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Objetivo: Definir la Química

La sociedad actual depende de la ciencia y la tecnología, cuidados médicos, suplementos alimenticios, transportes, comunicaciones y otros beneficios son usualmente tomados como algo natural. Pero estos beneficios son un resultado directo del desarrollo que en el siglo pasado tuvo la ciencia y la tecnología.

La química ha jugado un papel muy importante en este desarrollo. Por ejemplo materiales de ingeniería son preparados, analizados y fabricados usando procesos basados en principios de tecnología química. La manufactura de L-dopa, una droga utilizada para el tratamiento del mal de Parkinson, toma la ventaja de las propiedades químicas del hidrógeno descubierto por los químicos en muchos laboratorios académicos. La investigación de la recombinación del ADN para la síntesis de insulina humana para el tratamiento de la diabetes; la técnica de mapeo de enzimas, desarrollado por químicos y biólogos a finales de los años sesenta fue esencial para el diseño y síntesis de herbicidas de difenil éter. Cada día temas como bandas de hule, pastas de dientes, alimentos balanceados y colorantes para textiles involucran a los químicos en el desarrollo de estos productos.

1.1 ¿Qué es la Química?

La Química puede definirse como la ciencia que estudia los materiales del universo y los cambios que éstos experimentan. En este estudio de química, se basará en la composición y estructura de la materia y los cambios que se llevan a cabo en la misma. Cómo formas de materia como el aceite, plásticos, gasolina, agua, sal azúcar y hierro difieren entre cada uno de ellos en muchas maneras. Sus diferencias son de dos tipos: composición y estructura. Algunas formas de materia pueden ser producidas a partir de otras, por ejemplo, cuando la gasolina se quema se forman agua y otras sustancias; el aceite puede convertirse en nylon por una serie de reacciones químicas.

Mucha de la existencia de la sociedad actual depende de cambios que ocurren en la materia, las plantas convierten una variedad de sustancias simples en otras formas más complejas de materia, las cuales nos sirven de alimento. Los cambios químicos que toman lugar cuando este alimento es digerido y asimilado por el cuerpo es esencial para el proceso de la vida.

Dentro del desarrollo del curso, se examinarán algunos de estos cambios en la composición y estructura de la materia, de las causas que producen estos cambios, los cambios en energía que los acompañan y los principios y leyes involucrados en estos cambios. Entonces la ciencia de la química puede definirse como el estudio de la composición, estructura y propiedades de la materia y de las reacciones por las cuales una forma de materia puede ser producida a partir de otra o bien convertirse en otra.

Licda. Mariela Valdez . Introducción a la Química, Primer ciclo año 2,015 1

1.QUÍMICA: UNA INTRODUCCIÓN

UNIDAD I

El conocimiento de la química se ha incrementado durante el último siglo, durante el cual los químicos se especializaron en cada uno de los diferentes campos principales. De esta forma se tiene:

Química Analítica: se dedica a la identificación, separación y cuantificación de la composición de diferentes sustancias.

Química Física: se enfoca principalmente a la estructura de la materia, cambios de energía, leyes, principios y teorías que explican la transformación de una forma de materia en otra.

Química Orgánica: es el campo de estudio para los compuestos del carbono.

Química Inorgánica: se refiere al estudio de compuestos de otros elementos diferentes al carbono que componen un organismo vivo.

1.2 Aprendizaje de la Química

Los cursos de química tienen fama de ser difíciles, esto se debe a factores como:

El lenguaje de la Química es poco conocido para el estudiante, por ello es necesario conocer los términos y definiciones que se utilizarán en durante el desarrollo del curso.

Es necesario que el estudiante aprenda a razonar y confiar en sí mismo para encontrar soluciones. Cuando se desea resolver un problema de Química es necesario ordenar la información con se cuenta y decidir cuál es verdaderamente importante.

Hay que intentar resolver un problema y después tratar de retroalimentar, cometer errores no constituye un desastre, siempre y cuando se aprenda de ellos.

La única manera de adquirir experiencia para resolver el problema es la práctica. Para aprender química se requiere tiempo, se deben utilizar todos los recursos disponibles y estudiar en forma regular. No hay que esperar demasiado ni hacerlo demasiado pronto. Es probable que no se comprenda todo de momento y tal vez no pueda resolver muchos problemas la primera vez que lo intente. Esto es normal y no significa que sea incapaz de aprender Química. Sólo indica la necesidad de continuar trabajando y aprendiendo de los propios errores para efectuar un progreso constante.

1.3 El método científico

Objetivo: Describir el método que los científicos emplean para el estudio de la naturaleza.

La ciencia es un marco de trabajo en el cual se obtienen y organizan conocimientos, no es tan sólo un conjunto de hechos, sino que constituye un plan de acción, un procedimiento


para procesar y comprender ciertos tipos de información. El proceso central de las investigaciones científicas se llama método científico, consta de los siguientes pasos:

1. Efectuar observaciones, pueden ser cualitativas (el cielo es azul, el agua es líquida) o bien cuantitativas (el agua hierve a 100°C, cierto libro pesa 2 kilos). Una observación cualitativa no incluye cifras, las observaciones cuantitativas se llaman mediciones y en ellas se emplea un número y alguna unidad de medida.

