Configuración electrónica

	Autores: Silvia Cerdeira, Helena Ceretti y Eduardo Resiulschi. Área disciplinar: Química. Responsable disciplinar: Silvia Blaustein. Temática: Distribución electrónica. Relación con la tabla periódica y propiedades. Nivel: Secundario, ciclo orientado. Secuencia didáctica elaborada por Educ.ar.

Propósitos generales

• Promover el uso de los equipos portátiles en el proceso de enseñanza y aprendizaje.
• Promover el trabajo en red y colaborativo, la discusión y el intercambio entre pares, la realización en conjunto de la propuesta, la autonomía de los alumnos y el rol del docente como orientador y facilitador del trabajo.
• Estimular la búsqueda y selección crítica de información proveniente de diferentes soportes, la evaluación y validación, el procesamiento, la jerarquización, la crítica y la interpretación.

Introducción a las actividades

La configuración electrónica es el modo en que los electrones de un átomo de un elemento se distribuyen alrededor del núcleo. De acuerdo con el modelo mecánico cuántico del átomo, la configuración electrónica indica en qué niveles y subniveles de energía se encuentran los electrones de un elemento.
La distribución de los electrones en un elemento ayuda a describir y entender sus propiedades. De esta manera se pueden responder algunas preguntas como:
• ¿Por qué los gases nobles o inertes no reaccionan?

• ¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades similares? 

Objetivos de las actividades

Que los alumnos:
• escriban la configuración electrónica de los diferentes elementos según el nuevo modelo; • relacionen la configuración electrónica con la posición en la tabla periódica; • predigan propiedades químicas sobre la base de la configuración electrónica.

Actividad 1

En el estado fundamental de un átomo los electrones están distribuidos de tal forma que la energía de dicho átomo es mínima.
Para deducir la configuración electrónica de un átomo, se utiliza el principio de construcción (Aufbau). Este consiste en completar con electrones los orbitales atómicos en orden creciente de energía. Es decir, se comienza por el de menor energía, el nivel energético 1, donde sólo hay un orbital s que puede ubicar 2 electrones.
El número atómico del hidrógeno es 1, por lo tanto, para escribir su configuración electrónica sólo se debe ubicar un electrón. Este ocupará un orbital s del primer nivel energético, por lo tanto, su configuración electrónica puede escribirse de la siguiente forma:

nivel energético

en orbital s hay un electrón

Se pueden representar los orbitales con una línea y los electrones con una flecha, que apuntará hacia arriba o hacia abajo para mostrar electrones girando en direcciones opuestas (con spines opuestos).
 

a) Escriban la configuración electrónica del He de la misma forma que se ha explicado.

Como en el primer nivel no se pueden ubicar más electrones, se continúan ubicando en el nivel 2. En este caso, existen dos subniveles de energía posibles: 2s y 2p. Siempre el subnivel s es el de menor energía (en cualquier nivel energético). Luego que se completa dicho subnivel con dos electrones, se siguen ubicando en el subnivel 2p. Los subniveles p son tres orbitales de igual energía donde se podrán ubicar seis electrones en total (dos en cada uno de ellos).
Además, se debe tener en cuenta que:
• No es posible que en un átomo dos electrones tengan los cuatro números cuánticos iguales. Esto implica que en un mismo orbital atómico solo se pueden ubicar dos electrones de spin opuesto (apareados). A esta regla se la conoce como el principio de exclusión de Pauli.
• Cuando hay más de un orbital en un subnivel, como en el caso de los orbitales p, primero se ubicará un electrón en cada orbital de igual energía y luego se aparearán. Al tener electrones desapareados, la repulsión es menor. Esto lo establece la regla de Hund. Por ejemplo, si se quiere escribir la configuración electrónica del boro, cuyo número atómico es 5, se deben distribuir esos 5 electrones en dos niveles energéticos de la siguiente manera:

b) Escriban de la misma forma la configuración electrónica de todos los elementos del período 2, del litio al neón. Busquen en la EQ Tabla (tabla periódica interactiva) los números atómicos de todos ellos.

