CONCEPTOS BÁSICOS

1.1 Elementos, compuestos y mezclas. 1.2 Estados de agregación de la materia.

1.3 Cambios de estado de agregación. 1.3.1 Puntos de fusión.

1.3.2 Puntos de ebullición. 1.4 Definición de fase

CONCEPTOS FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA.

Orgánica Inorgánica e

Materia

Propiedades

Química

Afectada por fenómenos

Ciencia natural que estudia a la materia y sus transformaciones.

Química General Química Descriptiva

Química Analítica

Química Aplicada

Cualitativa Cuantitativa

Agroquímica Bioquímica Petroquímica Otros

Todo aquello que ocupa un lugar en el espacio

Químicos Físicos

Sólido Líquido Gas

Extrínsecas

Intriínsecas

Tamaño, Forma, Volumen Peso y Temparatura

Oxidación Digestión Fotosíntesis Combustión

Color Punto de Fusión y de Ebullición

Elasticidad Fusión Evaporación Cristalización

Mezclas Heterogéneas Homogéneas

Sustancias Puras Compuestos Elementos

Métodos de Separación de Mezclas

Centrifugación Cristalización Filtración Evaporación Destilación Sublimación Solubilidad

CUADRO SINÓPTICO

ELEMENTO QUÍMICO • Es un átomo en su forma más simple que posee un

número determinado de protones en su núcleo, haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el número atómico

• Es un átomo con características físicas únicas, que por tradición se define como aquella sustancia que no puede ser descompuesta mediante una reacción química, en otras más simples

• El ozono (O3) y el oxígeno (O2) son dos sustancias simples, cada una de ellas con propiedades diferentes

• Es una sustancia que por ningún procedimiento, ni físico ni químico, puede separarse o descomponerse en otras sustancias más sencillas

• Las sustancias simples se agrupaban en cuatro grupos, sustancias que pueden considerarse como elementos de los cuerpos, sustancias no metálicas oxidables y acidificables, sustancias metálicas oxidables y acidificables y sustancias salidificables térreas.

Propiedades Físicas de Metales

• Los metales poseen ciertas propiedades físicas características: La mayoría de ellos son de color grisáceo, pero algunos presentan colores distintos; el bismuto (Bi) es rosáceo, el cobre (Cu) rojizo y el oro (Au) amarillo. En otros metales aparece más de un color, y este fenómeno se denomina policroísmo. Otras propiedades serían

Brillo: reflejan la luz que incide en su superficie.Dureza: la superficie de los metales oponen resistencia e dejarse rayar por objetos agudos.Tenacidad: los elementos presentan mayor o menor resistencia a romperse cuando ejercen sobre ellos una presión.Ductibilidad: los metales son fácilmente estirados en hilos finos (alambres), sin romperse.Maleabilidad: ciertos metales, tales como el oro, la plata y el cobre, presentan la propiedad de ser reducidos a delgadas láminas, sin romperse.Conductividad Calórica: los metales absorben y conducen la energía calórica.Conductividad Eléctrica: los metales permiten el paso de la corriente eléctrica a través de su masa.Densidad: la inmensa mayoría de los metales presentan altas densidades.Fusibilidad: la inmensa mayoría de los metales presentan elevadísimos puntos de fusión, en mayor o menor medida para ser fundidos

Propiedades químicas de Metales

• Reaccionan con los ácidos para formar sales.• Forman iones electropositivos o cationes.• Reaccionan con el oxigeno para formar óxidos

básicos.

Compuesto químico• Es una sustancia formada por la unión de dos o

más elementos de la tabla periódica, en una razón fija.

• Está formado por moléculas o iones con enlaces estables y no obedece a una selección humana arbitraria

• Tienen diferentes propiedades físicas y químicas que las de sus elementos constituyentes

• Un compuesto es una unión de elementos mediante una reacción química

Clasificación de Compuestos• Óxidos básicos, M y O ejem. óxido plúmbico, óxido de litio.• Óxidos ácidos, X y O. ejem. óxido hipocloroso, óxido selenioso.• Hidruros, M o X con H ejem. hidruro de Al, hidruro de Na-• Hidrácidos, H X que, cuando se disuelven en agua, adquieren

carácter ácido. Por ejemplo, el ácido iodhídrico,.• Hidróxidos, óxido básico y el agua, que se caracterizan por presentar

el grupo oxidrilo (OH). Por ejemplo, el hidróxido de sodio, o sosa cáustica.

• Oxoácidos, óxido ácido y agua. Sus moléculas están formadas por hidrógeno, X y O. Por ejemplo, ácido clórico.

• Sales binarias, hidrácido más un hidróxido. Por ejemplo, el cloruro de sodio.

• Oxisales, reacción de un oxiacido y un hidróxido, como por ejemplo el hipoclorito de sodio

MEZCLA

• Tiene una composición variable, un compuesto tiene una composición fija.

• Una mezcla es una unión física de sustancias, un compuesto es una unión de elementos mediante una reacción química

Mezcla• Es un sistema material formado por dos o más

sustancias puras no combinadas químicamente • En una mezcla no ocurre una reacción química y

cada uno de sus componentes mantiene su identidad y propiedades químicas.