2. Formulación de hipótesis, la hipótesis es una explicación posible de la observación.

3. Llevar a cabo experimentos, el experimento es un procedimiento para probar la hipótesis, permite tener nueva información para decidir si la hipótesis es correcta.

Una vez que se cuenta con un conjunto de hipótesis que concuerdan con diversas observaciones se las integra en una teoría que suele llamarse modelo. La teoría es un conjunto de hipótesis comprobadas que da una explicación general acerca de alguna parte de la naturaleza. Una teoría es una interpretación, una explicación posible de por qué la naturaleza se comporta de manera determinada.

Con frecuencia el comportamiento observado permite formular enunciados que se llaman leyes naturales. Es preciso reconocer la diferencia entre una ley y una teoría, la ley es un resumen de algún comportamiento observado mientras que la teoría es una explicación del comportamiento. La ley dice lo que ocurre, la teoría es un intento de explicar por qué ocurre.


Observación

Hipótesis

Experimento

Experimento

Teoría(modelo) Ley

Predicción

Modificación de la teoría

Según se necesita

Efectuar observaciones forma parte fundamental del proceso científico. En ocasiones son de tipo cualitativo (“el sólido es de color amarillo”) y en otras son cuantitativas (la sustancia pesa 5.4 gramos). Las observaciones cuantitativas se llaman mediciones.

Las mediciones siempre constan de dos partes: un número y una unidad. Ambas son necesarias para que la medida tenga significado, por ejemplo una persona indica haber visto un insecto de longitud 5; esta afirmación carece de significado, ¿5 qué? Si son milímetros es un insecto muy pequeño, si son 5 centímetros es bastante grande y si son 5 metros es mejor no ponérsele enfrente.

2.1 Notación CientíficaObjetivo: Demostrar la manera de expresar números muy grandes o muy pequeños como producto de un número comprendido entre 1 y 10 y una potencia de 10.

Los números asociados con mediciones científicas suelen ser demasiado grandes o muy pequeñas. Por ejemplo la distancia de la Tierra al Sol es aproximadamente 93000000 millas (93 millones de millas) este número es bastante largo, la notación científica es un método para escribir con mayor comodidad números muy grandes o muy pequeños. Por ejemplo considere el número 125

125 = 1.25 x 100

como 100 = 10 x 10 = 102 , se puede escribir

125 = 1.25 x 100 = 1.25 x 102

de forma similar 1700 puede expresarse como: 1700 = 1.7 x 1000

1700 = 1.7 x 103

La notación científica expresa simplemente el número como el producto comprendido del 1 al 10 y la potencia adecuada de 10. Ejemplos:

0.000167 = 1.67 x 10 –4

238 000 = 2.38 x 105

2.2 UnidadesObjetivo: Escribir los sistemas de medición inglés, métrico y SI

La unidad de una medición indica qué escala o estándar se emplea para representar los resultados de la misma. La necesidad de unidades comunes también surge entre los científicos que miden cantidades como masa, longitud, tiempo y temperatura. Si cada científico tuviera su sistema personal de unidades se produciría un caos. Los sistemas más utilizados son el inglés en Estados Unidos y el métrico en la mayor parte del mundo industrializado.


2. CÁLCULOS Y MEDIDAS

En 1960 mediante un convenio internacional se decidió usar un sistema completo de unidades llamado Sistema Internacional de Medidas, cuyas unidades se basan en el sistema métrico:

Cantidad física Nombre de la Unidad Abreviatura

Masa Kilogramo kg

Longitud Metro m

Tiempo Segundo s

Temperatura Kelvin K

Intensidad de corriente electrica

Ampére A

Cantidad de sustancia mol mol

Intensidad luminosa candela cd

Unidades derivadas sin nombre especial

Cantidad física Nombre de la Unidad Abreviatura

Superficie metro cuadrado m22

Volumen metro cubico m33

Velocidad metro por segundo m/s

Aceleración metro por segundo cuadrado m/s22

Normas del Sistema Internacional:

SIMBOLOS

Norma Correcto Incorrecto

Se escribe con caracteres romanos rectos

kgHz

kgHz

Se usan letras minúsculas a s S


excepción de los derivados de nombres propios

Pa pa

No van seguidos de punto ni toman s para el plural

Km

K.ms

No deben dejar espacio entre el prefijo y la unidad

GhzkW

G Hzk W

El producto de dos simbolos se indica por medio de un punto

N.m Nm

UNIDADES


Si el valor se expresa en letras, la unidad tambien

cien metros cien m

Las unidades derivadas de nombres propios se escriben igual que el nombre propio pero en minúsculas

newtonhertz

NewtonHertz

Los nombres de las unidades toman una s en el plural, salvo si terminan en s, x ó z

Segundoshertz

Segundohertz

NUMEROS


Los números preferiblemente en grupos de tres a derecha e izquierda del signo decimal

345 899,2346,458 706

345.899,2346,458706

El signo decimal debe ser una coma sobre la linea

123,350,876

123.35,876

Se utilizan dos o cuatro caracteres para el año, dos para el mes y dos para el dia, en ese orden

2009-08-30 08-30-200930-08-2009

Se utiliza el sistema de 24 horas 20 h 00 8 PM


Ventajas del Sistema Internacional:

1. Uniformidad: Todo lenguaje contiene reglas para su escritura que evitan confusiones y facilitan la comunicación.

2. Unicidad: El Sistema Internacional de Unidades tiene sus propias reglas de escritura que permiten una comunicación unívoca, es decir existe una y solamente una unidad para cada cantidad física (ej: el metro para la longitud, el kilogramo para masa, el segundo para tiempo)

3. Coherencia: evita interpretaciones erroneas o anbiguedades

4. Relación decimal entre múltiplos y submultiplos: la base 10 es apropiada para el manejo de la unidad de cada cantidad física y el uso de prefijos facilita la comunicación oral y escrita.