La separación entre los niveles de energía va disminuyendo a medida que nos alejamos del núcleo. La separación entre el primer y el segundo nivel es grande, mientras que entre el nivel tres y el cuatro es menor.
Para visualizar un diagrama de distribución de niveles y subniveles energéticos, entren a:
Niveles de energía, subniveles y ortibales del átomo
Configuración electrónica
Como la separación de niveles disminuye, un subnivel de un nivel energético superior puede tener una energía ligeramente inferior a otro subnivel correspondiente a un nivel energético superior.

c) Busquen en el diagrama qué ocurre con el subnivel 3d y 4s.

Para recordar el orden de llenado de los diferentes orbitales se puede utilizar el diagrama de Möller o de las diagonales:

Para visualizar dicho diagrama y el orden de llenado, entren a Laboratorio virtual de química. Y para practicar el orden de llenado, utilicen la simulación Configuración electrónica.

d) Escriban la configuración electrónica de los siguientes elementos: sodio, azufre, cloro, argón y hierro.

Busquen los números atómicos de cada uno en la EQ Tabla. Utilicen las simulaciones anteriores para comprobar que sus respuestas son correctas.

Actividad 2

¿Qué relación existe entre la configuración electrónica y la ubicación de un elemento en la tabla periódica? (ver secuencia didáctica «Tabla periódica»).
El litio tiene un número atómico 3 y, por lo tanto, 3 electrones para ubicar. Su configuración electrónica es:

1s² 2s¹

El litio tiene dos niveles energéticos ocupados y se encuentra en el segundo período de la tabla. Por lo tanto, el mayor nivel energético ocupado indicará el período en el que se encuentra el elemento. Por otra parte, en el último nivel energético, el litio tiene un solo electrón. El litio se encuentra en el grupo IA. Por lo tanto, el número del grupo al que pertenecen los elementos representativos coincidirá con el número de electrones que se encuentren en el último nivel energético.
En el caso del boro, pertenece al grupo IIIA, ya que se suman los electrones que se encuentran en ambos subniveles del nivel 2 (2 electrones en el orbital 2s y 1 electrón 2p).
De esta forma, se puede separar la tabla periódica en bloques, dependiendo de cuál es la configuración electrónica externa de los elementos.

a) Utilicen la EQtabla para buscar los números atómicos de los siguientes elementos: sodio, potasio, magnesio, calcio, aluminio, carbono, silicio, nitrógeno, fósforo, oxígeno, azufre, flúor, cloro, helio y neón.

a.1) Escriban sus configuraciones electrónicas. Sobre la base de ellas, ubiquen los elementos en el período y grupo correspondiente.

a.2) Corroboren sus resultados en la EQtabla.

b) Utilicen el programa Draw de sus equipos portátiles para hacer un diagrama sencillo de la tabla periódica y separarla en bloques, según si las configuraciones electrónicas de los elementos terminen en un orbital s, en un orbital p, o en un orbital d.

Actividad 3

Se dijo que los elementos distribuyen sus electrones de manera que la energía es la menor posible. Las configuraciones más estables (de menor energía) son aquellas en las que los niveles de energía están completos (por ejemplo, 2s²) o en las que la mitad de un subnivel está lleno (por ejemplo, 2p³).
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con el número de electrones en el último nivel energético, que son los que se transfieren en una reacción química y al formar una unión química.

a) ¿Por qué los gases nobles o inertes no reaccionan? Comparen las configuraciones electrónicas escritas para el helio, el neón y el argón, y establezcan cuál es la característica común a los tres, y su relación con el hecho de que no reaccionen con otros elementos al intercambiar electrones.

b) ¿Por qué los elementos que pertenecen a un mismo grupo tienen propiedades similares? Comparen las configuraciones externas de los elementos de la actividad 2, que pertenecen al mismo grupo, y saquen conclusiones.

Cuando el magnesio reacciona con otro elemento, cede dos electrones y forma una partícula cargada con dos cargas positivas (un ión), y por lo tanto dos electrones menos.
Escriban la configuración electrónica del ión formado por el magnesio, y compárenla con la obtenida para alguno de los gases nobles de la pregunta 1 de esta actividad. Represéntenlo con las herramientas del programa Writer, Word o ACD/ChemSketch de sus equipos portátiles.

