QUÍMica la podemos definir como un conjunto de ideas denominada ciencias es racional, sistemática, exacta y verificable. Se ocupa del ¿por qué de las cosas que suceden en el mundo material?






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fecha de publicación13.09.2016
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QUÍMICA GENERAL Q-111: PRIMER SEMESTRE 2013.
CLASE N°1.-
QUÍMICA la podemos definir como un conjunto de ideas denominada ciencias es racional, sistemática, exacta y verificable. Se ocupa del ¿por qué de las cosas que suceden en el mundo material?
La química es una ciencia que estudia la materia (Todo aquello que forma parte del universo, lo que nos rodea y ocupa un lugar en el espacio, posee masa y volumen) ¿Cómo está formada?, ¿Cómo cambia? y las razones de esos cambios.



  • Para facilitar su estudio la química se dividido en diversas ramas como; la química orgánica, que estudia la materia viva, la química inorgánica que estudia las sustancias inertes, la fisicoquímica, se preocupa de fundamentar los cambios físicos de la materia o la química general, que estudia de los conceptos básicos que fundamentan ha estas ciencias, etc.




  • Para distinguir una materia de otra es necesario caracterizarla, esto se logra reconociendo sus propiedades.


PROPIEDADES DE LA MATERIA.

  1. PROPIEDADES QUÍMICAS; aquellas que para ser observadas y medidas, la materia debe experimentar cambios en su composición y estructura íntima.




  1. PROPIEDADES FÍSICAS; son aquellas que pueden observarse y medirse sin que la materia experimente cambios en su composición y estructura íntima, como las:


2.1. PROPIEDADES GENERALES;

Masa: magnitud que nos indica la cantidad de materia.

Volumen: espacio que ocupa la materia.

    1. PROPIEDADES EXTENSIVAS: Aquellas que dependen de la masa. A mayor masa, mayor será la manifestación de la propiedad. Ejemplos; las propiedades generales, la presión, inercia, etc.

    2. PROPIEDADES INTENSIVAS: Aquellas que no dependen de la masa. La propiedad se manifiesta indistintamente en pequeñas o grandes cantidades de materia.

Ejemplos: Dureza , tenacidad, maleabilidad, ductilidad, elasticidad; en

sólidos.

Expansibilidad y compresibilidad en los gases. Tensión superficial y

viscosidad en los líquidos.

Para todo cuerpo material se tiene la temperatura de ebullición y de fusión,

densidad, color, etc.
LA MATERIA LA PODEMOS CLASIFICAR SEGÚN SU:


  1. naturaleza en: orgánica e inorgánica.

  2. estado de agregación en: sólida, líquida, gaseosa, plasmática, etc. Los nombres de los cambios de estado de agregación los podemos observar en la siguiente figura.



http://2.bp.blogspot.com/_jv5uxz0emno/sme4pz8tygi/aaaaaaaaadw/obkoc9knblo/s400/cambios+de+estado.png



  1. pureza en: homogénea y heterogénea.




  • Materia Heterogénea; mezcla de sustancias, que se caracterizan por ser fácilmente separable. Ejemplo de ellas son: las amalgamas, el concreto, mezcla de sustancias inmiscibles como el agua-aceite ó el agua-vinagre, etc.)




  • Materia Homogénea; sustancias puras, con características propias, ejemplo de ellas son:

  • Elementos Químicos; sustancias formada por partículas iguales, de características propias denominadas átomos, Ejemplo son: Hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, cobre, oro plata, etc.

  • Compuestos Químicos; sustancias formada por partículas iguales que conservan las características de la materia, denominadas moléculas, ejemplo son: H2O (agua), O2 (oxígeno), O3 (ozono), C6H12O6 (glucosa), NH3 (amoniaco).


Ejercicios; completa las siguientes tablas.


Materia

Homogénea / Heterogénea

Elemento / Compuesto

Malaquita

(mineral de cobre)







Cu

(cobre)







C6H12O6

(glucosa)







Sal de meza

(solución sólida de cloruro de sodio)







NaCl

(cloruro de sodio)







Agua de cloro

(solución acuosa de hipoclorito de sodio)








CLASE N°2.- EL ÁTOMO.
¿Cómo es el átomo?

