curso quimica general
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QUÍMICA GENERAL
Ing. Natalí Solano C.
nesolano@utpl.edu.ec
Ing. Silvio Aguilar R.
sdaguilar@utpl.edu.ec
Bibliografía Básica
BURNS, Ralph A. FUNDAMENTOS DE
QUÍMICA. Quinta Edición. Editada por
PEARSON México. 2003.
QUÉ ES QUÍMICA?
Ciencia que estudia:
La composición, estructura y
propiedades de la MATERIA así
como los cambios que ésta
experimenta durante las reacciones
químicas y su relación con la
ENERGÍA.
QUÍMICA INORGÁNICA
Se encarga del estudio integrado de la formación,
composición, estructura y reacciones de los
elementos y compuestos inorgánicos; es decir, los
que no poseen enlaces carbono-hidrógeno.
QUÍMICA ORGÁNICA
Química del carbono
¿Por qué estudiar Química?
La química es básica para la comprensión de muchos campos: - Agricultura - Astronomía
- Ciencia animal - Geología - Farmacia
- Ciencia de los materiales, etc.
Todos utilizamos
química en
nuestra vida
diaria
Aprender los
beneficios y los
riesgos asociados
a los productos
químicos
Relación de la Química con otras ciencias y la
industria
APLICACIONES DE LA QUIMICA
Sustancia Aplicación
Ácido Fluorhídrico Grabado de Vidrio
Cloro Decolorante de la pasta el papel y
fibras de origen vegetal
Ácido Clorhídrico Obtención de glucosa a partir del
almidón
Bromuro de Potasio En medicina se usa como sedante
Yoduro y Bromuro Potasico En la elaboración de películas
fotográficas
Yodo Fabricación de tinturas de yodo
medicinal
Azufre
En la fabricación de pólvora, vulcanización del caucho, blanqueo de lana y medicamentos para la piel
Nitrógeno Elaboración de explosivos (TNT),
abonos químicos
1. Materia y Energía
1.1. Materia.
1.2. La materia tiene estados.
1.3. Elementos y compuestos.
1.4. Sustancias puras y mezclas.
1.5. Propiedades y cambios físicos y químicos.
1.6. Energía
1.1 MATERIA?
Todo aquello que ocupa un
lugar en el espacio
Es todo aquello que tiene
MASA y VOLUMEN.
Ejemplos:
•Aire
•Alimentos
•Rocas
•Vidrio
Otros conceptos
Es todo aquello que podemos percibir con
nuestros sentidos, es decir, todo lo que
podemos ver, oler, tocar, oír o saborear.
Todos los cuerpos están formados por
materia, cualquiera sea su forma, tamaño o
estado. Pero no todos ellos están formados
por el mismo tipo de materia, sino que están
compuestos de sustancias diferentes.
PROPIEDADES GENERALES
MASA Y VOLUMEN
MASA:
La cantidad de materia que posee un cuerpo.
Unidad en el SI: kg
1 kg = 1000 g = 1 x 103 g
Se mide con balanza.
Es el resultado de la fuerza que la
gravedad ejerce sobre la masa de un
objeto
peso = c x masa
en la tierra, c = 1.0
en la luna, c ~ 0.1
Una barra de 1 kg pesará
1 kg en la tierra
0.1 kg en la luna
PESO:
Un astronauta tiene una MASA de 65 Kg,
que pasa con la masa y el peso en:
a. Luna con gravedad de 0.17 veces
que la tierra
b. Tierra
c. Espacio
d. Marte con una gravedad de 0.38
veces que en la tierra
MASA: No cambia
PESO:
a. Luna: Después de la Tierra y Marte
por que tienen más gravedad.
b. Tierra: El peso es el mas grande.
c. Espacio: Carece de peso
d. Marte: En segundo lugar
Cuanto pesaría usted en Marte?
VOLUMEN
Propiedad general de la materia.
El lugar que ocupa un cuerpo en el
espacio.
Unidad en el SI: m3
1.2 LA MATERIA TIENE ESTADOS
ESTADOS DE LA MATERIA
SÓLIDO.- Tiene forma y volumen definido, es rígido.
LÍQUIDO.- No tiene forma adopta la del recipiente, tiene volumen definido, movimiento con fluidos.
GASEOSO.- No tiene ni forma ni volumen. Adopta forma y volumen de recipiente.
PLASMA.- partículas gaseosas cargadas
eléctricamente.
Identifique el estado de los siguientes
materiales:
Oxígeno
Vapor de agua
Cera de vela
Alcohol
RESPUESTA
Oxígeno
Vapor de agua
Cera de vela
Alcohol
Gas
Gas
Sólido
Líquido
ESTADOS DE LA MATERIA
CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
Fusión Vaporización
Solidificación Condensación
Sublimación
Sólido Líquido Gaseoso
ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA
Estado Forma Volumen Partículas Compresibilidad
Sólido Definida Definido
Unidas
rígidamente;
muy
empacadas
Muy pequeña
Líquido Indefinida Definido Móviles,
unidas Pequeña
Gaseoso Indefinida Indefinido
Independientes
y
relativamente
lejanas entre sí
Alta
1.3 ELEMENTOS Y COMPUESTOS
ELEMENTO.- Es la sustancia más fundamental. La
partícula que conserva las propiedades del elemento
es el átomo.
