Estudio de la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, de sus interacciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o




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fecha de publicación05.12.2015
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CURSO DE QUÍMICA GENERAL
Conceptos Básicos
Química, estudio de la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, de sus interacciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas. La química estudia la transformación de la materia.
Elemento químico, sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones.
Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable. El agua, formada por hidrógeno y oxígeno, y la sal, formada por cloro y sodio, son ejemplos de compuestos químicos comunes. Tanto los elementos como los compuestos son sustancias puras.
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”.
Molécula, combinación de dos o más átomos de un mismo elemento, como los gases que son diatómicos, o de varios elementos como los compuestos.
Reacción química, proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes — los productos de la reacción.


NOMENCLATURA EN QUÍMICA INORGÁNICA
Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos electronegativo (menor capacidad de atraer electrones) y a continuación el del elemento o radical más electronegativo (mayor capacidad de atraer electrones). Se nombran en orden inverso.
Se intercambian las valencias de los elementos o los radicales, colocándolas en forma de subíndices. Estos subíndices se simplifican, si se puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se escribe. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática o estequiométrica, la tradicional, y la de Stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros e hidróxidos.
En la nomenclatura sistemática de los óxidos la palabra genérica ‘óxido’ va precedida de los prefijos griegos mono, di, tri, tetra, penta, hexa o hepta, según el número de oxígenos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N2O5, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- (CaO, óxido de calcio).

En la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra ‘óxido’ seguida del nombre del otro elemento y su valencia entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: N2O5, óxido de nitrógeno (V). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene valencia única, no es necesario indicarla; así, Li2O es óxido de litio.
En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con valencia -1 y se nombran con la palabra genérica ‘hidruro’ seguida del nombre del metal. El número de átomos de hidrógeno se indica mediante prefijos numerales; por ejemplo, AuH3, trihidruro de oro. En la nomenclatura funcional se nombran con la palabra ‘hidruro’ seguida del nombre del metal y su valencia correspondiente, salvo que la valencia sea única (AuH3, hidruro de oro (III)).
En los hidruros no metálicos el hidrógeno actúa con valencia +1 y los no metales con sus respectivas valencias negativas; se nombran añadiendo el sufijo -uro al no metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de hidrógeno.
Los hidróxidos se nombran con la palabra ‘hidróxido’ seguida del nombre del metal, indicando con prefijos numerales sus proporciones; por ejemplo, Mg(OH)2, dihidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su valencia, aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)2, hidróxido de magnesio.
En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxoácidos se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica la valencia del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra ‘hidrógeno’; por ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional (HClO, ácido hipocloroso).
En la nomenclatura tradicional se considera la valencia del elemento no metálico para nombrar los diferentes compuestos:
Si el no-metal trabaja con una valencia : _____ ico
Si el no-metal trabaja con dos valencias: _____ oso ( la menor valencia )

_____ ico ( la mayor valencia )
Si el no-metal trabaja con tres valencias: Hipo _____ oso ( la menor valencia)

_____ oso ( la intermedia )

_____ ico ( la mayor )
Si el no-metal trabaja con cuatro valencias: Hipo _____ oso ( la menor valencia)

_____ oso

_____ ico

Per _____ ico ( la mayor valencia )
Para las sales se cambian los prefijos y sufijos de la siguiente manera:
Hipo _____ oso cambia a Hipo _____ ito

_____ oso _____ ito

_____ ico _____ ato

Per _____ ico Per _____ ato
Para las sales binarias se cambia el sufijo: Hidrico de los ácidos por uro

VALENCIAS U ESTADOS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS:
FAMILIA I o GRUPO I ( Metales alcalinos ) FAMILIA 2 o GRUPO 2 ( Metales alcalinotérreos )
H Hidrógeno + 1 Be Berilio + 2

Li Litio + 1 Mg Magnesio + 2

Na Sodio + 1 Ca Calcio + 2

K Potasio + 1 Sr Estroncio + 2

Rb Rubidio + 1 Ba Bario + 2

Cs Cesio + 1 Ra Radio + 2

Fr Francio + 1
FAMILIA 3 o GRUPO 3 FAMILIA 4 o GRUPO 4
B Boro + 3 C Carbono ± 2,4

Al Aluminio + 3 Si Silicio ± 2,4

Ga Galio + 3 Ge Germanio ± 2,4

In Indio + 3 Sn Estaño + 2,4

Tl Talio + 3 Pb Plomo + 2,4
FAMILIA 5 o GRUPO 5 FAMILIA 6 o GRUPO 6 ( Anfígenos u Anfotéricos )
N Nitrógeno ± 2,3,4,5 0 Oxigeno - 2, - l

