, la interacción entre dos átomos dejará sus extremos desnudos, estos con cierta carga que formarán dos polos de carga opuesta. La razón de esto es que, uno de los dos átomos es muy electronegativo, mientras que el otro apenas lo es; el átomo más electronegativo "acerca\" a los electrones, formando un polo negativo, mientras que el otro átomo queda con su núcleo desnudo de un extremo, formando un polo positivo. Tienen una electronegatividad moderada, de valores entre 0.4-1.7. o Apolar. La interacción entre los átomos es tan débil que no forman polos, pues los electrones están distribuidos de forma más equitativa alrededor de los átomos, en vez de ser acercados por una fuerza electronegativa intensa. La electronegatividad es menor a 0.4 \* Metálico. La unión entre dos metales; los átomos de los elementos metálicos están tan unidos que apenas se distinguen las órbitas individuales (se comportan en forma de bandas); además, los electrones de cada átomo están constantemente siendo separados de este, y saltan entre átomos y se dispersan tanto que es difícil determinar de qué átomo es un electrón. Para hacer un cálculo de electronegatividad, solo tienes que tomar un enlace entre dos átomos de una molécula, y restar el de mayor electronegatividad menos el de menor electronegatividad (es decir, sacar la diferencia). Puedes utilizar la tabla periódica de la figura 1.8 para identificar la electronegatividad de los átomos de un elemento. Ejemplo: Calcula la electronegatividad y el tipo de enlace del agua conociendo los siguientes valores: H= EN de 2.1. 0= EN de 3.5. 3.5-2.1= 1.4 de EN. Por lo tanto, es un enlace covalente polar. Modelos de enlace. Existen distintas formas de representar a los átomos y a las moléculas cuando estamos describiéndolos. Una forma de representar una molécula, por ejemplo, la del dióxido de carbono o CO~Z~, sería expresando su forma tridimensional (figura 1.9). O bien, si quiero representar de forma muy detallada individualmente un átomo de oxígeno, que tiene 8 neutrones, 8 protones y 8 electrones, quedaría como la figura 1.10. Pero tiende a ser bastante tedioso que. al querer escribir un elemento o compuesto, se tenga que hacer esos dibujos tan complejos. Precisamente para eso se emplean los modelos de enlace, son formas "prácticas" de representar la forma en la que interactúan los átomos de una molécula, es decir, la forma en la que forman enlaces químicos. Existen dos modelos de enlace utilizados universalmente en la química: el más \"práctico" y sencillo es el modelo de Lewis el más "empleado\" y provechoso es el modelo de líneas. Modelo de Lewis. Retomando lo aprendido, la unión de átomos en enlaces covalentes ocurre por las interacciones entre sus electrones de valencia (los que están en sus últimas capas). El modelo de Lewis es en realidad un modelo atómico que nos permite expresar prácticamente todo el átomo mediante el símbolo del elemento, y expresar la cantidad de electrones de valencia mediante puntitos alrededor de dicho símbolo. Observa cómo el modelo de Lewis nos da la idea de que los electrones deben de estar siempre apareados ("en pares\"); por ejemplo, en el agua, el oxígeno tiene dos pares de electrones propios (cuatro electrones en total) que interactúan entre sí. pero tiene otros dos electrones sueltos, que se aparean con dos electrones de los dos hidrógenos (uno de cada hidrógeno). Entonces, tenemos en realidad dos enlaces, uno con cada hidrógeno distinto. Ahora, como en ambos enlaces solo está ocurriendo un apareamiento entre dos electrones, le llamamos enlace simple. Modelo de líneas. Es el más utilizado. Es básicamente el mismo principio que el de Lewis, solo que cada par de electrones, en vez de expresarlo como dos puntitos juntos, lo expresarás con una línea. Con este modelo de enlace nos quedará más claro que existen distintos tipos de enlace dependiendo de la cantidad de electrones que se estén apareando. Ya vimos que en el caso del agua tenemos puros enlaces simples, porque tenemos un par en un extremo, y otro par en otro extremo. Unidad 4. Reacciones químicas. Nociones básicas de la reacción química. Una reacción química es todo proceso termodinámico en el cual uno o más reactivos (que pueden ser elementos o