Química: Ciencia que estudia la obtención, propiedades y transformación de las Sustancias Puras y los sistemas que ellas forman.
Ciencia: Conocimiento obtenido por el método científico.
Sustancias Puras: Materia cuya composición es fija(única),idénticas(igual tamaño, masa y forma).
Molecula: Menor porcion material en que se presenta una sustancia pura. Formadas por particulas mas pequeñas(atomos).
Materia: Todo lo que tiene masa y volumen.
Metodo cientifico: Proceso flexible de pensamiento, ordenado, racional y sistematico de obtener conocimiento.
Fase: Porcion de materia con identicas propiedades, tanto fisicas como quimicas (los cambios fisicos son cambios de fase)
ETAPAS DEL METODO CIENTIFICO
SISTEMAS MATERIALES
CLASIFICACION DE LA MATERIA
Elemento: tipo de materia mas simple con propiedades físicas y químicas únicas.Existen 109.
Compuestos: Materia constituida por 2 o mas elementos (diferentes) unidos químicamente en proporciones fijas de masa.
Gas: partículas muy separadas, desordenadas en movimiento caótico llenan todo el espacio.
Liquido: partículas juntas, con algún orden se mueven poco se adapta al recipiente pero forma superficie.
Propiedades físicas: son las que tiene la sustancia por si misma.
Propiedades químicas: son las que presenta una sustancia a medida que interactúa con otra sustancia.
Mezcla homogénea: Composición idéntica en cualquier punto de ella. No es posible distinguir sus componentes (solución)
Mezcla heterogenea: composición puede variar de un punto a otro de la mezcla. Se distinguen los componentes
Cambio físico: alteración de la forma física de una sustancia (no cambia su composición). En cambios físicos para sustancias puras, las moléculas permanecen inalteradas (cambio reversible).
Cambio químico: Las moléculas se rompen fácilmente y forman moléculas más resistentes (elementos).Reordenamiento de átomos.
Cambio químico
Reaccionante (s) ------> Producto (s)
Atomos
-Partículas que por enlace químico se unen para formar moléculas
-Cada elemento tiene un atomo característico. Hay tantos tipos de atomos como de elementos.
-Átomos solitarios o unidos del mismo tipo son moléculas de un Elemento.
-Átomos unidos de distinto tipo es una molécula de un Compuesto.
LEYES FUNDAMENTALES
Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)
En cambio químico masa reaccionantes = masa productos.
Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)
La proporción de elementos que se combinan para formar compuestos es constante no importando la procedencia del compuesto.
Ley de las proporciones Múltiples (Dalton)
Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman 2 o más compuestos están en relación de números enteros.
Ley de volumnes de combinacion de gases ( Gay Lussac)
Volumenes de gases Reaccionantes y Productos, en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.
Hipotesis o principio de avogadro
Volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual número de moléculas
La Presión que ejercen las moléculas al chocar con las paredes del recipiente depende:
1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad
2) del número de Impactos (proporcional al número de moléculas)
Estructura nuclear
Thompson: Demuestra con el tubo de rayos catódicos la existencia de electrones.
Electrones: partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa
Así la carga del electrón se establece en 1,6 . 10 -19 coulomb y su masa en 9,1. 10 –28 gramos.
LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos alfa (partículas "pesadas", cargadas positivamente)
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva, volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
En el núcleo del átomo existen los protones, partículas con carga positiva y masa mayor que la del electrón (ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson). En el núcleo también existen los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El núcleo, por la presencia de protones, tiene carga positiva y atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes a las órbitas planetarias del sistema solar.
NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.
DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES
Ión: Atomo o grupo de atomos cargados eléctricamente.
Ión de carga negativa (anión): ion con carga eléctrica negativa (exceso de electrones)
Ion de carga positiva (catión): ión con carga eléctrica positiva (ha perdido electrones)
ALGUNOS ELEMENTOS, SUS ATOMOS Y ALGUNOS DE SUS ISOTOPOS
Isótopos son átomos de igual Z pero distinto A.
Isobaros son átomos de distinto Z pero igual A
1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
1 unidad de masa atómica prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
1 (u.m.a.) = 1, 67 . 10 - 24 ( g ).
DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS
Para relaciones de pesos de átomos hay que considerar los isotopos.
El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Gracias a él hoy es posible conocer distintos tipos de isótopos que presenta un elemento en su estado natural y saber en qué proporción o cantidad se encuentran
El Peso Atómico relativo se calcula de la siguiente manera:
A r = A1 * X1 + A2 * X2 + .............