P Fósforo ± 3,5 S Azufre ± 2,4,6

As Arsénico ± 3,5 Se Selenio ± 2,4,6

Sb Antimonio ± 3,5 Te Telurio ± 2,4,6

Bi Bismuto ± 3,5 Po Polonio ± 2,4,6
FAMILIA 7 o GRUPO 7 ( Halógenos ) FAMILIA 8 o GRUPO 8 ( Metales de transición )
F Fluor -1 Fe Hierro + 2,3

Cl Cloro ± 1,3,5,7 Co Cobalto + 2,3

Br Bromo ± 1,3,5,7 Ni Níquel + 2,3

I lodo ± 1,3,5,7 Pd Paladio + 2,4

At Astato ± 1.3,5,7 Pt Platino + 2,4
GASES NOBLES o INERTES SUB - GRUPO I SUB - GRUPO 2

He Helio Cu Cobre + 1,2 Zn Cinc + 2

Ne Neon Ag Plata + 1 Cd Cadmio + 2

Ar Argon Au Oro + 1,3 Hg Mercurio + 1,2

Kr Kripton

Xe Xenon SUB - GRUPO 6 SUB - GRUPO 7

Rn Radon Cr Cromo + 2,3,6 Mn Manganeso + 2,3,4,6,7

Mo Molibdeno + 2,3,4,5,6
LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA


  • Ley de la conservación de la materia o ley de Lavoisier

    • La materia ni se crea ni se destruye solo se transforma

    • En cualquier reacción química la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa total de los productos.

  • Ley de las proporciones definidas o de la composición constante o ley de Proust

    • Un compuesto químico puro, siempre contiene los mismos elementos combinados en la misma proporción de peso.

  • Ley de las proporciones múltiples ( Dalton )

    • Las cantidades del mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro elemento, para formar en cada caso un compuesto distinto, están entre sí en una relación de números enteros sencillos.

  • Definición de mol ( Avogadro )




LEYES DE LOS GASES


  • Ley de Boyle

    • A temperatura constante, el volumen de una mas fija de un gas es inversamente proporcional a la presión aplicada al gas. Po.Vo = Pf .Vf

  • Ley de Charles

    • A presión constante el volumen de una masa fija de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta.

  • Principio de Avogadro:

    • Bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de los gases contienen un número igual de moléculas.

    • Ecuación de estado de los gases ideales

      • P.V= n. R. T donde R = 0,082 L . atm / °K . mol

  • Ley de las presiones parciales o ley de Dalton:

    • La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que constituyen la mezcla. P ttal = Pa + Pb + Pc+ …… + Pn

  • Ley combinada

    • P1 . V1. To = Po . Vo . T1



ENLACE QUÍMICO
Las uniones entre los átomos para formar compuestos, se denominan enlaces químicos.

Existen diferentes tipos de enlaces químicos. El enlace iónico, el enlace covalente y el enlace metálico.
El enlace iónico se produce entre elementos metálicos y no metálicos. En el enlace iónico, un átomo se deshace de un electrón y lo da a otro átomo. Los iones positivos y negativos se unen por fuerzas electrostáticas, formando las redes cristalinas iónicas. El elemento metálico cede electrones al no metálico. De esta manera, el elemento metálico queda con carga positiva ( Catión), y el no metálico con carga negativa ( Anión ) .
En el enlace covalente, dos átomos comparten un par de electrones.

Existen dos tipos de enlace covalente:

- El enlace covalente simple, doble o triple. Este enlace se produce cuando cada átomo aporta uno de los electrones que se comparten.

- El enlace covalente dativo. El enlace covalente dativo se produce cuando el par de electrones compartido lo aporta uno solo de los átomos.
Enlace metálico: este enlace se produce entre átomos de elementos metálicos. Los electrones de las últimas capas forman una nube alrededor de los núcleos atómicos. Los metales son buenos conductores de la electricidad, ya que la nube electrónica puede desplazarse libremente con facilidad, produciéndose una corriente eléctrica.

LA REACCIÓN QUÍMICA.
Podemos definir una reacción química como un proceso en el que se producen cambios en la naturaleza de las sustancias. En toda reacción química, tiene lugar la transformación de una o varias sustancias iniciales, llamadas reactivos, en otras sustancias diferentes, que se denominan productos de la reacción.
Las condiciones para que se produzca una reacción química pueden ser muy variadas. En algunos casos basta con mezclar dos sustancias químicas para que espontáneamente se produzca una transformación.
En el caso de la combustión, no basta con mezclar los reactivos, sino que es necesario aportar inicialmente cierta cantidad de energía, una llama o una chispa eléctrica, para iniciar la reacción.