compuestos) interactúan para formar uno o más productos. Entonces, en toda reacción química tenemos dos componentes principales: Los reactivos, que son una o más sustancias que interaccionan entre sí o se someten a condiciones en el medio que los hacen cambiar su composición química. Los productos, que es el resultado de la reacción en los reactivos; es decir, los reactivos pueden disociarse, unirse, interactuar, dividí rse, etcétera, formando productos. Una reacción química es representada en la teoría como una ecuación o igualdad; en el lado izquierdo están los reactivos, y en el lado derecho están los productos: A + B ---» C + D Donde Ay B son los reactivos, la flecha significa \"produce\'; y C y D son los productos. Lectura de reacciones. Una reacción química puede expresarse en forma de una ecuación, con los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha, lo que llamamos \"ecuación química\"; se utilizan ciertas terminologías para leer correctamente cada símbolo encontrado en una ecuación química, siendo los más comunes los de la tabla 1.2. Balanceo de ecuaciones por tanteo. Por lo general, las ecuaciones químicas son representadas de forma desbalanceada, es decir, la cantidad de reactivos no es igual a la de los productos. Una de las leyes ponderales, la ley de la conservación de la materia nos plantea que es imposible deshacernos de la materia, o bien, crear materia nueva de la nada. La materia presente solo se convertirá en nueva materia, es decir, no se crea ni se destruye, solo se transforma. Supongamos que te digo que voy a poner a reaccionar 48 gramos de ácido clorhídrico en agua, y tras la reacción, en los productos son únicamente 24 gramos; ¡es imposible!, porque la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Si hiciste reaccionar 48 gramos te deberían de quedar 48 gramos, es una ley. Para eso se aprende a balancear una ecuación química, para lograr ese principio de conservación de la materia En el mismo caso, si antes eran 48 gramos y al final fueron 24, deberíamos de multiplicar en la ecuación ese 24x2=48, para igualar la expresión. Se realiza un balanceo en una reacción química para obtener el mismo número de átomos de cada elemento en los reactivos como en los productos. En el tanteo, se realiza contando tos átomos de cada elemento tanto en tos reactivos como en los productos, buscando un número que multiplique a los átomos agregándose como coeficiente o número molecular al lado de las sustancias que queremos implementar. B orden sugerido para balancear es: primero metales, luego no metales, luego oxígeno, y luego hidrógeno. Reacción de oxidación y reducción (redox). Recuerda que, la manera en las que los átomos forman moléculas es a través de la interacción de sus electrones de valencia. Por ejemplo, en una molécula covalente, un átomo puede \"prestar\" un electrón a otro, que "recibe\" dicho electrón, ambos cumpliendo su octeto. Recuerda además que, en la tabla periódica, el número de oxidación de cada elemento representa cuántos electrones puede prestar (si es positivo), o bien, recibir (si es negativo) dicho átomo. En la reacción de oxidación y reducción (redox) se ejemplifica este \"préstamo\" de electrones entre átomos. En una reacción redox, hay una transferencia de electrones entre un elemento y otro, modificando su número de oxidación. El elemento que pierde electrones (y por lo tanto, su número de oxidación aumenta, hacia lo positivo) se oxida mientras que el otro elemento, que ganó esos electrones (y por lo tanto, su número de oxidación disminuye, hacia lo negativo) se reduce (figura 1.12). Es decir, para los reactivos: Uno es llamado \"agente oxidante\", y es aquel que recibe electrones del medio (con un número de oxidación negativo o que baja). Otro es llamado "agente reductor", y es aquel que cede o \"presta\" electrones al medio (con un número de oxidación positivo o que sube). Tras la reacción, se obtienen dos productos: El agente oxidante será reducido (reacción de reducción) por el agente reductor, pues recibió un electrón de él. Se identifica ya que su nu mero de oxidación bajó. El agente reductor será oxidado (reacción de oxidación) por el agente oxidante, pues le cedió electrones, y por lo tanto, su número de oxidación