• Se encuentran naturalmente en la Tierra un total de 85 elementos. Por ejemplo: oro, aluminio, oxígeno, carbono.
• 34 elementos han sido creados por científicos, como por ejemplo: el Americio, el Polonio.
28
Estado natural de algunos elementos. En el sentido de las agujas del
reloj, de arriba a la izquierda: (a) los líquidos bromo (Br2) y mercurio
(Hg); y (b) los sólidos iodo (I2), cadmio (Cd); fósforo (rojo) y cobre
(Cu).
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4
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2
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7
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Sg (263)
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Pu (242)
95
A
m (243)
96
C
m (247)
97
Bk (247)
98
Cf (249)
99
Es (254)
100
F
m (253)
101
M
d (256)
102
No (254)
103
Lr (257)
COMPUESTO.- Es una sustancia constituida por
átomos de dos o más elementos químicos unidos en
proporciones fijas definidas.
Agua (H2O) Glucosa (C6H12O6)
Amoniaco (NH3)
1.4 SUSTANCIAS PURAS Y
MEZCLAS
Compuesto es cualquier sustancia pura que se pueden
descomponer por medios químicos en dos o más sustancias diferentes y más simples.
Elemento es cualquier sustancia pura que no se puede descomponer en algo más simple. Tiene un solo tipo de
átomo
Sustancia pura materia con composición física y propiedades características.
Átomo de
hidrógeno
Átomo de
hidrógeno
SUSTACIACIAS PURAS SIMPLES
UN SOLO TIPO DE ÁTOMO
Mercurio (l) Cloro(g)
átomo de Hg átomo de Cl
Mezclas: son combinaciones de dos o más sustancias en las que cada una conserva su propia identidad química y sus propiedades.
La composición de la mezcla puede variar. Ejemplo Taza de café con azúcar
Mezclas homogéneas: conservan su composición en
todas sus partes y se forman por dos o más sustancias
puras. Uniformes en todos sus puntos.
Ejemplo: aire, solución de azúcar en agua, agua
carbonatada y vinagre.
Mezclas Heterogéneas: .no tienen la misma
composición, propiedades y aspecto en todos sus
puntos.
Ejemplo: una mezcla de azufre y hierro
Para obtener una sustancia pura es necesario
separarla de una mezcla.
Está separación se basa en las diferencias de las
propiedades físicas y químicas de los
componentes de la mezcla.
Existen distintas separaciones:
- Decantación
- Filtración
- Destilación
- Tamizado
Separación de mezclas
METODOS DE SEPARACIÓN DE
MEZCLAS
MEZCLAS HETEROGÉNEAS
1.-MEZCLAS SÓLIDO-LÍQUIDO:
Centrifugación
Filtración
Sedimentación
2.-MEZCLAS SÓLIDO-SÓLIDO:
Separación magnética
3.-MEZCLAS LÍQUIDO-LIQUIDO
Decantación
Tipos de separación:
Tamizado Separación magnética Decantación
Filtración
Imán
METODOS DE SEPARACIÓN DE
MEZCLAS
MEZCLAS HOMOGÉNEAS:
1.-MEZCLAS SÓLIDO-LÍQUIDO:
Cristalización
Calentamiento a sequedad
Evaporación
2.-MEZCLAS LÍQUIDO-LÍQUIDO
Destilación
EVAPORACIÓN
DESTILACIÓN
MATERIA
SUSTANCIAS PURAS
Simples
Un solo tipo de átomo.
Cl,Fe, O2 ,Ca,Na…
Compuestas
Dos o mas tipos de átomos.
H 2O , CH4 , NH3
Un solo componente
MEZCLAS
Homogénas
Una sola fase: Sal+agua
Azucar+agua Alcohol+agua
Heterogénas
Dos o mas fases: Arena+agua Aceite+agua
Dos o mas componentes
1.5 PROPIEDADES DE LA
MATERIA
Propiedades físicas: se pueden observar sin cambiar la composición de la sustancia
- color, olor, sabor, densidad, punto de fusión y punto de ebullición.
PROPIEDADES FISICAS PUEDEN SER:
◦ EXTENSIVAS (DEPENDEN DEL TAMAÑO DE LOS
CUERPOS)
◦ INTENSIVAS O ESPECÍFICAS (SON CARACTERÍSTICAS DEL CUERPO QUE SE CONSIDERE E INDEPENDIENTES DE SU FORMA Y TAMAÑO. EJ: color, olor, p. de fusión..)
Propiedades químicas: se observan sólo cuando la sustancia sufre un cambio en su composición.
