http://www.slideshare.net/luitzin/01-quimica-cano

El átomo• En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo

tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división").

• La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en:

• 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.

• 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.• 3.- Las propiedades de la materia varían según el

agrupamiento de los átomos.

• En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego.

• Aristóteles, posteriormente, postula que lamateria estaba formada por esos 4 elementospero niega la idea de átomo, hecho que semantuvo hasta 200 años después en elpensamiento de la humanidad.

Teoría atómica de DALTON 1808

• Retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito.

• 1.- Los elementos están formados por partículas diminutas, indivisibles e inalterables llamadas átomos.

• Dalton estableció un sistema para designar a cada átomo de forma que se pudieran distinguir entre los distintos elementos:

• 2.- Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en el resto de las propiedades físicas o químicas. Por el contrario, los átomos de elementos diferentes tienen distinta masa y propiedades.

• 3.- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y constante.

• El modelo atómico de Dalton explicaba por qué lassustancias se combinaban químicamente entre sísólo en ciertas proporciones.

• Además el modelo aclaraba que aún existiendo unagran variedad de sustancias, estas podían serexplicadas en términos de una cantidad más bienpequeña de constituyentes elementales oelementos.

• En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de laquímica orgánica del siglo XIX, reduciendo una seriede hechos complejos a una teoría combinatoria.

• A finales del siglo XIX y principios del XX, una serie de experimentospermitieron identificar las partículas responsables de la carga negativa (elelectrón) y de la carga positiva (el protón). Estos experimentosproporcionaron los datos siguientes sobre la estructura de la materia:

• - El átomo contiene partículas materiales subatómicas.

• - Los electrones tienen carga eléctrica negativa y masa. Cada electrón posee una carga eléctrica elemental.

• - Los protones tienen carga eléctrica positiva y mayor masa.

• - Como el átomo es eléctricamente neutro, hay que suponer que el número de cargas eléctricas negativas (electrones) es igual al número de cargas positivas (protones).

Modelo atómico Thomson

• J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomocorrespondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayorparte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especiede esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados loselectrones.

• Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como la electrización y la formación de iones.

• - La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva.

• - La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama catión.

Modelo atómico de Rutherford

http://micro.magnet.fsu.edu/electromag/java/rutherford

1911, Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el "Experimentode Rutherford".

En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas) procedentes de un material radiactivo y se observaba que:- La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar.- Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente.- Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión.

• El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que:

• - El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas lacarga positiva y casi toda la masa.

• - La carga positiva de los protones del núcleo se encuentracompensada por la carga negativa de los electrones, que estánfuera del núcleo.

• - El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al deelectrones del átomo.

• - Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo yestán separados de éste por una gran distancia.

El Neutrón

• La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del átomo; por tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de partículas subatómicas en el núcleo de los átomos.

• Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener carga eléctrica recibieron el nombre de neutrones.

• Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa de un protón.

Estructura del átomo

Núcleo donde se encuentra la carga total positiva (la de los protones) yla mayor parte de la masa del átomo, aportada por los protones y losneutrones.

Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giranalrededor del núcleo.

Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo,por lo que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro.

Átomos• Clasificación:

• Por el número de protones en su núcleo, ya que es fijo para los átomos de un mismo elemento.

• Número atómico: Es el número de protones de un átomo. Se representa con la letra Z y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: XZ.

• Ejemplos: H1, O8, Fe26.

• Número másico: Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: XA.

• Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.

• De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:

• H31 -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3

- 1 = 2 neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.

• 2512Mg+2 -----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12

protones, 25 - 12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría neutro: 12 - 2 = 10 electrones.

• 199F-1 -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9

protones, 19 - 9 = 10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones.

• ISÓTOPOS• Principios del siglo XX se descubrió que no todos los átomos de un

mismo elemento tenían la misma masa. Es decir, el número deneutrones puede variar para átomos del mismo elemento.

• Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen igualnúmero atómico, pero distintos números másicos. Es decir, tienenel mismo número de protones pero distinto número de neutrones.

• Ejemplo: El elemento hidrógeno, cuyo número atómico es 1 (es decir, que posee unprotón en el núcleo), tiene 3 isótopos en cuyos núcleos existen 0, 1 y 2 neutrones,respectivamente.

Masa atómica relativa• La masa atómica relativa de un elemento es la que corresponde a uno de

sus átomos y equivale prácticamente a la suma de las masas de susprotones y neutrones, ya que la de los electrones es tan pequeña quepuede despreciarse. Así, la mayor parte de la masa del átomo seencuentra en el núcleo.

• Como la unidad de masa en el SI, el kilogramo, es demasiado grande se ha buscado una unidad del tamaño de los átomos de la siguiente forma:

• - Se ha escogido el átomo de carbono-12 (12C) como átomo de referencia.• - Se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya

que tiene 6 protones y 6 neutrones.• - La unidad de masa atómica (uma) es la 1/12 parte de la masa del átomo

de carbono-12.• La masa de un átomo medida por comparación con la masa del carbono-

12 se llama masa atómica. Se encuentra recogida en la tabla periódica su valor para cada elemento.

Modelo de Bohr 1913

Sus postulados eran:• 1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas"

(estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cadaórbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto másalejada esté la órbita del núcleo.

• 2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desdeun estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.

• Hacia 1920 se introdujeron modificaciones al modelo de Bohr y sedesarrollaron nuevos modelos atómicos.

• Por lo tanto alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:

• - En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.

• - En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.

• - En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.

• La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elementose conoce como estructura o configuración electrónica del elemento

• . A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones devalencia y, al nivel que ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsablesde las propiedades químicas de las sustancias.

Arnold Sommerfeld, 1916

• El modelo atómico de Bohr, tenía algunas insuficiencias (se ajusta para el H, no para otros elementos).

• Comportamiento de los electrones se podía explicar, diciendo que dentro de un mismo nivel de energía existían distintos subniveles energéticos.

• Hizo dos básicas modificaciones:• Los electrones describían órbitas cuasi- elípticas.• Velocidades relativistas.

Según Bohr, los electrones giraban exclusivamente en modo circular. Una orbita céntrica dio lugar a un nuevo número cuántico, que se denominaría como número cuántico Azimutal, que definiría la forma de los orbitales, y se representaría con la letra l, tomando valores variables desde 0 hasta n-1.

• Así, las órbitas con:• l=0 serían los posteriormente conocidos como orbitales S.• l=1 se llamaría orbital 2p u orbital principal.• l=2 se conocería como d, u orbital diffuse.• L=3 sería el orbital llamado f o fundamental.

• http://www.slideshare.net/luitzin/02-quimica-canoB

Gilbert Lewis: Teoría del octeto

• Famoso por su estructura (de Lewis), es una representación gráficaque muestra los enlaces entre los átomos de una molécula y los paresde electrones solitarios que puedan existir.

• Propuso que los enlaces químicos se forman entre los átomos porquelos electrones de los átomos interactuaban entre ellos.

• Los elementos en su último orbital para que estén completos debentener ocho electrones y completar su envoltura. Átomo estable.

• Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo dediferentes maneras:

• Enlace químico. Es la fuerza que mantiene unido a los átomos en las distintas sustancias, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados.

• Tipos de enlace químico:

• Enlace Iónico: entre elementos metálicos y no metálicos, transformándose en iones positivos y negativos. H+1 Cl1-

• Enlace covalente: se produce por el

• compartimiento de electrones entre

• dos o más átomos no metálicos.

• Enlace metálico: mantiene unidos los

átomos de los metales entre sí.

• Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos.

• Enlaces intermoleculares: son considerablemente más débiles que los otros tipos de enlace.

• Puentes de hidrogeno

• Puentes disulfuro

• Fuerzas de Van der waals.