Donde los A i son los Números Másicos o bién la masa en Unidades de Masa Atómica ( u.m.a.) de los distintos Isótopos y los X = % abundancia / 100
LAS ONDAS ELECTROMAGNETICAS Y LA ENERGÍA
Ondas electromagnéticas: son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables que se desplazan por el espacio y se relacionan con la energía.
MAGNITUDES Y CUALIDADES DE LAS ONDAS
Onda: Perturbacion vibracional ciclica que transmite energia Caracteristicas de una onda: Longitud de onda (l): Desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
Frecuencia (nu): Numero de ciclos que una onda experimenta en 1 segundo (Hertz)
Amplitud (A): Mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio.
Difracción: Dispersión de las ondas cuando encuentran un obstáculo. Clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas.
ALGUNOS EXPERIMENTOS
1. Espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
Según Ridberg la frecuencia de señales está dada por:
n = R H ( 1 / n2 - 1 / m2 ) RH = 109.677 cm –1
n y m enteros
2. El Efecto Fotoelectrico
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h n
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. seg
EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
1) Orbitas circulares
Ciertos valores de r Ciertos valores de E
u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos
Energía asociada a los cambios de órbita
E foton absorbido = E final - E inicial
E foton emitido = E inicial - E final
LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA
Es imposible conocer simultáneamente la posición x y el momento p de un electrón
D x D p = l . h / l = h > 0
LOS NUMEROS CUANTICOS
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energia de los orbitales
valores: 1 al infinito.
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
valores: n
0=s, 1=p, 2=d, 3=f, .........(n-1)
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
valores: 2l +1
¿Cuáles? - l, - ( l-1 ), .... -1, 0, 1, ......+ ( l-1 ), + l
s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje
valores: 2
¿Cuáles? - 1 / 2 , + 1 / 2
ATOMOS POLIELECTRÓNICOS
Se parte de la suposicion que sucesivos electrones adoptaran los modos de vibracion del atomo de hidrogeno.
Principio de exclusión de Pauli
No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales. Es equivalente a establecer que un orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de las diagonales.
Los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía.
Son de menor energía los de menor valor de n + l.
A igualdad de n + l se considera de menor energía los de menor n.
Diagonales indican el orden de llenado ( energía creciente)
Principio de Hund
En caso de varios orbitales de igual energía o "degenerados" ( igual n + l , igual n ),los electrones entran de a uno en cada uno de ellos, haciéndolo primero, por convención, con spin negativo. Cuando todos los orbitales " degenerados" ya hayan recibido un electrón con spin negativo pueden formarse parejas de spines opuestos.
PROPIEDADES MAGNETICAS DE LAS SUSTANCIAS
Propiedades paramagnéticas: sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados ( spin - 1/2).
Propiedades diamagneticas: si todos los orbitales tienen electrones apareados ( spin + 1/2 y - 1/2 ).
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Y ELECTRONES DE VALENCIA
electrones de valencia: se encuentran en orbitales de mayor número cuántico principal más aquellos que están en orbitales con el número cuántico principal anterior al mayor a condición de estar incompletos.
SISTEMA PERIODICO DE LOS ELEMENTOS
Ubicación de los Números Atómicos por Configuraciones Electrónicas
PROPIEDADES PERIODICAS
DE LOS ELEMENTOS
CUADRO PERIÓDICO
PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS
RADIO ATOMICO (R.A.) : Distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.
Obs;
Los elementos de mayor Radio Atómico corresponde a los metales alcalinos.
Los radios atomicos varian en la tabla periodica siguiendo las tendencias que se indican:
La carga positiva del nucleo se incrementa ejerciendo mayor atracción sobre los electrones.
Iones: Atomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones.
El Radio de lo iones es diferente al de los atomos neutros. Los iones negativos ( ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, ( pierden electrones) son menor Radio.
Las estructuras isoelectrónicas, son iones (+) o (-), o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica ( igual número de electrones ). El radio de las estructuras isoelectronicas no es el mismo, con la disminución de los radios en un Período, la carga positiva en el nucleo es diferente.A mayor Z menor Radio.
S –2 Cl -1 Ar 0 K + Ca +2
POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .) : Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.
A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viceversa.
ELECTROAFINIDAD ( E . A .) : Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .
A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viceversa.
"No cuenta para los gases nobles"
LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.) : Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones. Es proporcional a P.I. y a la E.A.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4 y la menor electronegatividad es la del Francio.