- Cuando el hierro se oxida, al quemar un papel.
Ejemplos: Propiedades
Físicas
Brillo
Volatilidad
Sabor, dureza
Maleabilidad
Ductibilidad
Viscosidad
Conductibilidad
Químicas
Arde en el aire
Hace explosión
Reacc. con ciertos
ácidos
Reacc. con ciertos
metales
Es toxico
CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
CAMBIOS QUÍMICOS
Se dice que se ha producido una transformación QUÍMICA cuando una muestra de materia se transforma en otra muestra de composición diferente.
- Alteran la composición química de la materia.
- Origen a otras sustancias.
Ejemplo:
Cl + Na (NaCl)
Los cambios químicos?
Un cambio químico
se produce cuando
las propiedades y la
composición de la
materia han
cambiado y han
aparecido otras
materias diferentes. La cantidad de masa
total no varía.
CAMBIOS FISICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS
CAMBIOS FISICOS
Se dice que se ha producido una transformación física cuando una muestra de materia cambia alguna de sus propiedades físicas, aspecto físico, pero su composición permanece inalterada.
-No se forman nuevas sustancias. Ejemplo:
hielo agua vapor
1.6 ENERGÍA
La Energía puede manifestarse de
diferentes maneras: en forma de
movimiento (cinética), de posición
(potencial), de calor, de electricidad,
de radiaciones electromagnéticas, etc.
Según sea el proceso, la energía se
denomina:
Energía
térmica
Energía
eléctrica
Energía
radiante
Energía
química
Energía
nuclear
2. Mediciones fundamentales
2.1. Unidades métricas y SI.
2.2. Cifras significativas.
2.3. Notación científica.
2.4. Densidad y densidad relativa.
2.5. Medición de la temperatura.
Mediciones
Frecuentemente necesitamos realizar
mediciones que se utilizan en cálculos.
Existen diferentes instrumentos que nos
permiten medir las propiedades de una
sustancia: longitud, volumen, masa y
temperatura. Éstas proporcionan medidas
macroscópicas (se toman de manera directa)
y microscópicas métodos indirectos
Un valor de medición se compone de la
cantidad métrica y la unidad.
Las unidades empleadas son las de sistema
métrico, desarrollado en Francia.
Las unidades empleadas en mediciones científicas
son las del Sistema Internacional (SI).
2.1 UNIDADES MÉTRICAS Y SI
UNIDADES DE MEDICIÓN
LONGITUD: Unidad fundamental (m).
MASA: Unidad fundamental kilogramo (kg).
Medida de la cantidad de material que hay en un
objeto.
PESO: Es la fuerza que la masa ejerce debido a
la gravedad.
UNIDADES DE MEDICIÓN
Unidades del SI derivadas
VOLUMEN: Unidad fundamental m3. Es la cantidad de espacio
que ocupa la materia.
El volumen de una caja se obtiene multiplicando la longitud (l) por
el ancho (a) por la altura (h) de la caja.
DENSIDAD: se define como la cantidad de masa en una unidad
de volumen de la sustancia. Se expresa en gramos/centímetro
cúbico (g/cm3)
Densidad = masa /volumen
2.2 CIFRAS SIGNIFICATIVAS
Cualquier dígito diferente de cero es significativo.
1234.56 (6 cifras significativas) Ceros entre dígitos distintos de cero son significativos. 1002.5 (5 cifras significativas) Ceros a la izquierda del primer dígito distinto de cero
no son significativos. 000456 (3 cifras significativas) Si el número es menor que uno, entonces únicamente
los ceros que están al final del número y entre los dígitos distintos de cero son significativos.
0.01020 (4 cifras significativas )
2.3 NOTACIÓN CIENTÍFICA
Al manejar cifras extremadamente
grandes o pequeñas se comenten
errores. Por ello es aconsejable manejar
notación científica.
N x 10n
N= número de 1 a 10
n= exponente entero positivo o negativo
2.4 DENSIDAD
La densidad, relaciona la masa de la sustancia con el volumen que ocupa.
D= m/v
UNIDADES :
Sólidos: Kg / m3 g / cm3
Líquidos: g / ml
DENSIDAD
Masa por unidad de volumen del corcho:
240 : 1000 = 0,24 g /cm3
Masa por unidad de volumen del plomo:
11290 : 1000 = 11,29 g /cm3
corcho plomo
1000 cm3 de volumen
DENSIDAD
Aire 0,012
Alcohol 0,8
Agua 1
Densidades de algunas sustancias (g/cm3)
Aluminio 2,7
Cobre 8,9
Plata 10,5
Plomo 11,3
Hierro 7,8
Mercurio 13,6
Oro 19,3
Un recipiente lleno con un volumen de 25 ml, contiene
27.42 g de una solución de sal y agua. Cuál es la
densidad de esta solución?
