Unidad i química
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Durante los siglos VI a IV antes de Cristo,
en las ciudades griegas surgió una nueva
mentalidad sino como una inmensa
máquina gobernada por una leyes fijas e
inmutables que el hombre podía llegar a
comprender. Fue esta corriente de
pensamiento la que puso las bases de la
matemática y las ciencias experimentales.
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Demócrito Antiguo filosofo
griego y fundador de la
escuela atomista fue quien
propuso el concepto de
átomo (Indivisible), ya que el
se pregunto ¿Es posible
dividir una sustancia
indefinidamente ?
En 1808 Dalton
propuso una nueva
teoría atómica , en
la que se decía que
todos los elementos
estaban formados
por átomos y que
eran iguales ,pero
cada elemento tenia
distintos átomos 4
El átomo es la misma porción de la materia que
no puede dividirse por ningún proceso conocido
Los átomos de un mismo elemento son iguales
tanto en masa, tamaño como en sus demás
propiedades
Los átomos de elementos diferentes son también
diferentes en todas sus propiedades
Los átomos se combinan entre si en relaciones
enteras sencillas para formar compuestos 5
En 1897 Thomson
descubrió que el átomo
poseía partes positivas y
partes negativas ; las
negativas están
constituidas por rayos
catódicos o electrones
que se encontraba dentro
de una carga positiva
como las pasas en un
pastel6
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Rutherford hace un avance
sobre el modelo de Thomson,
ya que sostiene que el
átomo se compone de una
parte positiva y una negativa,
sin embargo, en el anterior,
postula que la parte positiva
se concentra en un núcleo,
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En 1913 Bohr explicó la
existencia de los espectros
atómicos suponiendo que los
electrones no giran en torno
al núcleo atómico en
cualquier forma, sino que las
órbitas de los electrones
están cuantizadas mediante
3 números
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El abandona todo
concepto de que ellos
electrones son esferas
que giran alrededor del
núcleo el describe los
electrones en Función De
Onda la cual es
representada por la
probabilidad de presencia
.15
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LA ESTRUCTURA ATÓMICA
Con los postulados de los cientificos Thomson,
Rutherford, Bohr, Goldstein, Millikan y Chadwick se
puede establecer lo siguiente:
• La masa de un átomo esta concentrada en su
núcleo; por lo tanto, la los protones y neutrones
determina la masa atómica.
• Los electrones son tan pequeños en masa que
en la masa total del átomo su aporte no es
perceptible.
• Los átomos son neutros, es decir, presentan la
misma cantidad de protones y de electrones.18
Número Atómico = Z
Número másico o número de masa = A
La masa atómica es la masa de un átomo en
unidades de masa atómica (uma).
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IONES
El comportamiento neutro de los átomos se explica
por la igualdad de protones y electrones; no
obstante, sabemos que la naturaleza de los átomos
presenta un comportamiento distinto a este,
denominado iónico, que consiste en una
desigualdad entre la cantidad de cargas positivas y
negativas, producto de la interacción con otros
átomos.
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NEUTRO
CATIÓN
ANIÓN
EJEMPLOS
El aluminio (Al) presenta
un Z = 13 y un A= 27. Lo que se simboliza
Presenta como átomo neutro:
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p+ = 13, e– = 13 y n = 14.
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NÚMEROS CUÁNTICOS27
NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL.
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Se designa n y determina el
tamaño del orbital. Puede
tomar cualquier valor natural
distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4
Cuanto mayor sea el número
cuántico principal, mayor será
el tamaño del orbital y, a la
vez, más lejos del núcleo
estará situado.
NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL.
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Se designa la letra l .
El número cuántico
azimutal, indica la
forma del orbital, que
puede ser circular, si
vale 0, o elíptica, si
tiene otro valor.
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NÚMERO CUÁNTICO DE SPÍN.
Si consideramos el electrón como una pequeña
esfera, lo que no es estrictamente cierto, puede
girar en torno a sí misma, como la Tierra gira
ocasionando la noche y el día. Son posibles dos
sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la
derecha.
Este giro del electrón sobre sí mismo está indicado
por el número cuántico de espín, que se indica con
la letra s. Como puede tener dos sentidos de giro,
el número de espín puede tener dos valores: ½ y -
½.
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CLASIFICACIÓN
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LA TABLA PERIÓDICA DE LOS
ELEMENTOS
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LA TABLA PERIÓDICAEvolución histórica de la Tabla Periódica
1817: Döbreiner. Triadas de elementos con propiedades semejantes.