En otros casos puede ser necesario calentar la mezcla de los reactivos durante todo el proceso. Por otra parte, una reacción puede producirse casi instantáneamente, o bien muy lentamente.


  • Las reacciones químicas mas comunes son:


Combinación A + B  AB

Descomposición AB  A + B

Doble descomposición AB + CD  AD + CB

Desplazamiento A + BC  AC + B


  • Reacciones de transferencia de electrones


En las condiciones habituales de la atmósfera terrestre, son muy frecuentes las llamadas "oxidaciones", por las que un metal se combina con el oxígeno dando el óxido correspondiente. Por ejemplo :
4 Fe + 3 O2  2 Fe 2O3 => 2 (2 Fe 3+ · 3 O 2-)
En éstas y otras muchas oxidaciones, se observa una ganancia de oxígeno por parte del metal. La diferencia entre antes y después de la reacción es que al principio el metal se encuentra en estado elemental, con carga eléctrica neutra, y después se encuentra "oxidado" y, aparentemente al menos, con una carga eléctrica de +n (por átomo).
Por esta razón, el concepto de oxidación es más amplio que la mera combinación con el oxígeno. Por ejemplo, el hierro puede experimentar una transformación en su carga electrónica semejante a la expuesta antes, en la reacción:
2 Fe + 3 Cl 2  2 FeCl3 => 2 (Fe 3+ · 3 Cl 1-)
Como se observa, en las reacciones de oxidación hay una transferencia electrónica de una especie química a otra. En los ejemplos, es el hierro quien transfiere electrones al oxígeno y al cloro, respectivamente.
Pues bien, todas aquellas reacciones químicas donde haya transferencia de electrones reciben el nombre de reacciones de oxidación-reducción, reacciones redox o equilibrio redox.


  • Ajuste de ecuaciones de reacción


La ecuación de una reacción indica también la proporción de las sustancias que reaccionan y la de los productos. Para ello, se coloca delante de la fórmula de cada sustancia un número o "coeficiente de la ecuación".
La ecuación escrita de esta manera indica que, en esta reacción, por cada dos moléculas de butano que reaccionan, son necesarias trece moléculas de oxígeno y se producen ocho moléculas de CO2 y diez de agua.
El butano se combina con el oxígeno. Al reaccionar los dos productos, obtenemos dióxido de carbono y agua. Esta reacción viene determinada por la ecuación:
C4 H10(g) + O2(g)  CO2(g) + H2O (g)
Sin embargo, esta reacción debe ajustarse, ya que no es lógico que de dos átomos de oxígeno obtengamos 3, o de que de 10 átomos de hidrógeno, sólo obtendremos 2 y desaparezcan los 8 restantes. La ecuación ajustada es ésta:
2C4 H10(g) + 13 O 2(g)  8CO2(g) + 10H2O(g)


  • Concepto de oxidación


Se define la oxidación como un proceso químico en el que hay ganancia de oxígeno por parte de un compuesto.

Por ejemplo, el hierro se combina con el oxígeno y forma un nuevo compuesto llamado óxido de hierro. Se dice que el hierro se ha oxidado.

Pero, en general, una oxidación es una transformación química en la cual una especie química pierde electrones.
Si nos fijamos en la reacción de oxidación del hierro, veremos que el óxido de hierro es un compuesto iónico. Por cada ion Fe 2+ hay un ion O 2-.

Al formarse el óxido de hierro, el hierro ha perdido 4 electrones, que han sido captados por el oxígeno.


  • Concepto de reducción


Tradicionalmente se define la reducción como un proceso químico en el que hay pérdida de oxígeno por parte de un compuesto. La reducción es un proceso inverso a la oxidación.

Por ejemplo, si calentamos óxido de mercurio, obtenemos mercurio metal, y se desprende el oxígeno.

Pero, en general, se define reducción como una transformación química en la que una especie química gana electrones.
El óxido de mercurio es un compuesto iónico. Al descomponerlo, hay una transferencia de 4 electrones del ion O 2- al ion Hg +.


  • Reacciones de oxidación-reducción: reacciones redox


Cuando una especie química se oxida, hay otra que simultáneamente se reduce.

No es posible una oxidación sin que, simultáneamente, se produzca una reducción.

Por esto, este tipo de reacciones se llaman reacciones de oxidación-reducción o, abreviadamente, reacciones redox.
Toda especie química que experimenta una oxidación es un reductor.

Toda especie química que experimenta una reducción es un oxidante.


  • Número de oxidación de un elemento en un compuesto


El número de oxidación de un elemento en un compuesto es el valor de la electrovalencia de dicho elemento.