D= m / V
D= 27.42g / 25 ml
D= 1.0968 g/ml
DENSIDAD RELATIVA (DR)
DR de una sustancia = Densidad de la sustancia
Densidad del Agua
UNIDADES : NO TIENE UNIDADES
La densidad de una sustancia es de 1.5
g/mL. Calcular la DR ?
1.5 g/mL / 1.0 g/mL = 1.5
TEMPERATURA: Es una
medida de la intensidad del
calor
“Calor” es una forma de
energía asociada con el
movimiento de las partículas
pequeñas de materia, indica
cantidad de energía.
2.5 MEDICIÓN DE LA
TEMPERATURA
K= °C + 273.15
°C= 5/9 (°F – 32)
°F= 9/5 (°C + 32)
3. Elementos, átomos y tabla
periódica 3.1. Elementos: teoría antigua y moderna.
3.2. Nombres y símbolos.
3.3. La tabla periódica de los elementos.
3.4. Propiedades físicas de los elementos.
3.5. Átomos: de Demócrito a Dalton.
3.6. La teoría atómica de Dalton.
3.7. Átomos y partículas subatómicas.
3.8. Isótopos.
3.9. Masas atómicas de los elementos.
3.1 Elementos: teoría antigua y moderna
Robert Boyle (1661): elementos y
compuestos.
Antoine Lavoisier (1743 - 1794):
“Ley de conservación de la
materia”. Incluyó una tabla de 33
elementos en su libro “Tratado
elemental de química”.
Actualmente, se conocen 113
elementos.
3.2 Nombres y Símbolos
J.J. Berzelius (1814):
inventó un sistema sencillo
de notación química basado
en la letra del elemento.
El símbolo de un elemento
no tiene más de 3 letras. La
primera es mayúscula.
Provienen:
Palabras latinas, griegas o alemanas (característica).
Ej.
Barys (pesado) = bario
País o lugar donde se descubrieron. Ej.
Germania (Alemania) = germanio
En honor a científicos famosos. Ej.
Albert Einsten = einstenio
77
Abundancia relativa de los elementos
(a) el cosmos (b) la corteza terrestre (c) el cuerpo humano
La tabla periódica la forman 113 elementos siendo la mayoría (90) metales (17) no metales y (8) metaloides.
Los elementos de la misma familia tienen propiedades similares debido a que tienen la misma distribución de los electrones en la periferia de sus átomos.
Las propiedades de metales y no metales son distintas.
3.3 La Tabla Periódica de los Elementos
Los elementos en la tabla periódica se ordenan en:
Grupos, columnas o familias y,
Periodos o filas.
Clasificación: grupos y periodos
Grupos:
- Se designan por números.
GRUPOS
Relacionados con el número de electrones en el orbital electrónico más externo.
Varios grupos de elementos tienen nombres comunes de uso frecuente.
Grupo Nombre Elementos
1A Alcalinos Li,Na,K,Rb,Cs,Fr
2A Alcalinotérreos Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra
3A Térreos B,Al,Ga,In,Tl
4A Carbonoidéos C,Si,Ge,Sn,Pb.
5A Nitrogenoidéos N,P,As,Sb,Bi
6A Anfígenos O,S,Se,Te,Po
7A Halógenos F,Cl,Br ,I ,At.
8A Gases nobles He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn
PERIODOS:
- filas.
- relacionadas con número de orbítales electrónicos de los elementos
Ejemplo: uso de la T.P.
Consultando T.P. indicar para el Cl a. Número atómico
b. Número de masa
c. Número de neutrones
d. Período y grupo
17
35
35 – 17 = 18
P = 3 G = VII-A
CLASIFICACIÓN DE LOS
ELEMENTOS QUÍMICOS
METALES
NO METALES
ELEMENTOS DIATÓMICOS
METALOIDES
Adquieren un lustre metálico brillante cuando
se pulen.
No tienden a combinarse químicamente unos
con otros.
Reaccionan con los no metales para formar
compuestos.
Grupo IA son los más reactivos.
Buenos conductores de la electricidad.
UN 75% DE LO ELEMENTOS QUÍMICOS
EXISTENTES EN LA NATURALEZA SON METALES Y EL
RESTO SON NO METALES Y METALOIDES
Poseen generalmente entre cinco y siete electrones en su última órbita.
Los no metales son malos conductores del calor y la electricidad.
Se cuentan: N y O.
Se combinan entre ellos para formar compuestos como: CO2, CO, SO2,
CH4 y NH3.
“F” es el no metal más reactivo
7 de los elementos no metálicos
(H, N, O, F, Cl, Br y I) existen como
pares de átomos combinados
químicamente en forma de
moléculas diatómicas.
Los átomos se mantienen unidos
por fuerzas de atracción enlaces
químicos.
• Poseen generalmente 4 electrones en su última órbita, por lo que
poseen propiedades intermedias entre los metales y los no
metales.
• Están en la región intermedia de la tabla periódica.
• Son semiconductores eléctricos.
• Ej. Silicio, germanio, arsénico y boro = industria electrónica.