Webgrafía recomendada

Sistema periódico
Laboratorio virtual de química

Modelos atómicos

Estructura electrónica de los átomos

Estructura electrónica de los átomos

Modelo atómico mecano cuántico

	Autores: Silvia Cerdeira, Helena Ceretti y Eduardo Reciulschi. Responsable disciplinar: Silvia Blaustein. Área disciplinar: Química. Temática: Modelo atómico de orbitales. Niveles y subniveles de energía. Nivel: Secundario, ciclo orientado. Secuencia didáctica elaborada por Educ.ar.

Propósitos generales

• Promover el uso de los equipos portátiles en el proceso de enseñanza y aprendizaje.
• Promover el trabajo en red y colaborativo, la discusión y el intercambio entre pares, la realización en conjunto de la propuesta, la autonomía de los alumnos y el rol del docente como orientador y facilitador del trabajo.
• Estimular la búsqueda y selección crítica de información proveniente de diferentes soportes, la evaluación y validación, el procesamiento, la jerarquización, la crítica y la interpretación.

Introducción a las actividades

El modelo atómico de Bohr, similar al modelo del sistema planetario, es extremadamente sencillo para poder explicar todos los fenómenos a escala atómica.
El electrón es una partícula tan pequeña que tiene un comportamiento muy particular. En 1923, Víctor de Broglie propuso tratar al electrón más como una onda que como una partícula (dualidad onda–partícula). Pueden observar este comportamientoviendo la simulación Onda de Broglie.
Basándose en esta hipótesis, Werner Heisenberg enunció el principio de incertidumbre, que establece que es imposible determinar simultáneamente la velocidad y la posición del electrón en un determinado momento. En 1926, Erwin Schrödinger desarrolló las ecuaciones matemáticas correspondientes para poder describir este comportamiento.
Para contextualizar históricamente estos desarrollos, pueden consultar las biografías de estos tres científicos:
Louis de Broglie
Werner Karl Heisenberg
Erwin Schrödinger
En este nuevo modelo, los electrones también se encuentran distribuidos en diferentes niveles de energía, pero estos no se representan como una órbita perfectamente delimitada como en el modelo anterior. Se introduce la idea de probabilidad de encontrar un electrón a cierta distancia del núcleo dependiendo de su energía, es decir que también es posible encontrarlo en otro lugar. Por ejemplo: saben que la clase de Química es a las ocho de la mañana, por lo tanto, es probable encontrar a los alumnos de este curso a esa hora en el aula correspondiente. Pero también es posible que estén en el laboratorio, en sus casas, en el consultorio del médico o de viaje.
Si se representa la región del espacio donde es probable encontrar un electrón de determinada energía, se obtienen gráficos en tres dimensiones (en los tres ejes cartesianos), que pueden describirse como «una nube electrónica». A estas regiones del espacio se las denomina orbitales.
Para reforzar los nuevos conceptos, pueden mirar algunos de estos videos:
 «Misterios del electrón» (acerca de la dualidad onda-partícula del electrón. Dibujo animado con subtítulos –experimento de la doble ranura– 5:00 minutos de duración).
«Principio de incertidumbre» (2:00minutos).

Objetivos de las actividades

Que los alumnos:
• representen los átomos de los elementos según el modelo mecánico cuántico;
• comprendan el concepto de niveles y subniveles energéticos.