El átomo es tan pequeño que aún con un microscopio común es imposible de ver.
Después de que Aristóteles (384-322 a. de C.) y otros filósofos griegos se opusieran tenazmente al concepto de átomo planteado por los atomistas, en 1808 John Dalton, basándose en los conocimientos acumulados hasta entonces, propuso la primera Teoría atómica de la Materia.
Los postulados básicos de la teoría de Dalton se pueden resumir como:

  • Los elementos están constituidos por átomos, partículas diminutas, discretas e indivisible que mantiene su identidad a través de los cambios físicos y químicos.

  • Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades.

  • Los átomos de un elemento pueden combinarse químicamente con átomos de otros elementos en más de una relación para formar diferentes compuestos.

  • Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación de números enteros y sencillos.

  • Una reacción química implica la combinación, separación o reordenamiento de átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse.


Para conocer el átomo, los científicos han experimentado como si tuvieran una caja negra sellada formulando distintos modelos.
Acontecimientos que Fundamentaron el Modelo Atómico.
Thomson demostró que los rayos catódicos estaban constituidos por pequeñísimas partículas de carga eléctrica negativa (por eso son atraídas por el electrodo positivo).
E. Goldstein descubrió que además del haz de electrones, se producía una radiación de partículas positivas en dirección opuesta que atravesaban el cátodo perforado.

Rutherford y sus colaboradores H. Geiger y E. Marsden desarrollaron un experimento y través de éste Rutherford postuló un nuevo modelo atómico.
Postulados de Rutherford
Para el modelo atómico (1910);

  • Un núcleo central de carga positiva y de pequeñísimo tamaño, en la cual está concentrada prácticamente toda la masa del átomo.

  • Una envoltura electrónica, constituida por electrones que giran en torno al núcleo atómico. Esta envoltura es de tamaño bastante superior a la del núcleo del átomo.


Para la existencia de otra partícula subatómica con las siguientes propiedades (1920);

  • Sin carga eléctrica, es decir, neutra, ya que no era detectada en los experimentos con tubos de descarga.

  • Con una masa aproximadamente igual a la del protón y situada en el núcleo de átomo.

  • A esta partícula la llamó neutrón.


En 1932 ,J. Chadwick detectó esta partícula subatómica en una reacción nuclear.
TEORIA ATÓMICA.

Fundamenta a través de modelos atómicos que la materia está formada por una partícula elemental a la que denominaron átomo
MODELOS ATÓMICOS

  • Demócrito y Leucipo, (siglo V a. de C.).

Sugirieron que, al dividir cualquier sustancia, se debería llegar a la unidad mínima constituyente e indivisible

  • Dalton, Teoría Atómica (1808).

Representa al átomo como una esfera compacta, indivisible e indestructible.

  • Thomson, Modelo Estacionario (1904).

Esfera homogénea de electricidad positiva con electrones. Como un budín,

  • Rutherford, Modelo Planetario (1910).

Constituido por un núcleo central, donde se encuentran los protones y en orbitas circulares giran los electrones.

  • Niels Borh, Modelo Mecanocuántico (1913).

Borh, plantea un nuevo modelo para el átomo de hidrógeno, el modelo mecanocuántico
ÄTOMO;

Unidad fundamental de la materia, es todo un sistema energético y dinámico, responsable de sus propiedades.
Partícula neutra formada por un núcleo y electrones girando alrededor de él.
En el núcleo del átomo se encuentran los protones (partículas cargadas positivamente), descubiertos por Ernest Rutherford en 1910 y los neutrones (partículas netras), descubiertos por James Chadwick en 1932.
En la parte externa del átomo llamada nube electrónica se encuentran los electrones (partículas ligeras con carga negativa).
Los nucleones ( protones y neutrones) son relativamente más pesados que los electrones, determinan casi toda la masa del átomo.
El diámetro aproximado de un átomo es 10.000 veces el diámetro de su núcleo.