ALUMINIO BARIO
BERILIO BISMUTO
CADMIO CALCIO
CERIO CROMO
COBALTO COBRE
ORO IRIDIO
HIERRO PLOMO
LITIO NIQUEL
OSMIO MERCURIO
MANGANESO
FLUOR CLORO BROMO
YODO OXÍGENO ASUFRE
SELENIO TELURO
NITRÓGENO FÓSFORO
ARSÉNICO ANTIMONIO
BORO CARBONO SILICIO
GERMANIO
PALADIO
PLATINO POTASIO
RADIO RODIO
PLATA SODIO
TANTALIO TALIO
TORIO ESTAÑO
TITANIO
WOLFRANIO
URANIO VANADIO
ZINC
MOLIBDEMO
HELIO NEÓN
ARGÓN
CRIPTÓN
XENÓN
RADÓN
BORO SILICIO
GERMANIO
ARSÉNICO
ANTIMONIO
TELURO POLONIO
ASTATO
POR EL ESTADO DE LOS ELEMENTOS
SÓLIDO; LÍQUIDO; GASEOSO
3.4 Propiedades Físicas de los Elementos
Mendeleiev en 1864 observó que las propiedades físicas y químicas se repetían en un patrón periódico y ordenó los elementos en masas atómicas crecientes.
Los elementos de la misma FAMILIA O GRUPO AGRUPADOS EN COLUMNAS tienen propiedades físicas y químicas similares, debido a que tienen la misma distribución de los electrones en la periferia de sus átomos.
Las propiedades de METALES y
NO METALES son distintas.
Metales
Brillo metálico;
diversos colores,
pero casi todos son
plateados.
Los sólidos son
maleables y dúctiles
Buenos conductores
del calor y la
electricidad
Densidad elevada.
Para volatilizarlos
requiere altas
temperaturas.
Forman óxidos
básicos.
Son atacados por
ácidos minerales con
desprendimiento de
H.
Los metales como el Li, Na, K, Rb,
Cs y el Fr son los más reactivos.
No se encuentran libres.
Los metales como el Co, Ag, Au,
se pueden encontrar en la
naturaleza como elementos libres.
No Metales
No tienen lustre; diversos colores.
Los sólidos suelen ser quebradizos; algunos duros y otros blandos.
Malos conductores del calor y la electricidad al compararlos con los metales.
La mayor parte de los óxidos no metálicos son sustancias moleculares que forman soluciones ácidas
Usualmente son menos densos que los metales.
No brillan
QUÍMICA GENERAL
Concepto de que toda la materia se compone de pequeñas partículas indivisibles
ÁTOMOS
Democrito (470-380 A.C)
A = sin/no Tomos = división/cortar
Filósofos creían que la materia era infinitamente indivisible.
3.5 Átomos: de Demócrito a Dalton
1774.
Joseph Priestly.
“Aire perfecto” Rayos solares sobre un compuesto que contenía O y Hg.
Descubrimiento del Oxígeno
Antoine Lavoiser.
O2 combustión.
“Las sustancias se combinan con el O2 del aire cuando se queman”
Respiración = combustión CO2
Explicación de la combustión
1799. Joseph Louis Proust. Carbonato de cobre. “Un compuesto siempre contiene
elementos en ciertas proporciones definidas y en ninguna otra combinación” Ley de las propiedades definidas
Ley de las proporciones definidas
John Dalton desarrollo su teoría 1803 – 1808.
Fue el punto de partida en la historia de la Química.
Teoría atómica moderna se basa en los postulados de Dalton.
3.6 La teoría atómica de Dalton
1. Los elementos químicos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos del mismo elemento son idénticos y los átomos de diferentes elementos son distintos.
3. Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas, ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento.
4. Un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple.
3.7 Átomos y partículas
subatómicas
Estructura atómica
Las principales partículas subatómicas son:
electrones, protones y neutrones.
Teoría atómica moderna:
Núcleo de carga positiva, conformado por protones y neutrones.
Los electrones se encuentran rodeando al núcleo (nube electrónica) atraídos por el núcleo positivo.
Protones y neutrones tienen la misma masa
(1.007276 uma y 1.008665 uma).
Los electrones son la fracción más pequeña de la masa de un átomo.
Número de masa = # protones + # de neutrones Masa Carga Símbolo
Nombre en gramos en uma eléctrica
Electrón 9.1093897x10-28 g .0005485712 uma 1- e-
Protón 1.674954x10-24 g 1.00727605 uma 1+ p+ o p
Neutrón 1.674954 x10-24 1.008665uma 0 n
Número Atómico (Z): el número de protones de los átomos de un elemento;
es lo que define al elemento.
Número Másico (A, peso atómico): número de la suma de protones (Z) y
neutrones (N) de un elemento.