Actividad 1

En el modelo atómico de Bohr (vean la secuencia didáctica «Modelo atómico de Bohr. Niveles de energía»), se mencionaron restricciones para ubicar electrones en las diferentes órbitas. Se dijo que en la primera de ellas sólo era posible ubicar dos electrones, mientras que en la siguiente ya era posible ubicar ocho electrones.
Si se relaciona esta distribución de electrones con la tabla periódica (vean la secuencia didáctica «Tabla periódica»), se puede observar que en el primer período de ella hay dos elementos (el hidrógeno y el helio), mientras que en el segundo período hay ocho elementos. Ambos números coinciden con los electrones permitidos en cada órbita.
Pero si se observan detenidamente las propiedades de los elementos pertenecientes al segundo período, verán que los dos primeros elementos presentan características metálicas, mientras que los seis restantes no lo hacen (son no metales). La distribución de electrones en un átomo determina las propiedades químicas de los elementos.
Por diferentes métodos, se comprobó que dos de estos electrones del segundo nivel energético tenían menor energía que el resto. Esto llevó a proponer la existencia de subniveles energéticos. Cada subnivel tiene asociado un cierto valor de energía y puede contener uno o más orbitales.

Números cuánticos y orbitales

Cada electrón de un átomo se caracteriza por cuatro números que surgen de la resolución de las ecuaciones de onda Schrödinger. A estos números se los denomina números cuánticos. Se podría pensar este conjunto de números como el número de documento de identidad de cada electrón. No existen dos electrones en un átomo que tengan los cuatro números cuánticos iguales, así como todas las personas tienen números de documento diferentes.
A cada nivel energético, le corresponde un número cuántico denominado principal, representado por la letra n. Este número da una idea de la ubicación de un nivel energético respecto del núcleo. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía de ese nivel y más alejado del núcleo se encontrará.
Se mencionó que en cada nivel energético pueden existir subniveles. Cada uno de ellos está caracterizado por otro número cuántico llamado secundario (también se lo denomina azimutal o del momento angular), designado con la letra l. El valor de este número cuántico puede variar de cero a n-1. Es decir: en el primer nivel energético, el número cuántico l solo puede tomar un valor que es cero, mientras que en el segundo nivel, puede tomar un valor de cero o uno, lo que indica la presencia de dos subniveles de energía.

  Entonces, se puede decir que los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir, su cercanía al núcleo; y los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:

    • Si l = 0, el orbital es del tipo s.     • Si l = 1, los orbitales son del tipo p.     • Si l = 2, los orbitales son del tipo d.     • Si l = 3, los orbitales son del tipo f.
Las letras s, p, d, f surgen de datos de espectros de emisión atómicos, y son las iniciales de las denominaciones en inglés (los conceptos de espectros atómicos pueden consultarse en la secuencia didáctica «Modelo atómico de Bohr. Niveles de energía» y en la simulación Cómo se producen los spectros atómicos).
    • Sharp: líneas nítidas pero de poca intensidad.
    • Principal: líneas intensas.
    • Difuse: líneas difusas.
    • Fundamental: líneas frecuentes en muchos espectros.
Para visualizar las formas de estos orbitales, miren la simulación Modelo atómico actual.
Cada subnivel de energía puede contener uno o más orbitales, y cada uno de estos orbitales está caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico magnético (m). Los valores de m varían entre –l pasando por cero hasta +l. Es decir que si el número cuántico l es uno, el número cuántico magnético puede tener valores de menos uno, cero y uno, lo que indica la presencia de tres orbitales en ese subnivel.
En cada orbital es posible ubicar solo dos electrones que giran en sentidos opuestos (horario y antihorario). El sentido de giro de los electrones está caracterizado por otro número cuántico: el número cuántico de spin, al que se le asigna la letra s y valores de ½ y –½.
En los siguientes sitios se muestran todos los números cuánticos y su significado. También se pueden visualizar las formas de estos orbitales de acuerdo con los números cuánticos correspondientes:
Orbitales atómicos
Los números cuánticos
Por ejemplo, el hidrógeno tiene un número atómico 1 y, por lo tanto, un solo electrón. Este electrón se encuentra en el primer nivel energético caracterizado por el número cuántico principal n = 1. ya que es el más cercano al núcleo. En este caso, el único valor posible para l es cero, que indica que este electrón se ubica en un orbital del tipo s. Como l es cero, el único valor posible para m es cero también, lo que indica que solo existe un orbital de tipo s. Este electrón puede estar girando en cualquiera de los sentidos y, por lo tanto, se le puede asignar cualquiera de los dos valores del número cuántico de spin (s).
En el video «Números cuánticos» encontrarán una explicación de los orbitales y los números cuánticos para el hidrógeno.
En la simulación Los números cuánticos se pueden asociar los diferentes números cuánticos con los orbitales.