Por ejemplo, en el cloruro de bario, el número de oxidación del cloro es 1-, y el del bario 2+.
BaCl2  Ba 2+ y C l-
Para determinar el número de oxidación, o número de valencia, de un elemento en un compuesto, es conveniente seguir las siguientes reglas prácticas:
a) A un elemento en estado libre debe asignársele el número de oxidación cero.

b) El oxígeno tiene número de oxidación -2 en todas su combinaciones, a excepción de los peróxidos, en los que el oxígeno tiene -1 de número de oxidación.

c) El hidrógeno tiene número de oxidación +1, a excepción de los hidruros, en los que su número de oxidación es -1.

d) Los elementos metálicos tienen el número de oxidación de su electrovalencia.

Por ejemplo, el número de oxidación del litio (Li) es +1.

e) En un compuesto químico, la suma de cada numero de oxidación por el número de átomos del elemento es nula.


  • Ajuste de las reacciones redox


Las reacciones redox son difíciles de ajustar por simple tanteo. Para facilitar su ajuste, es conveniente seguir los pasos siguientes:
a) Determinar aquellos elementos que cambian de número de oxidación.

b) Establecer el número de electrones que ha supuesto el cambio producido en el número de oxidación, tanto para el elemento que se ha oxidado como para el que se ha reducido.

c) Igualar el número de electrones que se han aceptado con el número de electrones que han cedido en la reducción y en la oxidación.

d) Sumar las reacciones parciales.

e) Aplicar los coeficientes obtenidos a la ecuación global.

f) Finalizar el ajuste de la ecuación química por tanteo.
ESTRUCTURA ATÓMICA
Después de que Dalton presentara su teoría atómica, los químicos siguieron aceptando durante mucho tiempo como una característica fundamental de los átomos su indivisibilidad. Sin embargo, a partir de finales del siglo XIX, una serie de descubrimientos acabaron por convencerles de que la suposición que hizo Dalton no era cierta.
Algunas experiencias en el campo de los fenómenos eléctricos y, sobre todo, el descubrimiento y estudio de la radiactividad, demostraron que existían partículas más pequeñas que los átomos, las partículas subatómicas, que formaban parte de los átomos de cualquier elemento. La idea de un átomo compacto e indivisible tuvo que ser sustituida por la de un átomo formado por una agrupación de varias de estas partículas subátomicas.
El conocimiento de la estructura interna de los átomos, es decir, del tipo de partículas que los componen y de cómo están distribuidas dentro del átomo, permitió a los químicos comprender mejor muchas de las propiedades de la materia, y constituye la base de la Química actual.
La disposición de las partículas que componen un átomo es muy semejante a la de los planetas girando en torno al Sol.
Esto es una muestra de un fenómeno sorprendente que ocurre con frecuencia en la naturaleza. Un mismo esquema de organización se repite a diferentes niveles de tamaño o de complejidad.


  • Partículas que forman el átomo


En el átomo podemos distinguir dos partes:
- Núcleo y Corteza
En el núcleo se concentra la mayor parte de la masa del átomo. En el núcleo encontramos dos clases de partículas:
- Protones: son partículas de carga positiva y los Neutrones: son partículas sin carga eléctrica .
En la corteza encontramos los electrones, que tienen carga negativa y poseen una masa pequeñísima, si la comparamos con la masa del protón o del neutrón.


  • Número atómico


Los átomos son eléctricamente neutros. Por este motivo, un átomo tiene el mismo número de protones que de electrones.

Un elemento químico está determinado por el número de protones que contienen sus átomos.

Así, por ejemplo, el oro se diferencia del plomo en el número de protones que contienen sus núcleos.

- Oro: 79 protones

- Plomo: 82 protones
Esta pequeña diferencia de 3 protones en el núcleo determina las diferencias tan grandes que existen entre ambos metales.

El número de protones de un elemento recibe el nombre de número atómico. No hay dos elementos diferentes que tengan el mismo número atómico.

El número atómico se indica en la esquina inferior izquierda del símbolo químico.


  • Masa atómica


En el núcleo se concentra prácticamente toda la masa del átomo. La masa de los electrones es tan pequeña que podemos despreciarla. En el núcleo encontramos protones y neutrones. La suma de los protones y neutrones del núcleo nos da la masa atómica del átomo.

El átomo de carbono tiene 6 protones y 6 neutrones en su núcleo. Su masa atómica es 12.

El átomo de hidrógeno tiene 1 protón en el núcleo. Su masa atómica es 1.

La masa atómica se indica en la esquina superior izquierda del símbolo del elemento.