Número atómico y Número másico
Numero atómico y másico
La forma aceptada
para denotar el
numero másico y el
numero atómico de
un elemento X es:
Protón Carga: +1 Masa: 1
Electrón Carga: -1
Masa: despreciable 1/1840
Neutrón Carga: 0 Masa: 1
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
A t o m o Partícula más pequeña de un elemento y que conserva las propiedades del elemento
E l e m e n t o s Se forman a partir de átomos
C o m p u e s t o s Se forman a partir de los elementos
NÚCLEO ENVOLTURA
3.8 Isótopos
Átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico.
Por lo tanto la diferencia
entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo.
Isótopos de carbono:
¿Poseen los
isótopos del
carbono
diferentes
características
químicas?....NO,
todos tienen las
mismas
características
químicas.
3.9 Masa Atómica de los
elementos
La masa de un átomo depende
del # de protones, neutrones y
electrones.
La masa atómica es la masa de
un átomo en uma.
Cada elemento tiene una masa
atómica media peso
atómico valor decimal y no
un # entero
1 mol = 6.022 x 10 (23) átomos
(Número de Avogadro).
4. Propiedades periódicas de los
elementos
4.1. Examen de los elementos por grupos.
4.2. Metales de transición.
4.3. Metales de transición interna.
4.1 Examen de los elementos por
grupos
El Hidrógeno (H), un elemento
singular
Elemento más abundante en el universo.
Es un gas incoloro, inodoro e insípido.
Forma H2O.
Elemento diatómico.
Poco soluble en agua: la molécula de hidrógeno es muy apolar.
El hidrógeno gas se difunde fácilmente a través de los metales y del cuarzo.
Se usa en: Manufactura de amoniaco, cohetes, hidrogenación de aceite vegetal.
Metales alcalinos
• El nombre de esta familia proviene de la palabra árabe álcalis, que
significa cenizas.
• Al reaccionar con agua, estos metales forman hidróxidos, que son
compuestos que antes se llamaban álcalis.
• Son metales blandos, se cortan con facilidad y de color gris plateado.
• Los metales alcalinos son de baja densidad
• Estos metales son los más activos químicamente
• No se encuentran en estado libre en la naturaleza, sino en forma de
compuestos, generalmente sales . Ejemplos:
El NaCl (cloruro de sodio) es el compuesto mas
abundante en el agua del mar.
El KNO3 (nitrato de potasio) es el salitre.
1
IA
Metales alcalinotérreos
• Se les llama alcalinotérreos a causa del aspecto térreo de sus
óxidos
• Sus densidades son bajas, pero son algo mas elevadas que la de los
metales alcalinos
• Son menos reactivos que los metales alcalinos
• No existen en estado natural, por ser demasiado activos y,
generalmente, se presentan formando silicatos, carbonatos, cloruros
y sulfatos
2
IIA
• Puntos de fusión altos
Usos de metales alcalinotérreos
El berilio en aleaciones en la fabricación de muelles y
otras partes de máquinas.
El magnesio en fuegos artificiales, bombillas y aleaciones livianas.
El calcio es esencial para la salud humana.
El estroncio puede ser radiactivo y dañino para el hombre.
El bario (en forma de sulfato de bario) se usa en la medicina para hacer visible el estómago a los rayos X y el nitrato de bario da el color verde a los fuegos artificiales.
El radio fue descubierto por Pierre y Marie Currie, emite peligrosas radiaciones.
Familia del Boro
IIIA
• La densidad y el carácter metálico
aumentan con el número atómico.
• Bórax: ablandador de agua y agentes de
limpieza.
• Aluminio: fabricación de aviones, alambre
para transmisión eléctrica, motores,
automóviles.
• Galio: semiconductores de estado sólido
para computadoras y celdas solares.
• Indio: transistores y recubrimiento de
espejos.
Familia del Carbono
IVA
• Carbono: carbón vegetal, fibra de carbono,
sustancias naturales presentes en todos los seres
vivos.
• Estaño: fabricación de recipientes “hojalata”,
aleaciones y soldadura.
• Silicio: producción de vidrio y cemento,
semiconductores y chips de computadoras.
• Plomo: automóviles, plomería, escudo contra
la radiación nuclear, pinturas.
Familia del Nitrógeno
VA
• Nitrógeno y fósforo indispensables para la vida.
• Fósforo: fabricación de fósforos, bombas de humo,
balas, plaguicidas.
• Nitrógeno: aminoácidos, fertilizantes, explosivos.
• Arsénico: insecticidas y fungicidas, aplicaciones
de semiconductores y láseres.
• Antimonio: aumenta la dureza del plomo para
acumuladores de automóvil, pigmentos para pintura.
• Bismuto: fusibles eléctricos, formulación de polvos
faciales y cosméticos.
Familia del Oxígeno
VIA
• Selenio: fabricación de lentes para señales luminosas de
tránsito.
• Azufre: fabricación de neumáticos de caucho.
• Oxígeno: indispensable para la vida, producir energía.
• Telurio: semiconductores, endurecer placas de plomo.