Distribución de niveles y subniveles de energía

Esta teoría permite calcular la energía asociada con cada orbital en átomos que contienen muchos electrones. Esto es muy importante cuando se estudian las propiedades de los diferentes elementos.
Para observar cómo se distribuyen los diferentes niveles y subniveles de energía respecto del núcleo, pueden visitar, en el sitio de educaplus, la página Configuración electrónica.

Actividad 2

Realicen un diagrama de todos los modelos atómicos estudiados hasta ahora (vean las secuencias didácticas «Teoría atómica de la Materia: construcción histórica» y «Modelo atómico de Bohr. Niveles de energía»).

Señalen las características más significativas de cada uno.

En la página Modelo atómico actual pueden encontrar información y un ejemplo de un diagrama posible.

Enlace Químico

INTRODUCCION:
Los elementos químicos se combinan de diferentes maneras para formar toda una variedad de compuestos inorgánicos y orgánicos. Hay compuestos gaseosos, líquidos y sólidos, los hay tóxicos e inocuos, mientras que otros son altamente benéficos para la salud. Las propiedades de cada compuesto dependen del tipo de elemento químico que lo forman, el modo cómo se enlazan (tipo de enlace químico), la forma y geometría de los agregados atómicos (moléculas) y de como estos interactúan entre si.
En 1916, el químico alemán Walther Kossel expuso que en las reacciones químicas ocurren perdida y ganancia de electrones por parte de los átomos, y por ello estos adquieren la configuración electrónica de un gas noble. Sin duda Kossel se refería al enlace iónico, y por lo tanto a los compuestos iónicos.
Posteriormente los químicos norteamericanos Gilbert Newton Lewis e Irving Langmuir, cada uno en forma independiente estudiaron los compuestos iónicos y no iónicos (covalentes), comprobando que los átomos al formar enlace químico adquieren en su mayoría la estructura atómica de un gas noble (8 electrones en el nivel externo), lo que hoy se llama Regla del Octeto.
En 1923, G.N.Lewis plantea su teoría de enlace por pares de electrones y anuncia que el octeto se logra por medio de compartición de electrones. Entonces a Kossel lo podemos considerar como el padre del enlace iónico, y a Lewis el padre del enlace covalente.
En 1926, Walter Heitler y Fritz London demostraron que el enlace covalente en la molécula de H₂ se podría explicar mediante la mecánica cuántica.
La mecánica cuántica describe muy bien a los átomos y estructura electrónica de los mismos; pero la situación en la molécula es muy diferente debido a la mayor complejidad de esta, el aparato matemático es mucho mas difícil de formular y los resultados menos fáciles de obtener e interpretar.
Hoy en día, los químicos disponen de métodos de calculo y de técnicas experimentales muy sofisticadas que permiten conocer con exactitud la forma, geometría y dimensiones de las moléculas.
CONCEPTO:
El enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos (enlace interatómico) para formar moléculas o formar sistemas cristalinos (iónicos, metálicos o covalentes) y moléculas (enlace intermolecular) para formar los estados condensados de la materia (sólido y líquido), dicha fuerza es de naturaleza electromagnética (eléctrica y magnética), predominante fuerza eléctrica.
PRINCIPIO FUNDAMENTAL:
Los átomos y moléculas forman enlaces químicos con la finalidad de adquirir un estado de menor energía, para asa lograr una condición de mayor estabilidad. En el caso de los átomos, la estabilidad se reflejara en un cambio de su configuración electrónica externa.
Veamos la formación de la molécula de HCl

La misma energía se requiere como mínimo para romper o disociar el enlace (energía de disociación)

Con una gráfica veamos la variación de energía en la formación del enlace.

NOTACION O FORMULA DE LEWIS:
Es la representación convencional de los electrones de valencia (electrones que intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de puntos o aspas que se colocan alrededor del símbolo del elemento.