Prefijo Símbolo Significado Potencia de 10 en notación científica

exa E 1 000 000 000 000 000 000 1018

peta P 1 000 000 000 000 000 1015

tera T 1 000 000 000 000 1012

giga G 1 000 000 000 109

mega M 1 000 000 106

kilo k 1 000 103

deci d 0.1 10-1

centi c 0.01 10-2


Prefijos más empleados en el sistema métrico

ES MAS FACILPENSAR

ES MAS FACILENSEÑAR

ES MAS FACILMEDIR

mili m 0.001 10-3

micro µ 0.000001 10-5

nano n 0.000000001 10-9

pico p 0.000000000001 10-12

femto f 0.000000000000001 10-15

atto a 0.000000000000000001 10-18

2.3. Cifras significativas

Objetivo: Demostrar cómo se determina el número de cifras significativas al calcular un resultado.

Reglas para contar las cifras significativas

1. Enteros diferentes de cero: siempre cuentan como cifras significativas.

2. Ceros: Hay tres clases de ceros:

a) Ceros a la izquierda, que preceden a todos los dígitos diferentes de cero. Estos nunca cuentan como cifras significativas, los ceros sólo indican la posición del punto decimal.

b) Ceros cautivos son los que se encuentran entre dígitos diferentes de cero, estos siempre cuentan como cifras significativas.

c) Ceros a la derecha del número, sólo son significativos si el número contiene un punto decimal.

3. Números exactos, con frecuencia en los cálculos hay números que no se obtienen por medición, sino por conteo por ejemplo: 10 experimentos, 5 manzanas, 8 moléculas. Estos se llaman números exactos, se asume que tienen un número ilimitado de cifras significativas y no limitan al número de cifras significativas cuando se emplean en un cálculo.

Reglas para redondear cifras

1. Si el dígito que se va a quitar

a. Es menor de 5, el dígito precedente permanece sin cambiar.

b. Es mayor de 5, el dígito precedente se incrementa en 1.

c. Es igual a 5, si el dígito anterior es impar se incrementa en 1, si es par se deja igual.

2. En una serie de cálculos, se llevan los dígitos adicionales hasta el resultado final y después se redondea. Esto significa que hay que llevar todos los dígitos que


aparecen en la calculadora hasta obtener el número final (respuesta) y luego redondearla usando los procedimientos de la regla 1.

Reglas para usar cifras significativas en los cálculos

1. Para multiplicación o división: el número de cifras significativas del resultado es igual al de la medición que tiene el número menor de cifras significativas. Por ejemplo:

4.56 x 1.4 = 6.384

2. Para suma y resta. El término limitante es aquél

con el número menor de lugares decimales. Por ejemplo para la siguiente suma:

Objetivo: Demostrar cómo se emplea el análisis dimensional para resolver diversos tipos de problemas

Suponga que el dueño de la tienda en donde usted trabaja los fines de semana le pide que compre dos docenas de donas antes de ir la trabajo. Sin embargo, en la panadería se venden las donas de manera individual, ¿cuántas necesita comprar?

Este problema es un ejemplo común en el que hay que convertir de una unidad de medición a otra. Estos ejemplos son frecuentes en la cocina (en la receta se piden 3 tazas de harina, la harina la venden por libra, cuánto hay que comprar). ¿Cómo se convierte de una unidad de medición en otra? Este proceso de explicará utilizando el ejemplo de las donas.

2 docenas de donas = ?donas individuales


REDONDEO 6.4

3 cifras significativa

s

Limitante (2 cifras significativas)

2 cifras significativas

31.123Redondeo 31.1 (un lugar decimal)

dos lugares decimales

término limitante (tiene sólo un lugar decimal)

tres lugares decimales

12.11 18.0

+ 1.013

3. SOLUCIÓN DE PROBLEMAS Y ANÁLISIS DIMENSIONAL

POR EL METODO DEL FACTOR

en donde ? representa un número desconocido. La información esencia con que hay que contar es la definición de docena

1 docena = 12Mediante esta información se efectúan las conversiones necesarias:

2 docenas de donas x 12 = 24 donas

es necesario comparar 24 donas.

Observe dos cosas importantes en este proceso:

1. El factor 12/1 docena es un factor de conversión que se basa en la definición del término docena. Este factor de conversión es una proporción de las dos partes de la definición de docena.

2. La unidad docena se cancela a sí misma

3.1 Cómo transformar de una unidad en otra

1. Para convertir una unidad a otra, hay que emplear la fórmula de equivalencia que las relaciona. El factor de conversión que se necesita es la proporción de ambas partes de la fórmula de equivalencia.