1865: Newlands. Ley de las octavas. Ordenó 55 elementos.
1869: Mendeleev y Meyer: “las propiedades de los elementos varíanperiódicamente con la masa atómica”.
1913: Moseley: “las propiedades de los elementos varían periódicamentecon el número atómico”
El comportamiento de los átomos estádeterminado por su configuración electrónica,siendo la distribución de los electrones en elnivel más externo (CAPA DE VALENCIA) la quedetermina su reactividad y naturaleza química.Por esta razón, aquellos elementos que poseenuna distribución electrónica similar presentaránpropiedades químicas similares.
Las propiedades de los átomos se repitenperiódicamente si los elementos químicos seordenan según su número atómico creciente (Z).
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Los grupos o familias estan constituidos por
elementos con propiedades quimicas analogas y se
ordenan de acuerdo con su configuracion
electronica.
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los grupos están subdivididos y presentan configuraciones electrónicas con una terminación característica. Por otra parte, los periodos coinciden con el ultimo nivel de energía (n) configurado. Observa con atención la siguiente tabla resumen.
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LLENADO DE LA TABLA PERIÓDICA
SEGÚN Z
TIPOS DE ELEMENTOS EN LA TABLA
PERIÓDICA
SEGÚN NATURALEZA DE LOS ELEMENTOS
METALES, NO METALES Y
METALOIDES
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ELEMENTOS METÁLICOS Son casi todos sólidos, a excepción del mercurio (Hg) y
galio (Ga).
Son muy buenos conductores de la corriente eléctrica.
Tienen brillo metálico.
Son dúctiles, lo que permite que bajo la acción de unafuerza puedan deformarse sin romperse (confección dehilos o alambres metálicos).
Son muy buenos conductores de calor.
Son maleables, es decir, su capacidad de deformaciónpermite su uso para la confección de láminas de grosormínimo (un ejemplo es el oro).
ELEMENTOS NO METÁLICOS Carecen de brillo metálico.
No son dúctiles ni maleables.
Son malos conductores de la corriente eléctricay calor.
Corresponden íntegramente a los elementos delgrupo VI y VII –A del sistema periódico.
ELEMENTOS METALOIDES
Poseen propiedades intermedias entre metales yno metales. Un ejemplo es el silicio (Si) metaloidesemiconductor, con amplios usos tecnológicos.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
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PERIODICIDAD
En un periodo n = constante pero aumenta Z(número de protones) lo que genera:
Disminución de tamaño
Aumento de la energía de ionización
Aumento de la carga nuclear efectiva
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LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
Para una mayor compresión, es conveniente separarlas endos grupos;
Las primeras se refieren a relaciones de tamaño y son:
El volumen atómico molar. Los radios atómicos y los radios iónicos o cristalinos. La densidad. (ρ) El punto de fusión y ebullición. (Pf y Peb)
Las segundas, son de carácter energético y se denominanpropiedades magnéticas, entre ellas destacan:
El potencial de ionización o energía de ionización. (P.I.) La afinidad electrónica o electroafinidad. (E.A.) La electronegatividad. (E.N.)
PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO
Radio Atómico enMetales
Para los metales, el radioatómico es la mitad de ladistancia entre loscentros de los átomosadyacentes del metal.
Radio atómico en NoMetales
Para los no metales, elradio observado es lamitad de la distanciaentre los centros delos átomos en lasmoléculas diatómicasde los elementos.
DE FORMA ESQUEMÁTICA
PROPIEDADES POR RELACIÓN DE TAMAÑO
RADIO ATÓMICO: dependiente de 2 fuerzas.
↑ Período: al ↑ Z, atracción entre p+ y ē. Repulsión
entre ē.
Grupo: al ↑ Z → ↑ n → ↑ tamaño.
El radio atómico está relacionado con el
tamaño del orbital más externo
GRÁFICO DE LA VARIACIÓN DEL RADIO
ATÓMICO
VARIACIÓN DEL RADIO ATÓMICO
VOLUMEN ATÓMICO
Se define como la cantidad de centímetros cúbicos
(cm3) que corresponden a un átomo.
En la Tabla periódica, el volumen varia
disminuyendo en un periodo de izquierda a
derecha y aumenta en un grupo de acuerdo con el
incremento de su numero atómico.
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ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
Es la energía mínima necesaria para arrancar el
electrón más externo, es decir, el menos atraído
por el núcleo, de un átomo en estado gaseoso y
convertirlo en un ión gaseoso con carga
positiva, en condiciones de presión y temperatura
estándar”.