"No cuenta para los gases nobles"
LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .) : Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones. Magnitud de sentido inverso de la E. N.
"No cuenta para los gases nobles"
LA FORMACIÓN DE LOS IONES
Los gases nobles son estables y de baja energia, tienen sus orbitales completos de electrones, sus configuraciones electrónicas son estables.
Los elementos realizan transferencias electronicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.
Cabe destacar que los estados de oxidacion de los metales (alacalinos y alcalinos terreos) estan dados por el grupo al que pertenecen.(grupo I y II)
M = Metal N = No Metal
Enlace quimico :Fuerza que une a los atomos para formar las moléculas, es un proceso de estabilización, donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.
Gases nobles: Tienen 8 electrones de valencia, de allí se acostumbra a decir que el enlace químico se forma cumpliendo la "regla del octeto".
Energía de estabilización o energía de enlace: Es la energía liberada cuando se forma el enlace o cuando se rompe el enlace.
TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES
ENLACE IONICO: Cesión de electrones, de parte de un átomo muy electropositivo a otro muy electronegativo. Formación de iones positivos y negativos y atracción electrostática entre ellos.
ENLACE COVALENTE: Compartición de parejas de electrones entre átomos de parecida o igual electronegatividad. Electrones compartidos con spines opuestos y atracción magnética.
.
EL ENLACE QUÍMICO Y LA
MECANICA CUANTICA
ENERGÍA DE LOS ORBITALES MOLECULARES ENLAZANTES Y ANTIENLAZANTES EN FUNCIÓN DE LA DISTANCIA INTERATÓMICA
Existe una estabilización a medida que los átomos se acercan, predominan las fuerzas de atracción entre los atomos
Si los átomos se acercan demasiado hay desestabilización por las fuerzas de repulsión interatómica.
La menor energía corresponde a un pozo de energía(distancia internuclear llamada longitud de enlace), en que se encuentran los átomos en equilibrio respecto de las de atracción y la repulsión interatómicas.
TIPOS DE ENLACES Y UNIONES
OBS: A mayor cantidad de enlaces, menor longitud hay entre ellos y mayor energia de enlace existe.
GEOMETRÍA MOLECULAR
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
Disposición de átomos en el espacio --------> se determina mediante difracción de rayos X.
Existen diferentes formas de hibridación
CRITERIOS PARA DECIDIR LA HIBRIDACIÓN
1:- CRITERIO MULTIPLICIDAD DE LOS ENLACES
Cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.
Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridación debe ser sp.
Una unión pi requiere un orbital p. Por lo tanto el átomo puede tener hibridación sp o sp2,pero no sp3 (esta no tiene orbitales p). La ambigüedad se resuelve por el CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES.
2.-CRITERIO DE REPULSIÓN DE PAREJAS DE ELECTRONES
Las parejas de electrones (enlazantes o no enlazantes), se repelen por tener igual carga. Entonces el criterio obliga a dar el máximo ángulo de separación a todas las parejas de electrones.
Obs:
Si el número de parejas de electrones es cuatro la hibridación es sp2.
Cuando hay sólo una unión s no hay hibridación.
Dos parejas de electrones la hibridación es sp , tres parejas de electrones la hibridación es sp2 y cuatro parejas de electrones la hibridación es sp3 .
LONGITUD Y ESTABILIDAD DE LOS ENLACES DE ATOMOS HIBRIDIZADOS.
PROPIEDADES FISICOQUIMICAS
DE LAS SUSTANCIAS PURAS
La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
El enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.
Ej: Diamante.
Ej: Grafito.
La fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas y tienen un factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
El grado de endurecimiento o ablandamiento depende de las temperaturas a que se encuentran sometidos los sistemas.
Las cadenas macromoléculares sintéticas o naturales se conectan entre sí mediante átomos enlazados covalentemente ( polímeros reticulados).
Son difíciles de recuperar y reutilizar ( Reciclaje), constituyen un problema para la ecología (contaminación del ambiente).
Celulosa:polímero natural de características estructurales semirígidas y si a ello agregamos que entre las cadenas macromoleculares existen fuerzas de atraccion (puentes de H) debido a la presencia de grupos -OH tienen dificultades para la fusión y la solubilización.
IONICAS:
Moléculas gigantes donde los átomos están unidos por enlaces iónicos.Son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas.
Cuando soniones complejos, con grandes diferencias de tamaños, los arreglos son complicados
Tienen temperatura de fusión elevadas. En estado sólido o cristalino, no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido, pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua.