PARTES DEL ÁTOMO

PARTÍCULA SUBATÓMICA
SÍMBOLO

1
REPRESENTACIÓN

NÚCLEO

Protón

+


1
p, H+, 1

NÚCLEO

Neutrón

0


0
η, 0 η

NUBE ELECTRÓNICA

Electrón

-

-, -1

MASA Y CARGA DE PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Partícula

Masa

Masa

Carga absoluta

Carga absoluta

Carga relativa




gramos

uma

coulomb

ues



Protón


1,672 ∙ 10-24


1,0072


+ 1,6 ∙ 10-19



+ 4,8 ∙ 10-10



+1


Neutrón


1,675 ∙ 10-24



1,0090


0

0

0

electrón


9,109 ∙ 10-28


0,00055


- 1,6 ∙ 10-19



- 4,8 ∙ 10-10



-1




Z = #p
NÚMERO ATÓMICO: Es el número de protones que contiene un átomo. Se representa por Z.


Un átomo es eléctricamente neutro, luego el número de protones es igual al número de electrones.

#p = #e- = Z
NÚMERO MÁSICO: es la suma de protones y neutrones que contiene el núcleo del átomo. Se representa por A.

A = #p + #n
REPRESENTACIÓN DE UN NÚCLEO ATÓMICO


A

X


X = símbolo químico del elemento

A = número másico

Z = número atómico



Z


NOTACIÓN DE PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

a = representación de la partícula

A = número másico

Z = carga relativa

Z

A
a


η = neutrón

A = número másico = 1

Z = carga relativa = 0
Ejemplo:

0
1η


℮ = electrón

A = número másico = 0

Z = carga relativa =

0









-1
-


Núcleo atómico

Elemento químico

Nucleones

A = #p + #n

Protones

Z = #p

Neutrones

η = A - Z

Electrones

= Z

11H

Hidrógeno

1

1

0

1

126C

Carbono

12

6

6

6

5526Fe

Hierro

55

26

29

29

23892U

Uranio

238

92

146

92



Ejercicio:

Núcleo atómico

Elemento químico

Nucleones

A = #p + #n

Protones

Z = #p

Neutrones

η = A - Z

Electrones

= Z

21H
















C




15







6

2412Fe



















Plomo




82

125





IÓN: átomo cargado eléctricamente, generado cuando un átomo pierde o gana de electrones. Hay dos clases de iones, los cationes y los aniones.
Ión positivo: CATIÓN. Átomo que ha perdido electrones.


I

q = # electrones perdidos

+q = carga relativa del catión.

#p > #e

I



A +q

z


Catión

Z

#e perdidos

#e del catión

(Z – q )

2311Na+1


11

1

11 – 1 = 10

2412Mg+2


12

2

12 – 2 = 10

2713Al+3


13

3

13 – 3 = 10


Ión negativo: ANIÓN. Átomo que ha aceptado electrones.

I



A -q q = # electrones perdidos

z +q = carga relativa del catión.

#p > #e



Anión

Z

#e aceptados

#e del anión

(Z + q )

199F-1


9

1

9 + 1 = 10

168O-2


8

2

8 + 2 = 10

147N-3


7

3

7 + 3 = 10

Ejercicio: complete la siguiente tabla.


Especie química

2311Na+1

2412Mg+2

2713Al+3

199F-1

168O-2

147N-3

2010Ne

Z






















q






















#e






















Tipo de partícula























ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento, tienen igual número atómico y diferente número másico.

Isótopos
A1X A2X

Z Z


ISÓTOPOS

% ABUNDANCIA

Del hidrógeno:

11H (protio)

21H (deuterio)

31H (tritio)



99,98

0,018

0,002

Del carbono:

126C

136C


98,89
1,11


Ejemplo: cálculo de la masa atómica.