  • Isótopos


Hemos dicho que lo que caracteriza a un elemento químico es el número de protones que tiene en su núcleo. Así, todos los átomos que tienen 79 protones son de oro y los que tienen 6 protones son de carbono. Sin embargo, el número de neutrones no siempre es constante para un mismo elemento.
Por ejemplo, el átomo de carbono tiene 6 protones y 6 neutrones en su núcleo, y su masa atómica es 12. Pero podemos encontrar átomos de carbono que tienen 6 protones y 8 neutrones en su núcleo, y que, por tanto, su masa atómica es 14.

Los dos átomos son de carbono y sólo se diferencian en el número de neutrones.
Entonces los isótopos se definen como átomos del mismo elemento que tienen:

igual número atómico

diferente número de neutrones y por lo tanto

diferente masa atómica


  • Isobaros


Un elemento que tiene igual peso atómico que otro elemento, pero distinto número atómico.


  • Iones


Un elemento químico está caracterizado por el número de protones de su núcleo.

Los protones tienen carga eléctrica positiva. Esta carga eléctrica es neutralizada por los electrones, de carga negativa, que giran alrededor del átomo.

Un átomo tiene el mismo número de protones que de electrones, y es, por tanto, eléctricamente neutro.
En ocasiones puede ocurrir que un átomo pierda un electrón o lo gane. Cuando esto ocurre, el átomo queda cargado eléctricamente. Un ion es un átomo que ha perdido o ganado electrones y que, por este motivo, no es eléctricamente neutro.


  • Partículas que componen los átomos


Los átomos de cualquier elemento químico están formados fundamentalmente, por sólo tres tipos de partículas, que se diferencian por su masa y carga eléctrica. Estas partículas son los electrones, los protones y los neutrones.


  • El electrón


El electrón es una partícula con carga eléctrica negativa, cuyo valor es de 1,6 · 10-19 culombios

Su masa, mucho más pequeña que la de las otras partículas, es unas 1.800 veces más pequeña que la del átomo más ligero, el hidrógeno.


  • El protón


El protón posee carga eléctrica positiva, de idéntico valor a la del electrón. Su masa es prácticamente igual a la del átomo de hidrógeno.


  • El neutrón


Finalmente, el neutrón es una partícula de masa semejante a la del protón y, a diferencia de los otros dos tipos de partículas, no posee carga eléctrica.


  • El átomo: unidad mínima


Los átomos del centenar de elementos químicos que al combinarse dan lugar a la enorme diversidad de sustancias existentes, son, pues, diferentes agrupaciones de solamente estos tres tipos de partículas. De todas formas, el concepto de átomo, como unidad mínima de un elemento químico, continúa siendo vigente.
Aunque un átomo de oxígeno, por ejemplo, pueda dividirse en partículas más pequeñas, estas partículas no son ya oxígeno, puesto que son idénticas a las que forman cualquier otro elemento .
El concepto de átomo de Dalton es, pues, válido en el sentido de que la partícula más pequeña que continúa teniendo las propiedades del elemento es el átomo.


  • El núcleo


Los protones y neutrones forman un núcleo compacto, que tiene, por tanto, carga positiva.

Como los protones poseen carga eléctrica, existe entre ellos una fuerza de repulsión eléctrica que tiende a separarlos.

Para explicar que las partículas que forman el núcleo se mantienen unidas, se admite actualmente la existencia de una fuerza de atracción entre ellas, de naturaleza diferente a las fuerzas eléctricas o gravitatorias, y mucho más intensa que éstas.


  • La corteza


Alrededor del núcleo atómico los electrones forman lo que se llama la corteza o envoltura del átomo. Como los electrones tienen carga eléctrica negativa, son atraídos por la carga del núcleo. Para explicar que no caigan sobre éste, se acepta que los electrones se mueven a gran velocidad girando en torno al núcleo.
De esta forma, podemos imaginarnos el átomo como una especie de sistema planetario en miniatura.

MODELOS ATÓMICOS


  • Experimento de Thomson


Thomson estudió los rayos catódicos. Hizo pasar los rayos catódicos entre las placas de un condensador, sometiéndolos así a la acción de un campo eléctrico.

Thomson observó que los rayos se desviaban hacia la placa positiva del condensador, demostrando así que consistían en partículas con masa y con carga eléctrica negativa. Estas partículas son los electrones.

Además, variando el valor del campo eléctrico y midiendo las desviaciones que sufrían las partículas, Thomson pudo medir el cociente entre la masa y la carga del electrón, aunque no ambas por separado.