METALICAS:
Los átomos metálicos (muy electropositivos) se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos, los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados que une a iones positivos llamado enlace metálico.
Caracteristicas:
Puntos de fusión de los metales medianamente altos,blandos,ductiles y maleables, conducen la corriente electrica y conductividad termica.
O SUSTANCIAS MOLECULARES
Unen sus átomos con enlaces covalentes,moléculas simples formadas entre no metales y compuestos orgánicos constituídos principalmente por los elementos C, H, O, N, P, S.
Las fuerzas entre moléculas o fuerzas intermoleculares(fuerzas dentro de las moléculas; pero no interatómicas o de enlace químico ) son las determinantes de las propiedades.
Caracteristicas:
No conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.
FUERZAS INTERMOLECULARES
| TIPO MOLECULAR | FUERZA | MAGNITUD | FENÓMENO | SOLUBILIDAD | PUNTO DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN |
| APOLAR | VAN DER WAALS | DEBIL | POLARIZABILIDAD ELECTRONICA | SOLVENTE APOLAR | MUY BAJOS |
| POLAR | ATRACCIÓN DIPOLO-DIPOLO | MEDIANA | POLARIDAD MOLECULAR PERMANENTE | SOLVENTE POLAR | BAJOS |
| ____ X - H ( X= F, O, N ) | PUENTE HIDROGENO | FUERTE | POLARIDAD PERMANENTE LOCALIZADA | SOLVENTE POLAR | MEDIANOS |
Fuerzas de Van der Waals: fuerzas intermoleculares de menor intensidad
Pueden existir grandes diferencias de sus magnitudes entre moléculas que las poseen como único factor de atracción:
a) por significativa diferencia del tamaño de las moléculas.
b) por presencia de átomos de mucha diferencia en cantidad de electrones o de muy distinta polarizabilidad electrónica.
c) por la circunstancia de presentar una geometría muy diferente.
EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES
¿ Qué cantidad de átomos del elemento hay en el Peso Atómico del elemento expresado en gramos?
En el Peso Atómico de un elemento expresado en gramos existen 6,023 .10 23 átomos del Elemento.
El valor 6,023 1023 fué determinado por Avogadro y se reconoce como el Número de Avogadro ( N ).
DEFINICION DE PESO ATOMICO
A nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C y de allí que el Peso Molecular se calcula:
Mr AaBbCc = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C
Nivel Submicroscópico Nivel Macroscópico
SÍMBOLO
1 átomo 1 mol de átomos
FÓRMULA
TRABAJO CON FRACCIONES DE MOLES
n = N° moles de moléculas Sustancia = masa Sustancia / M r Sustancia
Calculo moleculas de una sustancia
N° de moléculas Sustancia = N° de moles de moléculas Sustancia* N
Calculo numero de átomos de un elemento
N° de átomos Elemento = N° moléculas Sustancia * Atomicidad Elemento
Calculo moles de átomos de un elemento
N° de moles de átomos Elemento= N° de moles de moléculasSustancia* Atomicidad Elemento
Calculo masa de un elemento
masa Elemento = N° de moles de átomos Elemento * A r Elemento
Calculo composición porcentual en peso de un elemento
% Elemento = (masa Elemento/ masaSustancia ) 100
PROPIEDADES INTENSIVAS: Propiedades cuyo valor no depende del tamaño del sistema.(independientes masa sistema)
PROPIEDADES EXTENSIVAS: Propiedades cuyo valor sí depende del tamaño del sistema.(dependientes masa sistema)
Obs: composicion porcentual y densidad son una magnitud intensiva
Composicion porcentual: % Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100
Calculo volumen del sistema en TPE
Volumen Gas TPE = N° de moles de moléculas 22,4 (L/mol)
Calculo densidad del sistema a TPE
Densidad = masa / Volumen
Obs: La densidad depende de la Presion y Temperatura
Densidad Gas TPE = M r / 22,4
LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.
Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.
Volumen Molar
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)
Ley de Boyle
Volumen Molar vs. Presión
Ley de Charles
Volumen Molar vs. temperatura
Estas dos leyes se agrupan en una expresion:
Mr = densidad P,T RT / P
DETERMINACIÓN
DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
Las sustancias presentes en sistemas simples se denominan: Soluto y Solvente.
Soluto : Componente (s) que se encuentra (n) , comparativamente, en menor proporción
Solvente : Componente que se encuentra, comparativamente en mayor proporción.