• Polonio: radioactividad.
Halógenos
• Rara vez aparecen libres en la naturaleza, se
encuentran principalmente en forma de sales disueltas
en el agua del mar.
• El estado físico de los halógenos en condiciones
ambientales normales oscila entre el gaseoso del flúor y el
cloro y el sólido del yodo y el astato; el bromo, por su
parte, es líquido a temperatura ambiente
17
VIIA
Gases Nobles
• Son químicamente inertes lo que significa que no reaccionan
frente a otros elementos químicos
• En condiciones normales se presentan siempre en estado
gaseoso.
18
VIIIA
• Son muy estables por su estructura electrónica de 8
electrones en su capa externa.
Usos: Los gases nobles
• Todos conocemos los tubos de los rótulos de neón que adornan las ciudades en la noche.
• El helio, que es menos denso que el aire, se usa para llenar globos.
• El argón, el más abundante de los gases nobles, se encuentra en el aire y se usa para crear medios inertes.
4.2 Metales de transición
3
IIIB
5
VB
6
VIB
7
VIIB
9
VIIIB
11
IB
12
IIB
4
IVB
•Todos son metales típicos; poseen un lustre metálico característico y
son buenos conductores del calor y de la electricidad
• Las propiedades físicas y químicas de los elementos de transición cubren
una amplia gama y explican la multitud de usos para los cuáles se aplican
4.3 Metales de transición internos
Estos elementos se llaman
también tierras raras.
5. Estructura atómica: iones y
átomos
5.1. Descubrimiento de la estructura atómica.
5.2. Los electrones en los átomos.
5.3. Modelo mecánico cuántico del átomo.
5.4. Niveles energéticos de los electrones.
5.5. Electrones de valencia y símbolos de Lewis.
5.6. Subniveles de energía y orbitales.
5.7. Subniveles energéticos y tabla periódica.
5.8. Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales.
5.1 Descubrimiento de la estructura atómica
MODELOS ATÓMICOS
Dalton (1803)
Thomson (1897)
Rutherford (1911)
Bohr (1913)
Modelo actual
Dalton (1803)
• Introduce la idea de la discontinuidad de la materia, es decir, la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos.
Thomson (1897)
• Demostró la existencia
de partículas cargadas
negativamente, los
electrones.
• Este descubrimiento lo
realizó estudiando los
rayos catódicos.
Rayos catódicos
gas
cátodo
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva (intuyó la existencia de carga positiva en el átomo), en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las pepitas de una sandía).
Rutherford (1911)
• La experiencia de Rutherford, invalida en gran parte el modelo anterior y supone una revolución en el conocimiento de la materia.
Rutherford introduce el modelo planetario, que es el
más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo
se divide en:
- Un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo) .
- Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.
- Los experimentos de Rutherford demostraron que el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño de todo el átomo: el átomo está prácticamente hueco.
Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas, provenientes de la desintegración del Polonio)
La mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial.
Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thomson.
Bohr (1913)
Bohr propuso un nuevo
modelo atómico, a partir
de los descubrimientos
sobre la naturaleza de la
luz y la energía.
Postulados: El átomo de Bohr
1
Bohr fue capaz de predecir con precisión el modelo actual del átomo
2
Él dedujo que cada nivel de energía de un átomo solo podía contener cierto número de electrones
3
Debería existir un número máximo de electrones en cada uno de estos niveles.
Modelo Atómico
Modelo Actual
CORTEZA electrones.
ÁTOMO protones.
NÚCLEO
neutrones.
• Los electrones se distribuyen en una determinada zona llamada ORBITAL. Y se distribuyen en diferentes niveles
energéticos en las diferentes capas.
5.2 Los electrones en los átomos
Bohr: Los electrones de los
átomos están en niveles de
energía.
Los electrones no pueden tener
cualquier cantidad de energía.
La energía total de un electrón
cambia al pasar de un nivel de
energía a otro dentro de un
átomo.
La absorción de un fotón o
cuanto de energía eleva al
electrón a un nivel más alto de
energía estado excitado.
Existen 4 métodos para llevar
electrones de átomos a niveles
altos de energía:
1. Calor
2. Luz
3. Bombardeo con electrones
4. Rx químicas
Los átomos que tienen todos
sus electrones en sus estados
de energía más bajos estado
basal.
Ionizacion: ocurre si un átomo
recibe la energía suficiente y se le
puede arrancar uno o más
electrones.
Energía de ionización: es la energía
necesaria para extraer un
electrón de un átomo gaseoso en
su estado basal
Electrones en niveles de energía
El número máximo de electrones en un
nivel de energía es 2n2
Nivel 2n2 Número máximo de
electrones
1 2(1)2 2
2 2(2)2 8
3 2(3)2 18
4 2(4)2 32
5.3 Modelo mecánico cuántico del átomo
MECANICA CUÁNTICA
MODERNA
5.4 Niveles energéticos de los electrones
n.