  • Primeros modelos del átomo


A raíz de los descubrimientos que hemos explicado, se sugirió la posibilidad de que los átomos estuvieran formados por partículas con carga negativa, los electrones, y de partículas idénticas, pero con carga positiva, los protones, que contrarrestaran la carga, pues los átomos son eléctricamente neutros.Sin embargo, existía una dificultad para admitir esta idea de los átomos.

En todos los experimentos se observaban siempre electrones, pero nunca se habían observado partículas con carga positiva.
Para explicar esto, Thomson propuso la idea de que la carga positiva no consistía en partículas, sino que se encontraba distribuida por todo el átomo. El modelo del átomo propuesto por Thomson consistía en una esfera compacta con carga positiva, con los electrones incrustados en ella, como las pasas en un pastel.


  • Experimentos de Thomson


En 1907, Thomson descubrió los "rayos positivos". Como los rayos catódicos tenían carga negativa y los rayos positivos viajaban en dirección contraria, parecía lógico que estuvieran compuestos de partículas con carga positiva
Estudiando cómo se desviaban debido a campos eléctricos, de forma idéntica a como se había estudiado los rayos catódicos, se comprobó que, efectivamente, era cierto. Además, se comprobó que así como los electrones eran siempre idénticos, las partículas de los rayos positivos tenían diferente masa según el gas que hubiera en el tubo. Esta masa era prácticamente igual a la de los átomos de gas.
La explicación del fenómeno es la siguiente. Cuando se somete los átomos del gas que se encuentran en el tubo a la acción de un campo eléctrico (cuando se establece una diferencia de potencial entre los electrodos), aquéllos pierden algunos de sus electrones, que al ser atraídos por el ánodo generan los rayos catódicos . La parte restante de cada átomo, a la que le faltan algunos electrones, tiene entonces carga positiva, constituyendo lo que se llama un ion. Estos iones con carga positiva, al ser atraídos por el cátodo (polo negativo) se trasladan hacia él y forman los rayos positivos.


  • El protón de Rutherford


En 1914, el físico neozelandés Ernest Rutherford sugirió que esta partícula, cuya carga era idéntica a la del electrón, fuera aceptada como la unidad mínima con carga positiva, como el electrón lo es de la negativa, proponiendo en 1920 el nombre de protón para esta partícula.


  • El descubrimiento del núcleo


El modelo atómico propuesto por Thomson tuvo que ser pronto desechado, como consecuencia de unas experiencias realizadas por Rutherford y sus colaboradores Geiger y Marsden, que condujeron al descubrimiento del núcleo atómico.


  • Experiencia de Rutherford


Estas experiencias consistían en bombardear láminas delgadas de metal, utilizando a modo de proyectiles un tipo de partículas subatómicas denominadas partículas a (alfa), procedentes de una sustancia radiactiva.
En la época en la que Rutherford realizó estas experiencias se sabía que estas partículas tenían una carga positiva doble que la del protón y una masa aproximadamente cuatro veces superior a la de éste. Hoy sabemos que las partículas a consisten en una agrupación de dos protones y dos neutrones, lo que es equivalente a un núcleo del átomo de helio.
Puedes ver el esquema de uno de estos experimentos. Se hace incidir un haz de partículas sobre una fina lámina de oro. Para observar la trayectoria que siguen las partículas al chocar con la lámina se colocan pantallas pintadas con sulfuro de cinc, sustancia que cuando recibe el impacto de una partícula emite un destello de luz. La intensidad de los destellos permite además apreciar la frecuencia de los impactos de las partículas a sobre la pantalla.
Lo que observaron Rutherford y sus ayudantes fue que la mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin desviarse prácticamente. Otras se desviaban con ángulos más o menos grandes, y algunas, muy pocas, rebotaban y retrocedían.


  • Modelo átomico de Rutherford


De acuerdo con esto, en 1911 Rutherford propuso que el átomo debía constar de un núcleo formado por las partículas con carga positiva, los protones, alrededor del cual los electrones estaban distribuidos en un volumen mucho mayor que el del propio núcleo.
De esta forma, la mayor parte de las partículas a que incidían sobre la placa podían atravesarla sin desviarse, pues no encontraban ninguna oposición a su paso. Una fracción de partículas pasaba relativamente cerca de algún núcleo, siendo desviadas por la fuerza de repulsión eléctrica, y solamente algunas rebotaban al chocar directamente con un núcleo.
A partir de estas experiencias, fue posible también determinar el tamaño del núcleo y obtener valores aproximados de las cargas eléctricas de los núcleos de diferentes átomos.
Más tarde, el propio Rutherford sugirió que en el núcleo atómico debía haber también otras partículas con masa, pero eléctricamente neutras. Estas partículas, los neutrones, fueron detectadas por primera vez en 1932, por el físico inglés J. Chardwick (1891-1974).