En general para los elementos representativos (recordar que el numero de grupo indica el numero de electrones de valencia) tenemos:

[Ejercicios sobre estructura de Lewis – Entrar ]

REGLA DEL OCTETO:
G.N.Lewis, al estudiar la molécula de hidrógeno (H₂) notó que cada átomo al compartir electrones adquiere dos electrones, o sea la estructura electrónica del gas noble Helio (₂He) y comprobó también que los demás átomos que comparten electrones al formar enlace químico, llegan a adquirir la estructura electrónica de los gases nobles.
Existen muchas e importantes excepciones a la regla del octeto, por lo tanto no hay que sobrevalorar la importancia ni aplicabilidad de esta regla. Dichas excepciones las trataremos posteriormente.

[Ejercicios sobre la regla del octeto – Entrar]

CLASIFICACION DE ENLACES QUIMICOS:
1. Enlaces Interatómicos:

• Enlace iónico o electrovalente - Entrar
• Enlace covalente - Entrar
• Enlace metálico – Entrar

2. Enlaces Intermoleculares o Fuerzas de Van der Waals:

• Enlace dipolo – dipolo
• Enlace puente de hidrógeno
• Enlace por fuerzas de London

3. Anexos:

• [Video] Teoría sobre el enlace quimico – Entrar
• [Video] Ejemplo de enlace químico – Entrar
• Video sobre enlace ionico, covalente y metalico – Entrar                                                                 

Fuente: FULL QUIMICA 
Link sobre enlace : http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlaces1.htm

Fuerzas Intermoleculares

                                                                                                                                                                             
¿Cuándo es una molécula polar?                                                                                         Cambia la electronegatividad de los átomos en una molécula para ver cómo afecta a la polaridad.
Vea cómo se comporta la molécula en un campo eléctrico. Cambia el ángulo de enlace para ver cómo afecta a la forma de polaridad.
Vea cómo funciona para las moléculas reales en 3D.

Click para iniciar

Las moléculas de agua son muy polares, puesto que hay una gran diferencia electronegatividad entre el hidrógeno y el oxígeno. Los átomos de oxígeno son mucho más electronegativos (atraen más a los electrones) que los de hidrógeno, lo que dota a los dos enlaces de una fuerte polaridad eléctrica, con un exceso de carga negativa del lado del oxígeno, y de carga positiva del lado del hidrógeno.

La molécula presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa, mientras que los núcleos del hidrógeno quedan parcialmente desprovistos de sus electrones, quedando con una densidad de carga negativa.

COMPLEMENTARIO

Naturaleza del enlace químico
La diferencia de electronegatividad determina la naturaleza del enlace.

http://www.educaplus.org/play-77-Enlace-i%C3%B3nico.html

http://www.educaplus.org/cat-77-p1-Enlace_Qu%C3%ADmica.html

Separación de mezclas

                                      

                            

                     

      

Introducción

Las sustancias puras se caracterizan porque tienen una composición fija y no pueden separarse por métodos físicos en otras sustancias más simples. Un sistema material es una mezcla de dos o más sustancias puras, de composición variable y en el que sus componentes pueden separarse por métodos físicos.

Las mezclas o sistemas materiales se clasifican en heterogéneas cuando constan de dos o más fases y sus componentes pueden identificarse a simple vista o con ayuda de un microscopio. Las homogéneas son las llamadas comúnmente soluciones, en las que se observa una sola fase en la que todas las propiedades químicas y físicas son idénticas.

Para la separación de mezclas en el laboratorio se emplean distintos métodos que dependen de las características de la mezcla a separar. Así, para mezclas homogéneas puede emplearse destilación, evaporación, cromatografía, extracción o cristalización. Para sistemas heterogéneos puede usarse decantación, imantación, tamización, filtración, sublimación, centrifugación o disolución seguida de filtración.

  Técnicas de separación de mezclas

 

CLASIFICACIÓN POR ESTADO DE AGREGACIÓN

 
El estado de agregación de una disolución está definido por el estado de agregación del disolvente, por ejemplo, si el disolvente es un líquido, la disolución será líquida y si el disolvente es un gas, la disolución será gaseosa.
 