subió. Aplicaciones de las reacciones redox en la cotidianidad. El intercambio de electrones en reacciones tiene distintos usos, aplicaciones y ejemplos en la industria e incluso en la vida cotidiana. - Generación de energía con pilas electroquímicas. - Electrólisis. Es básicamente provocar una reacción REDOX mediante electricidad. - Gasolina y diesel. Básicamente es una reacción de reducción y oxidación de los compuestos del combustible para liberar energía. - Calentadores y calefacción. Normalmente se reducen hidrocarburos a dióxido de carbono y agua, liberando energía en forma de calor. - Fotosíntesis. Las plantas aprovechan las reacciones REDOX para convertir dióxido de carbono en azúcares. - Metabolismo y respiración. La gran mayoría de las reacciones metabólicas y en la misma respiración en el organismo dependen de intercambio de electrones, reducciones, y oxidaciones. pH. El pH o potencial de hidrógeno es una *medida de acidez o alcalinidad de una solución.* Existen muchas definiciones complejas, aunque para fines prácticos son ideales las siguientes: - Un ácido es una sustancia agria que, al encontrarse en solución, produce iones hidrógeno (H+). - Una base o alcalino es una sustancia amarga que, al encontrarse en solución, produce iones hidróxido/hidroxilo (-OH). La fuerza o potencial que tiene un ácido o base es su facilidad de disociarse, es decir, la concentración de iones que producen en solución. Para medir este potencial, se utiliza una escala de pH, en la que una concentración de 7 representa una sustancia neutra, una menor a 7 es ácida, y una mayor a 7 es básica o alcalina (figura 1.13). Unidad 5. Atomo. Modelos atómicos a través de la historia. **El átomo, la partícula indivisible de toda materia, está constituida por un núcleo de protones y neutrones, y electrones girando alrededor de dicho núcleo en capas, llamadas más correctamente orbitales. A lo largo de la historia se ha ido perfeccionando y teniendo más clara la idea de la constitución del átomo, a tal punto de llegar a términos propios de la física cuántica.** Modelo de Demócrito. Fue el primer modelo atómico (400 a.C. Demócrito creía mediante razonamientos lógicos, que toda la materia no es más que una mezcla de elementos originarios concebidos como entidades sumamente pequeñas e indivisibles, conocidas como átomos. Demócrito decía que, al dividir cualquier material, eventualmente se tendría que llegar a una última partícula sólida e indivisible. Modelo de John Dalton- Fue el primer modelo atómico con bases científicas (1803). Dalton decía que la materia está formada por átomos pequeñísimos e indivisibles. Entre los enunciados simples planteados por Dalton, se concluyó que los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, pero que los de diferentes elementos son distintos, y pueden combinarse en distintas proporciones dando compuestos. Modelo Gilbert Lewis. En 1902, Lewis planteó la teoría del modelo cúbico. Simplificaba el fenómeno de la valencia (la tendencia de los átomos a completar sus ocho electrones en su última capa, lo que posteriormente se llamó regla del octeto), creyendo que los electrones del átomo estaban situados en ocho vértices de un cubo, y dicho cubo representaba al átomo en sí mismo. Lewis hizo énfasis en las moléculas covalentes, y representaba fácilmente a los enlaces simples y enlaces dobles con su modelo cúbico (figura 1.15) Modelo de Joseph Thompson. En 1904, este *dude creó* el concepto del panqué con pasas (figura 1.16). Explicaba que la pieza del pan era el núcleo del átomo, y las pasas pegadas a él eran los electrones, que él descubrió en sus experimentos. Había llegado a estas conclusiones usando rayos catódicos, y sus resultados concluyeron en la invención del espectrómetro de masas. Modelo de Emest Rutherford. En 1911, fue el primero que planteó el modelo de un núcleo positivo, que contiene protones, y una nube de electrones negativa, gracias a su experimento de partículas alfa y lámina de oro. Además, -\' postuló que prácticamente toda la masa del átomo se encontraba en su núcleo, y dedujo que, si los átomos son neutros, entonces debían tener el mismo número de protones y de electrones (figura 1.17). Modelo de Niels Bohr. Bohr era chido; habló