2. Elegir el factor de conversión adecuado observando en qué dirección hay que efectuar el cambio (asegurándose de que se cancelen las unidades indeseables)

3. Se multiplica la cantidad que se va a convertir por el factor de conversión para obtener la cantidad en las unidades que se desean

4. Se verifica que la respuesta tenga el número correcto de cifras significativas

5. Se considera si el resultado tiene sentido.

Al trabajar con problemas hay que tener en presente los siguientes puntos:

a) Siempre hay que incluir las unidades (la medición tiene dos partes: un número y una unidad)

b) Cancelar las unidades al efectuar los cálculos.

c) Verificar que la respuesta final tenga las unidades correctas. En caso contrario se ha efectuado una operación equivocada.

d) Verificar que la respuesta final tenga el número correcto de cifras significativas.

Ejemplo: La longitud de la carrera de maratón es de 26.2 millas. ¿Cuál es la distancia en kilómetros?

SOLUCIÓN

El problema se representa como sigue: 26.2 mi = ? km


1 docena

Esta conversión puede efectuarse de diversas maneras, pero utilizando las equivalencias 1 mi = 1760 yd y 1 m = 1.094 yd, se procederá como sigue:

En este proceso se efectuará una conversión a la vez:

Millas yardas

Se convierten millas a yardas mediante el factor de conversión 1760 yd/1mi

Yardas metrosEl factor de conversión que se emplea para convertir yardas en metros es 1m/1.094 yd

Metros kilómetrosComo 1000m = 1 km, o 103 m = 1 km, se convierten metros a kilómetros como sigue:

Por tanto el maratón (26.2 mi) son 42.1 km.


Millas

yardas

metros kilómetros

26.2 mi1760 yd

1 mi46112 yd

461112 yd

1 m1.094 yd

4.21 x 104 m

4.21x104

m1 km

1000 m42.1 k m

4. Materia: Podemos describir la materia simplemente como la “sustancia” de la que están hechas todas las cosas materiales del universo, El agua, la sal, la arena, el azúcar, el acero, las estrellas, e incluso los gases presentes en el aire, se componen de materia. Por definición, la materia es todo lo que tiene masa e inercia y ocupa un lugar en el espacio. De hecho, la química es la ciencia que estudia la materia y los cambios que ésta experimenta.

La masa es una medida de la cantidad de materia, Incluso el aire tiene masa, pero quizá sólo te das cuenta de ello cuando caminas contra un viento fuerte. Solemos confundir la masa con el peso. El peso es la acción de la fuerza de la gravedad sobre la masa de un objeto en particular.

La materia de la cual se compone el universo tiene dos características: posee una masa y ocupa un lugar en el espacio. Para tratar de entender su naturaleza, la materia se clasifica de diversas formas, por ejemplo las piedras, huesos y el acero tienen la característica que son rígidos, es decir, tienen una forma definida que es difícil de cambiar. Por otro lado el agua, la gasolina y el aceite toman la forma del recipiente que los contenga; sin embargo 1 litro de gasolina es un litro de gasolina sin importar el recipiente que lo contenga. En contraste el AIRE toma la forma del recipiente que lo contiene y lo llena de manera uniforme.

Estas sustancias comprenden los tres estados de la materia: sólido, líquido y gaseoso, estos se definen e ilustran a continuación:

Estado Definición Ejemplos

Sólido Rígido, tiene forma y volumen fijos Cubo de hielo, diamante, barra de acero

Líquido Tiene volumen definido pero toma la forma del recipiente que lo contiene

Gasolina, agua, alcohol, sangre

Gaseoso No tiene ni volumen ni forma fija, toma la forma del volumen del recipiente que lo contiene

Aire, helio, oxígeno

4.2 Propiedades Físicas y químicasAl ver una persona conocida inmediatamente se le llama por su nombre. Se

reconoce a las personas porque cada una tiene características o propiedades exclusivas,


4. MATERIA

UNIDAD II

pueden ser altas y delgadas, tener cabello oscuro, ojos cafés, etc. Las características que acaban de mencionarse son ejemplos de propiedades físicas. Las sustancias también poseen propiedades físicas, algunas de las más comunes son: olor, color, volumen, estado físico, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, dureza, lustre metálico (brillo), ductilidad (es la capacidad de un metal para ser estirado y convertido en un alambre), maleabilidad (es la capacidad de un metal para cambiara de forma cuando se le martilla o lamina para formar hojas delgadas) y viscosidad

Otro conjunto de propiedades que pueden adjudicarse a las sustancias son las propiedades químicas que se refieren a la capacidad de formar nuevas sustancias.

La materia experimenta cambios tanto en sus propiedades físicas como químicas. En un cambio físico varían una o más propiedades físicas sin que la composición de la sustancia cambie. Por ejemplo:

En un cambio químico hay cambios de composición, ya que la sustancia dada se descompone en varias sustancias. Los cambios químicos se llaman reacciones químicas, por ejemplo una planta forma hojas al combinar diversas sustancias atmosféricas y terrestres.