El número cuántico principal
determina el tamaño de las
órbitas, por tanto, la distancia al
núcleo de un electrón vendrá
determinada por este número
cuántico. Todas las órbitas con el
mismo número cuántico principal
forman una capa.
n.
Su valor puede ser cualquier
número natural mayor que 0 (1,
2, 3...) y dependiendo de su
valor, cada capa recibe como
designación una letra. Si el
número cuántico principal es 1, la
capa se denomina K, si 2 L, si 3
M, si 4 N, si 5 P, etc.
Nivel Max de e- subnivel Max de e-
1 2 s 2
2 8 s 2
p 6
3 18
s 2
p 6
d 10
4 32
s 2
p 6
d 10
f 14
5 32
s 2
p 6
d 10
f 14
6 18
s 2
p 6
d 10
5.5 Electrones de valencia y símbolos de Lewis
Electrones de Valencia
Electrones del nivel
de energía más
externo de un
átomo.
Participan en las Rx
químicas.
Capacidad de combinación de los
átomos entre sí por medio de sus
electrones de su último nivel.
Los átomos pueden ceder o captar
electrones con la finalidad de completar
8 e- (octeto) en su último nivel.
Valencia positiva y valencia negativa
Valencia
Valencia Positiva
• Es el número positivo que refleja la máxima
capacidad de combinación de un átomo
• Este número coincide con el Grupo de la Tabla
Periódica al cual pertenece.
Por ejemplo:
Cloro (Cl) es del Grupo VII A por lo que su valencia
positiva máxima es 7.
Sodio (Na) es del Grupo I A por lo que su valencia
positiva máxima es 1.
Un átomo funciona con valencia positiva cuando
pierde los electrones de su última órbita o nivel.
Si un átomo tiene 1 e- en su último nivel, lo cede y
su valencia es (+ 1)
Si un átomo tiene 3 e- en su último nivel, lo cede y
su valencia es (+ 3)
Valencia Negativa
• Un átomo funciona con valencia
negativa cuando gana electrones.
• Si un átomo tiene 4e- en su último
nivel, gana 4 e- y su valencia es (- 4).
• Este número negativo se puede
determinar contando lo que le falta a la
valencia positiva máxima para llegar a 8,
pero con signo -.
• A la valencia máxima positiva del átomo
de Cloro (7) le falta 1 para llegar a 8,
entonces su valencia negativa será -1.
X
Símbolos de Lewis:
Son una representación gráfica para comprender donde están los
electrones en un átomo, colocando los electrones de valencia como
puntos alrededor del símbolo del elemento:
v
v
Regla del octeto: Los átomos se unen compartiendo electrones hasta conseguir completar la última capa con 8 e- (4 pares de e-) es decir conseguir la configuración de gas noble: s2p6
Tipos de pares de electrones:
1- Pares de e- compartidos entre dos átomos
(representado con una línea entre los at.
unidos)
· enlaces sencillos
· enlaces dobles
· enlaces triples
2- Pares de e- no compartidos (ó par
solitario).
167 167
El nivel principal de energía 1 contiene 1 subnivel = 1s
El nivel principal de energía 2 contiene 2 subniveles= 2s y 2p
El nivel principal de energía 3 contiene 3 subniveles= 3s 3p y 3d
El nivel principal de energía 4 contiene 4 subniveles= 4s 4p 4d y 4f
5.6 Subniveles de energía y orbitales
169
5.7 Subniveles energéticos y la
tabla periódica
La ley periódica y la tabla periódica
Configuraciones electrónicas: Base de la
organización en la tabla periódica
.
Principio de llenado aufbau
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f
5.8 Configuración electrónica y
diagramas de orbitales
Configuración electrónica:
◦ Muestra de forma concisa el número de electrones que hay en cada subnivel de un átomo.
Electrones externos:
◦ Son los electrones de la última capa o nivel de un átomo, que determinan la química del elemento.
174 174
Elementos de los dos primeros periodos
Elemento No.
atómico Diagrama de orbital
1s 2s 2px2py2pz
Configuración
electrónica
Hidrógeno 1 1s1
Helio 2 1s2
Litio 3 1s22s1
Berilio 4 1s22s2
Boro 5 1s22s22p1
Carbono 6 1s22s22p2
Nitrógeno 7 1s22s22p3
Oxígeno 8 1s22s22p4
Flúor 9 1s22s22p5
Neón 10 1s22s22p6
Regla diagonal
El orden de llenado de
los subniveles es de
acuerdo a su nivel de
energía creciente.
Para establecer el
orden de llenado de los
subniveles se puede
seguir la Regla Diagonal.
EJEMPLO: Sodio
1s22s22p63s1
Nivel de
energía Subnivel
de
energía
Número
de
electrones
Electrón
de
valencia
EJEMPLO: Cloro
CLORO: 17 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
EJEMPLO: Manganeso
MANGANESO: 25 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 4 s2 3 d5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 13 electrones
4º nivel: 2 electrones
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