Las disoluciones se pueden clasificar de acuerdo a su estado de agregación.

Soluto	Disolvente	Ejemplo
Sólido	Sólido	Aleación zinc: estaño (Latón)
Líquido	Sólido	Mercurio en plata (amalgama)
Gas	Sólido	Hidrógeno en platino (H2 en Pt)
Sólido	Líquido	Sal en agua (salmuera)
Líquido	Líquido	Alcohol en agua
Gas	Líquido	Oxígeno (O2)en agua
Sólido	Gas	hidrógeno absorbido sobre   superficies de Ni, Pd, Pt, etc.
Líquido	Gas	Niebla
Gas	Gas	Aire (N2+O2)

EJERCICIO DE RETROALIMENTACION

 
Imprime la siguiente tabla y completa indicando el soluto y el disolvente que constituyen las siguientes disoluciones.
Lleva la tabla a clase para que junto con tus compañeros de grupo y el profesor, estructuren un tabla general con las aportaciones de todos.
 

Disolución Soluto Disolvente a) Refresco b) Taza con café   c) Jugo envasado d) Alcohol 95% e) Enjuague bucal f) Agua de jamaica

Solubilidad y concentración de soluciones homogéneas

 Observa el cambio de color de tu solución al mezclar los productos químicos con agua. 
A continuación compruebe la molaridad con el medidor de la concentración. ¿Cuáles son todas las formas que tú puedes cambiar la concentración de tu solución? ¡Cambia los solutos para comparar diferentes productos químicos y averiguar qué tan concentrada puede estar antes de llegar a la saturación!

Click para iniciar

Para poder acceder a él pulsa sobre la palabra y resuelve: EJERCICIOS 

SOLUBILIDAD

 

  La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad de disolvente a una temperatura determinada. Se expresa como gramos de soluto por cada 100 cm³ de disolvente a una temperatura dada.

Ej. La solubilidad de la sal en agua a 60^o es de 32.4 g/cm³

 

  

 La solubilidad depende de varios factores que son:

• Propiedades de soluto y solvente
• Temperatura
• Presión

 

Para que un soluto pueda disolverse en un solvente determinado, las características de ambos son muy importantes. Por ejemplo, el agua disuelve la mayoría de las sales, que generalmente son compuestos iónicos. Cuando éstos compuestos se disuelven en agua, los iones que forman la sal se separan y son rodeados por molécula de agua.

CONCENTRACIÓN

 

La concentración de una solución expresa la cantidad de soluto disuelta en determinada cantidad de disolvente o de disolución.

 

Concentración = cantidad de soluto /  cantidad de disolución.

Las disoluciones según su concentración se pueden clasificar en:

 

• No saturada
• Saturada

• Sobresaturada  

 No saturada

Es aquella en donde la fase dispersa y la dispersarte no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

Ej.: a 0ºC 100g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.

 

Saturada

En esta disolución hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto.

Ej.: una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5g disueltos en 100g de agua 0ºC. 

Sobresaturada
Representa un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disolución se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente.
Estas disolución es inestable, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

EJERCICIO DE RETROALIMENTACION

Actividad de Espacios en Blanco

Para que compruebes qué tanto sabes de las disoluciones, escribe la palabra correcta en cada uno de los espacios en blanco para que completes las siguientes frases.

Las disoluciones son aquellas donde el y el no están en equilibrio a una temperatura dada y es capaz de admitir más soluto.
En la disolución existe un entre el soluto y , ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de más soluto.

Las disolución inestable, que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada se conocen como . Para preparar este tipo de disolución se agrega en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente.

  

  EXPRESIONES

Las expresiones cuantitativas de la concentración de una disolución indican cantidades específicas de soluto y disolvente. En la mayoría de los casos se manejan disoluciones acuosas, en las cuales, el disolvente es el agua, pero esto no es ninguna regla general.

Existen diferentes formas de expresar la concentración de las disoluciones, algunas de las más empleadas son:

  Concentraciones porcentuales (%)                                                                     

• Masa/volumen
• Volumen/volumen
• Masa/masa