sobre los números cuánticos en 1913 y planteó que los electrones no solo se encontraban aleatoriamente en una nube rodeando al núcleo como lo planteaba Rutherford, sino que giraban establemente en distintas orbitales circulares alrededor del núcleo ocupando distintos niveles de energía. Cuando los electrones saltaban de un orbital a otro, emitían o absorbían energía. De él surge el número cuántico "n\" (principal), que describe la energía de cada orbital (figura 1.18). Modelo de Arnold Sommerfeld. En 1916, modificó el modelo de Bohr, pues se dio cuenta que incluso electrones que se encontraban en el mismo orbital tenían energías diferentes, y además de órbitas circulares, también podían estar en órbitas elípticas. Entonces, planteó que desde el segundo nivel energético existen dos o más subniveles (suborbitales) en el mismo nivel (orbital), planteando el número cuántico "I" (secundario o azimutal) (figura 1.19) Modelo de Erwin Schródinger. En 1926, Schródinger, uno de los pioneros de la cuántica, planteó un modelo mecánico cuántico, y dijo que los electrones eran en realidad ondas estacionarias que podían movilizarse alrededor del núcleo. El modelo atómico actualmente aceptado tiene como base a este modelo, con contribuciones de Heisenberg, Pauli y Dirac. Modelo de James Chadwick. En 1932, su aporte a los modelos atómicos fue el descubrimiento del neutrón, una partícula sin energía eléctrica que también era parte del núcleo. Fue también pionero en los postulados de fisión nuclear y el impacto que tienen los neutrones en esta. »' El modelo atómico actual. El modelo atómico más acertado es el de Erwin Schródinger y Wemer Heisenberg. Ambos grandes influyentes de la física cuántica, plantearon un modelo preguntándose dónde estaría y qué características tendria un electrón en el átomo (figura 1.21). Son características importantes del modelo atómico actual: - Se comenzó a plantear en los años 20, por Schródinger y Heisenberg. - El electrón se comporta como una onda de movimiento al rededor del núcleo, y se caracteriza por tener masa y orientación (m) y giro (spin o s). - Algunas veces los electrones pueden comportarse como ondas, otras veces como partículas (dualidad onda-partícula). - El electrón se encuentra en orbitales; son regiones del átomo donde se mueven los electrones y tienen distintas formas. - Existen siete orbitales llamados k, I, m, n, o, p, q y cuatro suborbitales s, p, d, f en la mayoría de los orbitales. No se puede predecir un algoritmo para la trayectoria de los electrones, pues es un modelo cuántico. - En el núcleo se encuentran los protones y neutrones. Los números cuánticos \"n" y "I". Recordando el modelo atómico de Bohr, sabemos que tenemos hasta 7 niveles en un átomo donde los electrones pueden agruparse. Sin embargo, con el reciente modelo atómico se sabe que esos 7 niveles no son "órbitas redondas" como tal, si no *aproximaciones de dónde pueden estar los electrones.* Así se plantea el primer número cuántico Nivel n "n\" o ''principal', que identifica a las órbitas principales y su energía. Como ya sabemos, son 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 (o expresados como orbitales k, I, m, n, o, p, q). Es imposible predecir dónde estará un electrón, pero tras cálculos de probabilidad, Sommerfeld demostró que dentro de los niveles que planteaba Bohr, existen subniveles u orbitales, que son espacios donde es más probable encontrar un electrón. Así se plantea el segundo número cuántico "I", "secundario\" o "azimutal\", que identifica a la "forma\" de las zonas donde se pueden encontrar electrones. Hay cuatro subniveles: el S, que puede recibir hasta 2 electrones, el P, hasta 6, el D, hasta 10, y el F, hasta 14. Los subniveles también se pueden identificar con valores (figura 1.22). **Con esto, Bohr planteó el principio de construcción de Aufbau, en el que los electrones irán ocupando subniveles de menor energía primero; así, planteó un diagrama (figura 1.23) con el cuál podemos identificar en qué nivel "n\" y subnivel "I" se encuentran los electrones.