4.3 Elementos y compuestosUna sustancia pura es una sustancia química particular compuesta de la misma

clase de materia, con partículas del mismo tipo en toda su extensión, y puede ser un elemento o un compuesto.

Los elementos son las sustancias más fundamentales con las cuales se construyen todas las cosas materiales. La partícula más pequeña que conserva las propiedades del elemento es un atomo. Los atomos de un elemento sólido estan organizados con arreglo a un patron regular y son del mismo tipo. Todos los átomos de un trozo de cobre son atomos de cobre. Todos los atomos de un trozo de plata son atomos de plata. Los atomos de un elemento en particular no se pueden dividir en atomos más simples. El oro nunca ha sido descompuesto en atomos más simples, lo que demuestra que es un elemento.

Los compuestos son sustancias puras constituidas por elementos de dos o más tipos, combinados unos con otros en proporciones fijas. Cada compuesto tiene una formula química que indica las proporciones en que se combina cada elemento. La fórmula química del amoniaco es NH3 lo que indica que un atomo de nitrogeno esta combinado con tres átomos de hidrogeno. Las propiedades de los compuestos son diferentes de las propiedades de los elementos individuales que los forman.

La sal común se puede descomponer fundiéndola primero y luego haciendo pasar una corriente electrica a través del líquido, para obtener los elementos sodio y cloro. La sal común es un compuesto y tiene una composición definida: 39.3% de sodio y 60.7% de cloro en masa


SólidoHielo

LíquidoAgua Ebullición

GasVaporFusión

Composición de algunos compuestos comunes

Nombre del compuesto Composición del compuesto Comparación de propiedades

Agua Hidrogeno y oxigeno El hidrógeno y el oxigeno son gases, pero el agua es líquida a temperatura ambiente.

Azucar de mesa Carbono, hidrógeno y oxigeno El carbono puede ser un sólido negro, el hidrógeno y el oxígeno son gaes incoloros. El compuesto azucar es un sólido blanco de sabor dulce.

Sal común Sodio y cloro El sodio es un metal sólido plateado y reactivo, y el cloro es un gas tóxico de color verde pálido. La sal es un sólido cristalino blanco.

Amoniaco Nitrogeno e hidrógeno Los elementos son inodoros, pero el amoniaco tiene un olor intenso.

Alcohol etílico Carbono, hidrógeno y oxigeno El carbono puede ser un sólido negro, el hidrogeno y el oxigeno son gases incoloros. El compuesto (alcohol etilico) es un liquido incoloro e inflamable.

Sulfuro de hidrógeno Hidrógeno y azufre El hidrogeno es un gas incoloro e inodoro. El azufre es un sólido amarillo pálido. El compuesto (sulfuro de hidrogeno) es un gas incoloro con olor a huevos podridos)

4,4 Mezclas y sustancias puras

Toda muestra de materia se clasifica como sustancia pura o como mezcla. Una sustancia pura puede ser un elemento o un compuesto. La composición de una sustancia pura es definida y fija. Por ejemplo, el agua pura es un compuesto; siempre contiene 11% de hidrógeno y 89% de oxigeno en masa. El oro puro (24 kilates) es un elemento; es 100% oro. Tanto los elementos como los compuestos son homogéneos, esto es, son iguales en todas sus partes.

La composición de una mezcla puede variar. El jugo de naranja es una mezcla que contiene jugo, pulpa, agua y diversas sustancias químicas naturales y aditivos químicos, segun la marca de jugo que compres. Una lata de nueces y cacahuate dependen de cuánto estés dispuesto a pagar por kilogramo. Tambien es mezcla un pastel, una galleta, un vaso de té helado o un refresco de cola.

Las sustancias puras son elementos o compuestos, y las mezclas son homogeneas o heterogéneas. La combinación de nueces y el pastel son ejemplos de mezclas heterogeneas. La combinación de nueces y el pastel son ejemplos de mezclas heterogeneas. El prefijo hetero significa “diferente”. Una mezcla heterogenea no tiene propiedades uniformes en toda su extensión; la composición de una zona difiere de la composición de otra zona (o fase). Una mezcla de aceite y agua es otro ejemplo de mezcla heterogénea.

Una mezcla homogénea es uniforme en toda sus extensión. Una solución es una mezcla homogénea; su composición y su apariencia son uniformes. Los sólidos como el azucar y la sal se disuelven en agua y forman soluciones. Las mezclas de líquidos miscibles como el alcohol y el agua


son soluciones; son uniformes en su totalidad. Casi todas las aleaciones metálicas, como el bronce, el latón y el acero, son soluciones de un sólido disuelto en otro sólido.

Los elementos están compuestos de partículas pequeñas llamadas átomos.

Átomo viene del griego a, “no” y tomos, “cortar” que significa indivisible. El átomo consiste en núcleos positivos cargados, muy pequeños y muy densos, rodeados por nubes de electrones a distancia del núcleo relativamente grandes. Debido a que los átomos son muy pequeños y su estructura no pueden observarse directamente se necesitan de una teoría para describir sus propiedades y comportamiento.