La plata natural está constituida por una mezcla de dos isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag =44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.
A = ∑Ai • Xi Aag = 56 ∙ 107 + 44 ∙ 109 = 107,88

100 100

Ejercicio:

Determinar la masa atómica del galio, sabiendo que existen dos isótopos 69Ga y 71Ga, cuya abundancia relativa es, respectivamente, 60,2% y 39,8%. Indica la composición de los núcleos de ambos isótopos sabiendo que el número atómico del galio es 31.
Masa atómica = 69 · 0,602 + 71 · 0,398 = 69,7 u
Núcleo del 6931Ga: 31 protones y 38 neutrones, (69 – 31 = 38).
Núcleo del 7131Ga: 31 protones y 40 neutrones, (71 – 31 = 40).
ISOBÁROS: átomos de elementos distintos , tienen diferente número atómico e igual número másico.

Isóbaros
AX A X

Z 1 Z2
Ejemplos: 4018 Ar y 4020Ca
ISÓTONOS: átomos de elementos distintos, poseen igual número neutrones.

Isótonos
A1 A2

Z 1 X Z2 X
Ejemplo: 115B y 126C
DOS GRANDES DESCUBRIMIENTOS

Los rayos X.

Hace algo más de un siglo, en 1895, Wilhelm Conrad Röntgen (1845-1923), científico alemán de la Universidad de Würzburg, descubrió una radiación (entonces desconocida y de ahí su nombre de rayos X) que tenía la propiedad de penetrar los cuerpos opacos.
Los rayos X son radiaciones electromagnéticas, como lo es la luz visible, o las radiaciones ultravioleta e infrarroja, y lo único que los distingue de las demás radiaciones electromagnéticas es su llamada longitud de onda, que es del orden de 10-10 m , (equivalente a la unidad de longitud que conocemos como Angstrom).
Fenómenos nucleares.

Radioactividad: Es la emisión de partículas y/o radiación de energía que experimenta el núcleo de un átomo. Puede ser natural (espontánea) o artificial (inducida).

La radioactividad natural, fue descubierta por Henry Becquerel en 1896 y consiste en la desintegración espontánea de núcleos inestables.

La radioactividad artificial, fue descubierta por los esposos Frederic Joliot e Irene Curie en 1935, en la desintegración de un núcleo al incidirles partículas con alta energía cinética, lo que se conoce como bombardeo.
Emisiones radiactivas.

Las radiaciones α (alfa) recorren una distancia muy pequeña y son detenidas por una hoja de papel o la piel del cuerpo humano.

Las radiaciones β (beta) recorren en el aire una distancia de un metro aproximadamente y son detenidas por unos pocos centímetros de madera o una lámina delgada de metal.

Las radiaciones ϒ(gama) recorren cientos de metros en el aire y son detenidas por una pared gruesa de cemento o plomo.
MODELO ATÓMICO DE BOHR

El modelo de Bohr sostiene que los electrones giran en torno al núcleo con un momento angular múltiplo de h/2∏ ( h, constante de Planck) y que un electrón salta de una capa a otra generando radiación electromagnética.

En 1020, Bohr dio a conocer una teoría que relaciona los conceptos de física clásica con los números cuánticos. Este trabajo ayudó a sostener de que los electrones se encuentran en capas y los de capas periféricas determinan las propiedades químicas de la materia.
MECÁNICA CUÁNTICA.

Es una teoría moderna que explica aceptablemente la física de las partículas subatómica. Específicamente la de los electrones. Fue desarrollada por Erwin Schödinger, quien en 1926 formuló una ecuación matemática de nivel superior llamada Ecuación de Schödinger, que es la ecuación fundamental de la mecánica cuántica.

Orbital: En base a la mecánica cuántica, se define como la región del espacio alrededor del núcleo atómico donde probablemente puede encontrarse el electrón,y que tiene asociado un estado energético conocido como

Energía Cuantizada.
El orbital se describe por la sigla REEMPE:

R:región, E: energética, E: espacial de, M: máxima, P: probabilidad,

E: electrónica.