** El número cuántico "m", o "mi". También se planteó que las formas de los subniveles pueden tener diferentes orientaciones en el espacio, es decir, en el plano 3D. Por ejemplo, para el subnivel \"p" hay tres diferentes orientaciones, que son las de la figura 1.24: una paralela al eje "x", otra al eje "y", y otra paralela al eje "z". En otras palabras, el subnivel \"p", que tiene forma de *"reloj de arena\",* puede estar *acostadito, paradito, o extendido en diagonal.* Esto hace muchísimo sentido, pues en "p" pueden caber hasta 6 electrones; entonces, si "p" tiene estas tres orientaciones, tendrá dos electrones en cada una. Lo mismo aplica para los otros subniveles. Así se plantea el tercer número cuántico "m" o magnético, que identifica la orientación de los subniveles: m = *desde --- l, pasando por el* 0, *hasta + l* Es decir, recuerda que el suborbital "s\" también se llama "0", el "p\" se llama "1", y así sucesivamente; entonces, poniendo el ejemplo del suborbital "d", sus posibles orientaciones según el número "m" van desde su valor numérico, que es 2, pasando por el 0, y llega hasta -2; entonces, el suborbital "d\" tiene cinco orientaciones distintas: -2, -1,0, 1, y 2. Entonces: - Si "I" es 0 (s), m es 0. - Si "I\" es 1 (p), m es -1, 0, +1. - Si "I" es 2 (d), m es -2, -1,0, +1, +2. - Si "I" es 3 (f), m es-3, -2, -1, 0. 1,2, 3. El número cuántico "s", o "m~s~". Ahora, ya sabemos en qué orbital (energía), en qué suborbital (forma) y en qué patrón magnético (orientación) está un electrón, sin embargo, todavía está pendiente saber *cómo se mueve dicho electrón.* Así, se planteó un cuarto número cuántico, el "s" o spin, que identifica la dirección hacia la que se mueven los electrones. Estos pueden moverse en el sentido del reloj, o a contrarreloj al rededor del núcleo. El principio de exclusión de Pauli nos dice que en cada subnivel o suborbital pueden existir hasta dos electrones, pero estos siempre tendrán direcciones opuestas. Entonces, el número spin puede tener dos valores: Si el electrón gira en el sentido del reloj, tiene un valor de 1/2 y se expresa con una flecha arriba Si el electrón gira a contrarreloj, tiene un valor de -1/2 y se expresa con una flecha abajo. Unidad 6. Moléculas. Fuerzas intramoleculares. La molécula es la *unión de dos o más átomos.* Ya anteriormente te hablé de los tres tipos de enlaces que pueden existir entre átomos para formar una molécula, según su noción de electronegatividad: el iónico, el covalente y el metálico. Respectivamente, formarán moléculas iónicas, moléculas covalentes, y moléculas metálicas. Para las moléculas covalentes, estas pueden ser polares o apolares. Además de "enlaces atómicos\", otros nombres dados son "fuerzas intramoleculares'' o "interacciones interatómicas\". La polaridad es el concepto que explica la tendencia de una molécula a formar polos con diferentes cargas, y siempre aumentará junto con la electronegatividad. Los enlaces iónicos, covalentes, y metálicos. **Es necesario que conozcas mucho más a detalle las características de cada enlace v sus moléculas resultantes** +-----------------+-----------------+-----------------+-----------------+ | Tabla 1.3. | | | | | Características | | | | | de los enlaces | | | | | atómicos | | | | | (fuerzas | | | | | intramoleculare | | | | | s) | | | | | y sus moléculas | | | | | resultantes. | | | | +-----------------+-----------------+-----------------+-----------------+ | Característica | Enlace | Enlace iónico | Enlace metálico | | | covalente | | | +-----------------+-----------------+-----------------+-----------------+ | Definición | El enlace polar | Es aquel en el | Es aquel en el | | | (EN 0.4-1.7), | que hay un | cual los átomos | | | es aquel en el | metal capaz de | que conforman a | | | cual los | ceder (perder) | la molécula son | | | electrones | electrones, y | "maleables\", | | | están | otro no metal | es decir, se | | | distribuidos de | más | deslizan unos | | | forma desigual | electronegativo | sobre otros. | | | en la molécula, | capaz de | | | | pues existe una | recibirlos | | | | carga negativa | (robarlos). En | | | | de un extremo, | consecuencia, | | | | y una carga | ambos se | | | | positiva de | ionizan, | | | | otro extremo. A | tornándose el | | | | este concepto | no metal en un | | | | le llamamos | anión y el | | | | dipolo. | metal en un | | | | | catión. | | | | El enlace | | | | | apolar (EN | | | | | \