Tabla periódica de los elementos

• En 1871 Mendeleiev y Lothar Meyer distribuyeron los elementos en una tabla de ocho columnas.criterios siguientes:

• Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.

• Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia.

• Actualmente se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.

• Grupos: Tienen la misma valencia electrónica.

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos (8A y 8B). Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí.

Grupo A

• Periodos: Nos indican el último nivel de energía del elemento. Todos los elementos de un período tienen propiedades diferentes pero masas similares y tienen el mismo número de orbitales. Existen 7 periodos.

Bloques: dividen en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.

• Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f.

http://cea.quimicae.unam.mx/Estru/tabla/10_Caracter.htm

Clasificación de los elementos

• METALES

Metaloides

• Elementos de transición

• Gases nobles

Preguntas• ¿Quién propuso una clasificación de los elementos

donde se predijo la existencia de 3 elementos aún no descubiertos?

• R= Dimitri Ivanovich Mendeleiev

• ¿Por qué fue importante la clasificación de Dimitri Mendeleiev?

• R= Por que predijo las propiedades de los elementos aun no existentes.

• ¿Qué dice la ley periódica de Mendeleiev?

• R= Las Propiedades de los Elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas.

Reacciones químicas• La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos. No obstante,

todos esos cambios se pueden agrupar en dos tipos: cambios físicos y cambios químicos.

• CAMBIOS FÍSICOS• Cambios de estado.• Mezclas.• Disoluciones.• Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.

• CAMBIOS QUÍMICOS• Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias,

llamadas reactivos, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos.

• En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.

• CARACTERÍSTICAS DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

• Las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.

• Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:– Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la

reacción.– Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de

la reacción.

• Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.

• Una reacción química se representa mediante una ecuación química. Para leer o escribir una ecuación química, se deben seguir las siguientes reglas:

• Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción.

• A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.

• Ajustes de ecuaciones químicas

• Ejercicios:

_H2 + _O2 _H2O

_Cl2 + _H2 _HCl

_N2 + _ O2 _N2O3

_N2 + _H2 _NH3

_Zn + _HCl _Zn Cl2 + _H2

CH3CH2CH2CH3 + _O2 _CO2 + _ H2O6 +1/2 4 5

• Velocidad de reacción Se define como la variación de cantidad de sustancia formada o

transformada por unidad de tiempo.

• Para determinar la velocidad de una reacción, hay que medir la cantidad de reactivo que desaparece o la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.

• Factores que afectan a la velocidad de reacción•

• Naturaleza de los reactivos

•

• Concentración de los reactivos

• Superficie de contacto de los reactivos

• Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma.

•

• Temperatura

• En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura.

•

• Presencia de catalizadores

• Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.

• Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.

• Tipos de reacciones: neutralización y combustión.

• Reacciones de Neutralización

• Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio. Su particularidad es que ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido.

• Por ejemplo, la reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio. La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:

• H2SO4 (ac) + 2 NaOH (ac) 2 H2O (l) + Na2SO4 (ac)

• Reacciones de Combustión

• Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes cantidades de energía. Las reacciones de combustión son esenciales para la vida, ya que la respiración celular es una de ellas.

•

• Combustión: un hidrocarburo orgánico reacciona con el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono.

• hidrocarburo + O2 H2O + CO2

http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm

Ácidos y bases

Ácidos Bases

▪Tienen sabor agrio (ácido).

▪Tienen sabor amargo.

▪Reaccionan con ciertos metales, como Zn, Mg o Fe, para dar hidrógeno

▪Reaccionan con las grasas para dar jabones.

▪Reaccionan con las bases para dar sales

▪Reaccionan con los ácidos para dar sales.

Son sustancias ácidas: el ácido clorhídrico (HCl); el ácido bromhídrico (HBr); el ácido nítrico (HNO3); el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido sulfúrico (H2SO4), entre otros

Son sustancias básicas el hidróxido de amonio o amoniaco disuelto en agua (NH4OH); y los hidróxidos de los metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH,...) y alcalinotérreos, como el Ca(OH)2, y Mg(OH)2, entre otros

• Para distinguir si una sustancia es ácida o básica, se utiliza la escala de pH, comprendida entre el 1 y el 14:

• Si una sustancia tiene un pH igual a 7, se dice que es neutra, ni ácida ni básica (por ejemplo, el agua pura).