En un orbital pueden encontrarse como máximo 2 electrones, recibiendo el nombre de: orbital lleno = 2e

Si hay un solo electrón, recibe el nombre de: orbital semilleno = 1e
MODELO MECANO-CUÁNTICO

El modelo atómico de Bohr no tardó en ser superado. A ello contribuyó el avance de una nueva rama de la física: la mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.

Esta rama surge alrededor del año 1925 como resultado de los trabajos realizados por W. Heisenberg, E. Schrödinger, M Born, J. Dirac y otros

Esta física se fundamenta en la teoría de Planck, en la hipótesis dual onda partícula de de L. De Broglie y en el principio de incertidumbre de Heisenberg.

En 1924, el químico francés De Broglie extendió el carácter dual onda partícula, considerado hasta ese momento solo para la luz, a los electrones, protones neutrones, átomos y moléculas (en general a todas las partículas)
EL MODELO ATÓMICO ACTUAL LLAMADO "MODELO ORBITAL"

O "CUÁNTICO - ONDULATORIO“

se basa en:

ü La dualidad onda-corpúsculo: Louis de Broglie.(1924) postula que el electrón y toda partícula material en movimiento tienen un comportamiento ondulatorio. Las propiedades ondulatorias y corpusculares de la materia se relacionan mediante: l = h/p = h/m.v

Siendo h la constante de Planck y p el momento lineal de la partícula

ü El principio de incertidumbre de Heisenberg (1927) establece la imposibilidad de determinar simultáneamente y con precisión la posición y el momento lineal de una partícula en un momento dado. Ya no se podría decir dónde se encontraría con exactitud una partícula, como máximo se podría llegar a precisar el punto en dónde se hallaría con mayor probabilidad. "Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón".

El producto de las imprecisiones de esas magnitudes e ve afectado por la restricción dada por la ecuación: ∆X •∆p > h/4 • ∏

ü La naturaleza ondulatoria del electrón permite que este sea descrito por una ecuación de ondas. Schrödinger (1926) formuló una ecuación (ecuación de ondas de Schrödinger) que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de una función de onda Ψ, que depende de la ubicación del sistema en el espacio.

La ecuación de onda de Schrödinger,  toma la forma:

      Ηψ = Εψ

Donde H es un operador matemático llamado Hamiltoniano y E es la energía de los niveles permitidos. La función de onda Ψ carece de significado físico en si misma. pero su cuadrado en una determinada región del espacio Ψ2 es un indicador de la probabilidad de encontrar el electrón en dicha región espacial. Cada solución de la ecuación de ondas de Schrödinger describe un posible estado del electrón, que se denomina orbital atómico, concepto análogo al de órbita en el modelo de Bohr.

El valor tan bajo de la constante de Planck h=6,626·10-34 J·s  impide percibir el comportamiento ondulatorio de la materia en objetos grandes o cotidianos, ya que la longitud de onda asociada es tan pequeña que dicho comportamiento resulta indetectable.
NÚMEROS CUÁNTICOS

Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para el electrón del átomo de hidrógeno en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color negro indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica.

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.

Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico (n) para definir una órbita, el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml .
CARACTERÍSTICAS DE ESTOS NÚMEROS:

Número cuántico principal “n”

Toma valores enteros: 1,2,3…

A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica.

A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “atado” al núcleo.
Número cuántico del momento angular ó azimutal ó secundario: “l”

Define la forma del orbital.

Depende de “n” y toma valores enteros  de 0 a (n-1). Así para n=1 sólo hay un valor posible 0. Para n=2 hay dos valores de l: 0 y 1. Para n=3 hay tres valores posibles: 0, 1 y 2.

Generalmente el valor de l se representa por una letra en vez de por su valor numérico:

l 0 1 2 3 4

Nombre del orbital: s p d f g
El número cuántico magnético “ml

Describe la orientación del orbital en el espacio.

El valor del número cuántico magnético depende de l. Para cierto valor l hay (2 l +1) valores de ml. Toma valores enteros entre -l y l , incluyendo el 0.
El número cuántico del spin “ms

Describe el movimiento del electrón en torno a su eje.

Solo puede tomar los valores de +1/2 ó -1/2.

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