  • La corteza electrónica


Después del descubrimiento del núcleo atómico, uno de los problemas fundamentales al que dedicaron su atención los científicos, fue averiguar de qué manera están distribuidos los electrones que forman la envoltura del átomo.
El paso decisivo en el estudio de la corteza atómica lo dio el físico danés Niels Bohr, quien, en 1913, presentó un modelo detallado de la corteza, que en líneas generales es el admitido actualmente.

Posteriormente, este modelo fue perfeccionado por los trabajos de otros físicos, entre los que destacan el alemán Arnold Sommerfeld, el austríaco-americano Wolfgang Pauli y el austríaco Erwin Schrödinger.


  • Configuración electrónica


Hemos comparado el átomo con un sistema planetario en el que los electrones, girando en torno al núcleo, vendrían a ser como los planetas girando alrededor de un sol. ¿Hasta qué punto es válida esta comparación? En el sistema solar cada planeta gira alrededor del Sol, siguiendo un órbita definida y distanciada de éste. Aunque existe cierta semejanza con este modelo, en el átomo el movimiento de los electrones es en realidad bastante más complejo.
Los electrones que forman la corteza de un átomo están de algún modo agrupados en una serie de capas. Para hacernos una primera idea, podríamos imaginar los electrones colocados en torno al núcleo en diferentes esferas concéntricas, algo sí como las capas de una cebolla.
Estas capas se designan con las letras K, L, M, N, O, P, Q o bien mediante un número n = 1, 2, 3... En cada una de ellas pueden existir como máximo un número determinado de electrones.
Así, por ejemplo, la capa K, la más cercana al núcleo, puede contener como máximo 2 electrones, la capa L= 8, la capa M= 18, etc. El número másico de electrones en cada capa puede calcularse a partir del número n, asignado a cada una, mediante la fórmula 2n2. Por ejemplo, la capa L, en que el valor de n es 2, puede contener un máximo de 8 electrones.
Los átomos de un elemento dado poseen todos un número atómico idéntico y, por tanto, un número fijo de electrones. Estos están distribuidos en las diferentes capas de la corteza, empezando por la capa más próxima al núcleo y siguiendo hacia el exterior. La forma en que están distribuidos los electrones en las diferentes capas es lo que se llama "configuración electrónica" de un átomo.
La forma más clara para entender esto consiste en representar la configuración electrónica de los átomos dibujando las diferentes capas como círculos concéntricos en torno al núcleo y colocando en cada una de ellas los electrones que contienen.
Estructura del átomo de hidrógeno. El único electrón está situado en la capa K, la más interna.

Configuración electrónica del átomo de oxígeno. El oxigeno posee 8 electrones en su corteza. Solamente dos electrones se encuentran en la capa K, ya que éste es el número máximo de electrones que puede contener esta capa. Se dice entonces que la capa K está "completa". Los restantes 6 electrones se encuentran en la capa siguiente, la capa L. Como en esta capa caben 8 electrones, en este caso hablaremos de capa "incompleta".
Los once electrones del átomo de sodio están distribuidos de la siguiente forma. Las dos primeras capas están completas, conteniendo 2 y 8 electrones, respectivamente. El electrón restante está en la capa M, que está incompleta.


  • Orbítales


De acuerdo con esto, el movimiento de los electrones en torno al núcleo se describe actualmente mediante lo que se llaman "orbítales". Un orbital es una figura geométrica espacial que encierra un volumen esférico en el que hay un 99% de probabilidades de que se encuentre el electrón.


  • Orbítales de la primera capa


Aunque no es posible conocer cuál es el recorrido seguido por los electrones, sí puede conocerse el tamaño y la forma de los orbítales en que se mueven. Estos dependen del nivel energético en que se encuentre un determinado electrón.
En el átomo de hidrógeno, por ejemplo, el electrón situado en la capa K ocupa un orbital esférico.

En el helio, que contiene dos electrones, ambos ocupan un único orbital, que tiene también forma esférica, pero un tamaño mayor al del caso del hidrógeno.


  • Spin del electrón


Además del movimiento alrededor del núcleo, los electrones tienen también un movimiento de rotación sobre sí mismos, exactamente igual a como ocurre con la Tierra en su giro alrededor del Sol.

Este movimiento, denominado de "spin", puede ser en sentido horario, o antihorario. Dos electrones que se encuentren en un mismo orbital poseen siempre un movimiento de spin contrario.