La teoría atómica moderna es el resultado de más de 100 años de investigación, los resultados de esta teoría son los siguientes:

1. Los átomos se componen principalmente de tres particular:

Protones; Neutrones ; Electrones

2. La materia puede tener cargas (+) (-) o neutra.

3. Los electrones (e’) y protones (p+) tienen la unidad elemental de carga mas pequeña encontrada en la materia.

Partícula Símbolo Masa, g Carga

Protón p+ -4

1.673 x 101+

Electrón e’ -28

9.11 x 101-

Neutrón n -24

1.673 x 100

4. El p+ posee la misma magnitud de el e’, pero su carga es (+). Los neutrones no tienen carga (0).

El Núcleo: Los protones y neutrones en un átomo están localizados en una región central del átomo muy pequeña llamada núcleo.

Los electrones se localizan fuera del núcleo.

Cada núcleo contiene un número entero de protones exactamente igual al número de electrones en un átomo neutro del elemento.

Por ejemplo: cada átomo de H contiene 1 protón


5. ESTRUCTURA ATÓMICA

cada átomo de He contiene 2 protones

Cada átomo de Li contiene 3 protones

Cada elemento difiere del elemento precedente en tener una carga positiva más en su núcleo.

Todos los núcleos contienen protones. En los núcleos de los átomos excepto la forma común del hidrógeno también contiene neutrones.

Número de masa: Es la suma de los protones más neutrones.

Numero atómico: Es igual al número de protones que hay en el núcleo de cada átomo.

Peso atómico: Mira la tabla periódica y advierte que cada elemento tiene una masa atómica media que suele denominarse peso atómico que es por lo general un valor decimal, no un numero entero.

Isótopos: La mayoría de los elementos consisten en átomos de masas diferentes, llamados isótopos. Los isótopos de un elemento dado contienen el mismo numero de protones, esto es porque son átomos del mismo elemento, difieren en la masa porque contiene números diferentes de neutrones en sus núcleos. Por ejemplo: hay tres clases diferentes de átomos de H.

1 2 3

H Hidrogeno H Deuterio H Titrio1 2 3

Debido a que en la naturaleza muchos elementos se encuentran como una mezcla de isótopos, es necesario trabajar con el promedio de las masas de los isótopos, por lo tanto, la masa atómica es el promedio de los isótopos naturales de un elemento. El elemento con más isótopos estables es el estaño: tiene 10 de ellos. Todos los isótopos de un elemento tienen prácticamente las mismas propiedades químicas.

En los seres vivos hay pequeñas cantidades del isótopo radiactivo Carbono catorce, éste es el isótopo radiactivo del C, se utiliza para conocer edades arqueológicas.

Identificación de Isótopos: El hidrogeno es el único elemento cuyos isótopos tienen nombre individuales. Hay otros dos métodos muy usados para identificar el isótopo en cuestión. En uno de ellos, se escribe el número de masa delante del nombre del elemento, separado por un espacio. Ejemplo, cobalto-60 identifica el isótopo de cobalto cuyo numero de masa es 60 (27 protones y 33 neutrones). Un segundo método adopta la forma general

A Donde el subindice Z representa el número atómico (el número de X protones), el supraindice A representa el número de masa y X es el

Z símbolo del elemento. Ejemplo: 60

Co 27


Los electrones en los àtomos:

El físico danès Niels Bohr formulo una ecuación que le permitía calcular las frecuencias de las líneas del espectro de hidrógeno. Bohr hizo la revolucionaria sugerencia de que los electrones de los átomos existen en niveles de energía específicos. Los electrones no pueden tener cualquier cantidad de energía, sino que deben tener ciertos valores específicos. Esto es como decir que puedes apoyarte en peldaños específicos de una escalera, pero no en el espacio entre ellos. Puedes subir un numero determinado de peldaños hasta un nivel mas alto, o bajar de regreso a un “estado basal”.

En el caso de un electrón, su energía total cambia al pasar de un nivel de energía a otro dentro de un átomo, cuando un electrón se eleva a un nivel de energía mas alto se dice que esta en un estado exitado y cuando los átomos que tienen todos sus electrones en sus estados de energía más bajos se encuentran en lo que se conoce como su estado basal.

Ionizacion:

Si un átomo recibe la energía suficiente, se le puede arrancar uno o más de sus electrones. Este fenómeno se conoce como ionizaciòn. La energía de ionizaciòn se define como la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso en su estado basal. Cuando un átomo pierde un electrón, la partícula con carga que queda recibe el nombre de ión. Se forman iones con carga 1+, 2+ o 3+ cuando un átomo pierde 1, 2 o 3 electrones. se forman iones con carga de 1-, 2- o 3- cuando un átomo gana 1, 2 o 3 electrones.

Formación de Iones:

Un átomo tiene cierto número de protones en el núcleo y un número igual de electrones en el espacio en torno a él, esto produce un equilibrio exacto de cargas positivas y negativas; por lo que se dice que el átomo es neutro, es decir, que tiene carga neta igual a cero.

Los iones se forman cuando se añaden o retiran uno o más electrones al átomo. Por ejemplo el átomo de sodio (Z = 11) tiene 11 protones en el núcleo y 11 electrones alrededor:


11+

11 e-

Átomo de sodio neutro

Si se pierde uno de los electrones, quedan 11 cargas positivas pero sólo 10 cargas negativas. Esto produce un ión con carga positiva, este proceso se representa como sigue:

Otra forma de escribir este proceso es la siguiente:

Cuando el átomo neutro pierde un uno o más electrones se forma un ión positivo llamado catión; el catión toma el nombre del átomo del cual deriva, por ejemplo Na+ se llama ión sodio.