En un átomo polielectrónico pueden arrancarse
varios electrones, por lo que se pueden definir
tantas energías de ionización como electrones
tiene el átomo
GRÁFICO ENERGIAS DE
IONIZACIÓN
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UN EJEMPLO PRÁCTICO
AFINIDAD ELECTRÓNICA. (E. A.)
Es el cambio de E que ocurre cuándo un átomo, en
estado gaseoso, acepta un electrón para formar un
ANIÓN. (A-)
Difícil de cuantificar, puesto que muchos aniones
de elementos son inestables.
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ELECTRO AFINIDAD
ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.)
Capacidad de un átomo para atraer hacia
sí, electrones.
Dependerá de E. A. y E. I.
ELECTRONEGATIVIDAD
Dentro de un periodo el valor de E.N. aumenta
al aumentar Z, siendo mínimo para los alcalinos
y máximo para los halógenos.
En el periodo 4º y siguientes ese aumento con Z
es más irregular por la aparición de las series de
transición y transición interna.
Dentro de un grupo (o familia) la E.N. disminuye
conforme aumenta el periodo. El flúor es el
elemento más electronegativo.
La electronegatividad sirve para clasificar loselementos en 2 grandes grupos:
Metales: Elementos cuyos átomos ejercen unaatracción relativamente pequeña sobre loselectrones externos, es decir, tienen valorespequeños de E.I. y de E.A. (bajos valores de E.N.)
Muestran fuerte tendencia a formarcationes, son agentes reductores.
No metales: Elementos cuyos átomos ejercenuna atracción relativamente grande sobre loselectrones externos, es decir, presentan valoreselevados de E.I. y de E.A. (valores grandes deE.N.) Muestran fuerte tendencia a formaraniones, son agentes oxidantes.
ELECTRONEGATIVIDAD
EN RESUMEN
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Electronegatividad (E.N.): La electronegatividad
es la tendencia o capacidad de un átomo, en una
molécula, para atraer hacia si los electrones de otro
átomo en un enlace covalente.
Electropositividad: Capacidad que tiene un átomo
para ceder electrones, razón por la cual esta
propiedad es inversamente proporcional a la
electronegatividad.
Estados de oxidación Corresponde a la carga que
adquiere un átomo neutro cuando se transforma en
un ion; por ejemplo:72
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La atracción del núcleo atómico sobre los
electrones que están ubicados en las capas mas
externas (lejanas al núcleo) se ve afectada por la
presencia de los electrones de las capas interiores
(mas cercanas al núcleo). Este fenómeno conocido
como apantallamiento o Efecto Pantalla
(S), explica porque a veces las fuerzas de
atracción de los protones del núcleo (positiva) y los
electrones(negativos) externos es anulada o mas
débil.
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La ley de Coulomb señala que la fuerza de
interacción entre dos cargas eléctricas depende de
la magnitud de las cargas y de la distancia entre
ellas, lo que aplicado al modelo atómico se traduce
en que la fuerza de atracción entre un electrón y el
núcleo dependerá de la magnitud de la carga
nuclear neta y de la distancia entre este y los
electrones.
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ENLACES QUÍMICOS 82
Los elementos reaccionan y se combinan unos con
otros, formando nuevas sustancias a las que
llamamos compuestos, que se forman granacias
a los enlaces químicos.
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Diversos estudios han demostrado que los
elementos en su mayoría son inestables en su
estado fundamental, lo que esta avalado por la
distribución de su nube electrónica. De allí la
importancia del planteamiento de Kossel y Lewis,
que indica que los átomos tienden en una
combinación química a alcanzar en su ultimo nivel
de energía la configuración electrónica de un gas
noble. Para ello pierden, ganan o incluso
comparten electrones con otros átomos,
alcanzando estabilidad, señal de la necesidad de
formar un enlace químico
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Este se define como la fuerza que mantiene unidos
a los átomos en un compuesto, y se clasifica de la
siguiente manera:
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Cuando los átomos forman enlaces, solamente lo
hacen a través de sus electrones mas
externos, aquellos que se ubican en el ultimo nivel
de energía (electrones de valencia), ya sea
perdiendo o ganando tantos como pueda en el
ultimo nivel o compartiendo, lo que depende de la
electronegatividad que presenten
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Cada grupo o familia presenta una configuración
electrónica similar en el ultimo nivel de energía.
Aplicando la notación de Lewis se obtiene la
siguiente tabla resumen:
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98
99
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