UNIDADES DE CONCENTRACIÓN


  • Unidades Físicas: % m/m; % m/v; % v/v; % v/m


Solución (Sción) = Soluto (Sto) + Solvente (Ste)


  • Unidades Químicas:

Molaridad: # de moles de soluto por litro de solución.
Normalidad: # de equivalentes de soluto por litro de solución.
Fracción Molar: Moles de soluto entre moles totales.
Molalidad: # de moles de soluto por Kg. de solvente.
VELOCIDAD DE REACCION
= K [A]n * [B]m


  • Factores que afectan la velocidad de una reacción:

    • Naturaleza de la sustancias reaccionantes

    • Concentración y Temperatura

    • Grado de subdivisión de los reaccionantes

    • Catalizadores o Inhibidores.

Un modelo de la materia: la teoría cinética

El comportamiento de la materia se explica en la actualidad con la teoría cinética, basada en los siguientes supuestos:

  • Toda la materia está compuesta por partículas pequeñísimas en continuo movimiento.

  • Un incremento en la temperatura origina un aumento de la energía de las partículas.

  • El tamaño de estas partículas es muy pequeño comparado con la distancia que existe entre ellas.

  • Las partículas se mueven en todas las direcciones, tanto más deprisa cuanto mayor es la temperatura. En el caso de un gas chocan continuamente contra las paredes del recipiente que las contiene. El resultado de estos choques es la presión gaseosa.

En los sólidos, las partículas que los forman están muy juntas y ordenadas, y existen fuerzas de atracción entre ellas.

En los líquidos, las partículas están menos ordenadas y las fuerzas que las mantienen unidas son más débiles que en los sólidos. Esta es la razón por la que los líquidos tienen forma variable, mientras que los sólidos la tienen definida, incluso a veces forman cristales.

EQUILIBRIO QUÍMICO
Se da cuando las reacciones son reversibles y en el punto de equilibrio las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. Las sustancias que se presenten en estado sólido no se incluyen en la constante de equilibrio.

El concepto de reacción reversible fue introducido por Berthollet en 1803, después de observar la formación de cristales de carbonato de sodio en la orilla de una salina.



Berthollet reconoció esta reacción como la inversa de la conocida reacción



Hasta entonces se pensaba que las reacciones químicas ocurrían siempre en un solo sentido. Berthollet dedujo que el exceso de sal (cloruro sódico, NaCl) en el lago fue lo que inclinó la reacción hacia su sentido inverso, formando carbonato de sodio. En 1864, Waage y Guldberg formularon la ley de acción de masas, que cuantifica las observaciones de Berthollet. Entre 1884 y 1888 Le Châtelier y Braun formularon el Principio de Le Chatelier que extendió esta idea contemplando el efecto de otros factores además de los cambios en la concentración, como son los cambios en la presión y la temperatura, y su efecto sobre el equilibrio químico de la reacción.
La Constante de Equilibrio se determina de la siguiente manera:



  • Si K < 1, se favorece la formación de reactivos.

  • Si K > 1, se favorece la formación de productos.

Perturbación del equilibrio: el Principio de Le Châtelier


Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o de los productos, pueden hacer que una reacción química se desplace en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS SOLUCIONES


  • Descenso en la presión de vapor: Po – P = Po . X Sto




  • Aumento del punto de ebullición: T = Ke . m


Donde T es la variación de la temperatura; Ke es la constante ebulloscopica y m es la molalidad.


  • Disminución del punto de congelación : T = Kc . m


Donde T es la variación de la temperatura; Kc es la constante crioscópica y m es la molalidad.


  • Aumento en la presión osmótica: π. V = n . R. T


Donde π es la presión osmótica; V es el volumen de la solución; n es el número de moles de soluto;

R es la constante de los gases y T la temperatura.
EQUILIBRIO IONICO

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones (cationes y aniones)

Las especies que producen en solución cargas positivas y negativas son denominadas electrolitos. Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica.

Los electrolitos se clasifica en base a dos criterios:

  • Comportamiento en solución: electrolitos ácidos, básicos, y neutros

  • Capacidad conductora: electrolitos fuertes y débiles

Un electrolito fuerte es aquél cuya disociación es prácticamente completa es decir se disocia en un 100%.

Cuando la disociación es menor al 100%, se habla de un electrolito débil. Los electrolitos débiles forman equilibrios verdaderos.
Cuando un electrolito fuerte o débil libera iones protones ( H+ ) o iones hidronio ( H3O+) o iones hidroxilo ( OH- ) en una solución entonces se puede determinar el grado de acidez o basicidad de esa solución. Por lo tanto:


  • El pH es el grado de acidez o alcalinidad de una solución.

  • Siendo la escala:





  • Se calcula: pH = - Log [ H+ ] y pOH = - Log [ OH- ] => pH + pOH = 14






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