• Si una sustancia tiene un pH menor que 7, tiene carácter ácido.

• Si una sustancia tiene un pH mayor que 7, tiene carácter básico.

pH• La palabra pH es la abreviatura de

"pondus Hydrogenium". Esto significa literalmente el peso del hidrógeno. El pH es un indicador del número de iones de hidrógeno, es una medida de la acidez o alcalinidad de una disolución. Tomó forma cuando se descubrió que el agua estaba formada por protones (H+) e iones hidroxilo (OH-).

• El pH no tiene unidades; se expresa simplemente por un número.

• Cuando una solución es neutra, el número de protones iguala al número de iones hidroxilo.

• Cuando el número de iones hidroxilo es mayor, la solución es básica.

• Cuando el número de protones es mayor, la solución es ácida

A. la concentración de iones hidrógeno, [H +]

B. log [H +]

C. -log [H +]

D. ln [H +]

E. -ln [H +]

El pH de una disolución es igual a:

-log [H +] El pH se define como el logaritmo negativo de la concentración de H +.

http://www.biologia.arizona.edu/biochemistry/problem_sets/ph/02c.html

A. -7,4

B. 0,6 M

C. 0,6 x 10 - 8 M

D. 1.5

E. 4 x 10 – 8 M

¿Cual es el pH de un ácido con una concentración de H+ de 0.03 M?

• ¿Cómo se encuentran ubicadas las familias en la tabla periódica?

• R= En columnas verticales.

• ¿Cómo se ubican a los grupos en la tabla periódica?

• R= En orden creciente atendiendo a su Z y por consecuencia su configuración electrónica.

• ¿Cuántas familias químicas existen y como se representan?

• R= Existen 2, familia “A” y “B”

• ¿Cómo se clasifican a los elementos cuando se consideran sus características físicas y químicas?

• R= Metales y No Metales

• ¿Cómo identificas a los grupos?• R= Con números romanos del 1 al 8 ( I – VIII )

• ¿Qué nombre se da a los elementos cuyas propiedades se ubican entre la de los metales y las de los no metales?

• R= Metaloides

• ¿Cómo se denominan a los elementos con brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, dureza, ductibilidad y maleabilidad?

• R= Metales

• ¿Qué porcentaje aproximado de los elementos de la Tabla Periódica son metales?

• R= 80%

• ¿Cómo se denominan a los elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa de valencia (capa electrónica más externa), para lograr una configuración estable?

• R= No Metales

• ¿Cuáles son los elementos denominados metaloides?• R= Boro, Silicio, Germanio, Arsénico, Antimonio, Telurio y Polonio.

• ¿Cuántos periodos tiene la tabla periódica?• R= 7

• ¿Cómo se identifican a los periodos?• R= De la K a la Q

• ¿Qué nombre recibe el grupo 1A?• R= Metales Alcalinos

• ¿De que forma podemos llamar también al grupo VIIA?• R= Halógenos

• ¿Con que otro nombre se conoce a los elementos del grupo 0 (cero)?

• R= Gases Nobles

• ¿Cuáles son los elementos conocidos como gases inertes?, nómbralos.

• R= Helio, Neón, Argón, Kriptón, Xenón y Radón.

• ¿En que se basa la distribución de los elementos químicos por bloques?

• R= En la configuración electrónica de cada elemento.

• ¿Cuáles son las letras asignadas a los 4 bloques?

• R= s, p, d y f.

• ¿A que bloque pertenecen los elementos de transición interna (lantánidos y actínidos)?

• R= Bloque f

• ¿De que otra forma se conocen a los elementos de transición interna?

• R= Tierras Raras