Cuando el átomo gana electrones, se forma un ión con carga negativa que recibe el nombre de anión. Si un átomo gana un electrón adicional se forma un anión con carga –1.


11+

11 e-

Pierde un electrón

11+

10 e-

Átomo de sodio neutro

Ión sodio Na+

Na Na+ + e-

17+

17 e-

Gana un electrón

17+

18 e-

Átomo de cloro neutro

Ión cloruroCl-

A diferencia del catión que recibe su nombre del átomo del cual se deriva, el anión se nombra tomando la raíz del nombre del átomo y cambiando la terminación, por ejemplo cloruro.

Es importante reconocer que los iones se forman siempre cuando un átomo pierde electrones o los gana, los iones nunca se forman cambiando el número de protones del núcleo del átomo.

La tabla periódica es de gran utilidad cuando se desea saber qué tipo de ión forma un átomo determinado. Los átomos del grupo 1, todos forman iones +1, los metales del grupo 2 forman iones +2, y los del grupo 3 iones +3; es decir, las cargas de los cationes que forman los átomos de los grupos 1, 2 y 3 son idénticas al número del grupo.

Los metales de transición forman cationes de diversas cargas. Los no metales forman iones negativos al ganar electrones. Los átomos del grupo 7 (halógenos) forman iones –1 y los del grupo 6 ganan dos electrones para formar iones –2.

Átomos de Bohr y electrones de valencia:

Bohr pudo deducir que cada nivel de energía de un átomo solo podía contener cierto número de electrones. El número máximo de electrones que puede estar en un nivel de energía esta dado por la formula 2n², donde n es igual al numero del nivel de energía que se esta llenando.

En el primer nivel de energía (n=1) la población máxima es 2 (1)², esto es 2

En el segundo nivel de energía (n=2) la población máxima es 2 (2)², esto es 8

En el tercer nivel de energía (n=3) el numero máximo de electrones es 2(3)², esto es 18

Imagínese que se construyen átomos agregando sucesivamente un electrón al nivel de energía apropiado cada vez que se agrega un protón al núcleo, teniendo en mente que los electrones se ubican en el nivel de energía más bajo disponible. En el caso de He, que es el segundo elemento de la tabla periódica y tiene un núcleo con dos protones, dos electrones entran en el primer nivel de energía. Debido a que el primer nivel de energía solo puede contener dos electrones, ese nivel de energía esta lleno en el átomo de helio.


Cl◦ + 1 e Cl-

El litio tiene tres electrones, dos de ellos están en el primer nivel de energía, pero el tercer electrón se encuentra en el segundo nivel. Los electrones del nivel de energía más externo se conocen como electrones de valencia. El litio tiene un electrón de valencia: el único electrón del segundo nivel de energía. Este proceso de adición de electrones continua hasta que el segundo nivel de energía se llena con ocho electrones, con lo cual se tiene la misma estructura electrónica del átomo de neon, el neòn Ne tiene dos de sus diez electrones en su primer nivel de energía y los ocho restantes en su segundo nivel.

El átomo del sodio, Na tiene 11 electrones, de estos dos están en el primer nivel de energía, otros ocho llenan el segundo nivel y el electrón restante esta en el tercer nivel de energía. Podemos emplear un diagrama de Bohr para indicar esta disposición.

El circulo con el símbolo indica el núcleo del

sodio. Los arcos representan los niveles de ener

Átomo de sodio 2 e- 8e- 1e- |gia, el que esta más próximo al nucleo representa el primer nivel de energía, el siguiente representa el segundo nivel, y así sucesivamente. Un átomo de sodio tiene un electrón se valencia, si este se extrae se forma un ion sodio con carga positiva (Na+)

Ion sodio Na+ 2 e- 8e-

Los electrones son partículas evasivas, que no se pueden observar directamente, debido a ello se puede únicamente identificar las regiones del espacio donde los electrones tienen más probabilidad de encontrarse, estas regiones del espacio se denominan orbitales.

De acuerdo con los cálculos de la mecánica cuantica, cada nivel de energía de un átomo comprende uno o mas subniveles (también conocidos como subcapas).

Un nivel de energía es un grupo de orbitales que esta aproximadamente a la misma distancia promedio del núcleo.

1. El primer nivel de energía tiene un solo subnivel y es el que esta mas cerca del núcleo.


Na

Na

6. ESTRUCTURA ELECTRONICA

2. El segundo nivel de energía tiene dos subniveles y esta mas alejado del núcleo que el primer nivel.

3. El tercer nivel de energía tiene tres subniveles ., y así sucesivamente en otras palabras, el nivel de energía n tiene n subniveles.

Cada subnivel tiene uno o más orbitales, cada uno de los cuales es una región de forma tridimensional especifica. Los orbitales se designan mediante las letras minusculas s, p, d y f. Asi mismo cada orbital puede contener dos electrones, un par, como máximo pero los electrones de este par deben tener espines opuestos. La idea de que si dos electrones ocupan el mismo orbital deben tener espines opuestos fue una importante aportación que hizo Wolfang Pauli en 1925. Esto se conoce como el Principio de exclusión de Pauli.

Orbitales: es una región del espacio alrededor del núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar un electrón. El número máximo de electrones que puede contener un orbital es dos. Los orbitales pueden estar vacíos (sin e’), llenos en un 50% (1 e’) y completamente lleno (2 e’). La descripción de la localización de los e’ es similar cuando se da la dirección de una persona. Para describir la posición de un e’ en un átomo se especifican:

Los primeros dos electrones de cada nivel de energía se encuentran en una región de la probabilidad electrónica se representa mediante un orbital s con simetría esférica, estos orbitales se designan como 1s, 2s, 3s, y asi sucesivamente. A continuación se representan, nótese que el orbital 3s es mas grande que el orbital 1s, y puede tener un par de electrones con espin opuesto.

Grafico en donde se representa los orbitales s.


A partir del segundo nivel de energía, y en todos los niveles energéticos subsiguientes hay un subnivel s y además un subnivel p. Cada subnivel p consiste en tres orbitales p de igual energía pero diferente orientación en el espacio. Cada orbital puede alojar únicamente dos electrones con espin opuesto, un subnivel p con sus tres orbitales, puede alojar un máximo de seis electrones (tres pares).

Los electrones en los orbitales d y f, a partir del tercer nivel de energía, y en todos los niveles energéticos subsiguientes hay además un subnivel d con un conjunto de cinco orbitales, capaz de contener cinco pares de electrones en total hasta un máximo de 10 electrones d en un subnivel d.


Configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales:

Los electrones de los átomos en estado basal ocupan primero los subniveles de energía más bajo, pero hace falta una forma de representar esta disposición de manera concisa, a esta representación se le conoce como configuración electrónica. Con el fin de ilustrar como se escriben las configuraciones electrónicas comencemos por el átomo más simple: el hidrogeno. Un átomo de hidrògeno tiene un solo electrón, en tanto ese electrón se encuentre en su estado de energía más bajo (su estado basal) estará, en el primer nivel de energía, que tiene un solo subnivel: el 1s. La configuración electrónica del hidrógeno se escribe pues como 1s¹.

Nivel de energía Número de electrones en el subnivel

1s¹

Tipo de subnivel

El supraindice (1 en este caso) colocado delande de la designaciòn del subnivel indica el nùmero de electrones presentes en el subnivel. De modo anàlogo, los dos electrones de un átomo de helio pueden estar ambos en el subnivel 1s; la estructura electrónica del helio es 1s².

El litio tiene tres electrones: dos en el primer nivel de energía y un tercer electrón que debe estar en el subnivel s del segundo nivel de energía. La configuración electrónica del Li es 1s²2s¹.

El berilio tiene cuatro electrones; su configuración electrónica es 1s²2s².


El boro tiene cinco electrones: dos en el subnivel 1s, dos en el subnivel 2s y uno en el subnivel 2p. La configuración electrónica del boro es 1s²2s²2p¹. Los tres electrones del segundo nivel de energía del boro -los subniveles 2s y 2p- son electrones de valencia.

Una configuración electrónica permite mostrar de forma concisa el número de electrones que hay en cada subnivel de un átomo, pero un diagrama de orbitales sirve para representar la distribución de los electrones dentro de los orbitales. En la tabla que se describe a continuación se emplean círculos para representar orbitales: un círculo solo representa un orbital s, y tres círculos representan los tres obitales p. Una sola flecha dentro del círculo representa un solo electrón; dos flechas que apuntan en sentidos opuestos representan un par de electrones con espines opuestos. Los dos métodos siguientes para mostrar un orbital con un par de electrones se pueden emplear indistintamente.

Siempre que un átomo tenga electrones p, será necesario representar un subnivel p completo con tres orbitales (representados por tres círculos o líneas), incluso cuando algunos de los orbitales p no estèn ocupados. Para que dos electrones ocupen un mismo orbital deben tener espines opuestos, lo cual se representa mediante un par de flechas que apuntan en sentidos opuestos.


Los electrones no se aparean en un orbital hasta que todos los orbitales de ese subnivel tienen cada uno un electrón. Esto se conoce como la regla de Hund. Los electrones no apareados tienen espines igual

.


La siguiente figura muestra los diagramas de niveles de energía correspondientes al orden de incorporación de los electrones en los orbitales atómicos. Los orbitales de la parte inferior de este diagrama son los de menor energía y se llenan antes que los orbitales de mayor energía como se indica. La diferencia de energía entre subniveles disminuye progresivamente a medida que los electrones ocupan orbitales de mayor energía. El orden de ocupación de los subniveles por los electrones obedece la regla de Hund.


Con el fin de reducir el espacio necesario para escribir las configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales de los elementos con muchos electrones, se suele emplear una notación abreviada. Para utilizarla localiza el elemento especificado en la tabla periódica y escribe el símbolo del gas noble inmediato anterior, para luego escribir solo la configuración electrónica de los electrones externos restante. Por ejemplo la configuración electrónica del sodio se reduce a Ne3s¹.


documento de apoyo unidad i y ii.doc

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