• No obstante, algunas mezclas pueden ser reactivas, es decir, que sus componentes pueden reaccionar entre sí en determinadas condiciones ambientales, como una mezcla aire-combustible en un motor de combustión interna.

componentes de una mezcla

• Pueden separarse por medios físicos como destilación, disolución, separación magnética, flotación, filtración, decantación o centrifugación

• En una mezcla algunas propiedades físicas, como el punto de fusión, pueden diferir respecto a la de sus componentes

• Los componentes de una mezcla pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos

Clasificación de mezclas

• Mezcla homogénea .A simple vista no se pueden ver sus componentes

• Mezcla heterogénea . Es aquella que posee una composición no uniforme en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes y está formada por dos o más sustancias, físicamente distintas, distribuidas en forma desigual

SUSTANCIAS

• Toda sustancia tiene un conjunto único de propiedades (características que nos permiten identificarlas) y distinguirlas de otras sustancias. Una sustancia tiene una composición fija y propiedades que la distinguen. Estas propiedades pueden ser físicas o químicas

Electrones y energíaLos electrones más próximos al núcleo tienen menos energía que los más alejados y, de esta manera, se encuentran en un nivel energético más bajo. Un electrón tiende a ocupar el nivel energético más bajo disponible, pero con el ingreso de energía puede ser lanzado a un nivel energético más alto. Cuando el electrón regresa a un nivel de energía más bajo, se libera energía, en forma de onda, esta puede ser luz, calor o radiación.En un modelo simplificado, la distancia de un electrón al núcleo está determinada por la cantidad de energía potencial (llamada frecuentemente "energía de posición") que posee el electrón.La siguiente analogía puede ser útil. Una roca que descansa en un terreno plano no gana ni pierde energía potencial. La energía usada para empujar la roca hasta la cima de una colina se transforma en energía potencial, almacenada en la roca cuando reposa en la cima de la colina. Esta energía potencial se convierte en energía cinética (o energía de movimiento) cuando la roca rueda cuesta abajo.

Parte de la energía se pierde en forma de energía térmica, producida por la fricción entre la roca y la colina. Cuando un átomo recibe una cantidad de energía, un electrón puede ser lanzado a un nivel energético más alto. Así, el electrón gana energía potencial, que se libera cuando retorna a su nivel energético anterior.Un átomo es más estable cuando todos sus electrones se encuentran en sus niveles de energía más bajos posibles, llamado estado basal, y esos niveles de energía están completos. El primer nivel energético puede tener dos electrones, el segundo puede tener ocho, y éste es el mismo número que tiene el tercer nivel de energía de los átomos de mayor interés en biología. Las reacciones químicas entre los átomos resultan de su tendencia a alcanzar la distribución electrónica más estable posible.

Energía

• El término energía (del griego ἐνέργεια/energeia, actividad, operación; ἐνεργóς/energos=fuerza de acción o fuerza trabajando) tiene diversas acepciones y definiciones, relacionadas con la idea de una capacidad para obrar, transformar o poner en movimiento

DALTON (1808) Los elementos están constituidos por átomos consistentes

en partículas materiales separadas e indestructibles;• Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y

en todas las demás cualidades.• Los átomos de los distintos elementos tienen diferentes

masa y propiedades• Los compuestos se forman por la unión de átomos de los

correspondientes elementos en una relación numérica sencilla. Los «átomos» de un determinado compuesto son a su vez idénticos en masa y en todas sus otras propiedades

TEORÍA CUÁNTICA Y ESTRUCTURA ATÓMICA

• Relacionara y utilizará las bases de la química moderna en su aplicación para el conocimiento de la estructura atómica, orbítales atómicos, configuración electrónica Radiación electromagnética: es la combinación de campos eléctricos y magnéticos oscilantes, que se propagan a través del espacio transportando energía de un lugar a otro.

•

Espectroscopia atómica

• Está basada en la utilización átomos al estado de vapor activados mediante energía electromagnética o energía térmica,

• Midiendo la energía absorbida o emitida por los átomos al pasar a un estado activado o al volver del estado activado, se basa en la interacción entre la radiación electromagnética y la materia.

Antoine-Laurent de Lavoisier (París, 26 de agosto de 1743 — ibíd., 8 de mayo de 1794 )Postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma."; demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton quien en 1804, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro

Modelo atómico de Thomson Teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1897 por Joseph John Thomson, descubridor del electrón En lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. En 1904 Thomson recibió el premio Nobel de Física por este descubrimiento.

Modelo atómico de Rutherford

Modelo atómico de Bohr

Un modelo cuantizado del átomo que Bohr propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a cuatro postulados fundamentales:

Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación:Donde n = 1,2,3,… es el número cuántico angular o número cuántico principal

Max Planck

• Fue un físico alemán considerado como el fundador de la teoría cuántica y galardonado con el Premio Nobel de Física en 1918

• También contribuyó considerablemente a ampliar esta teoría. La hipótesis de Einstein sobre la ligereza del quantum (el fotón), basada en el descubrimiento de Philipp Lenard de 1902 sobre el efecto fotoeléctrico, fue rechazada inicialmente por Planck, así como la teoría de James Clerk Maxwell sobre electrodinámica

Modelo de Schrödinger• Después de que Louis-Victor de Broglie

propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.

• En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo.

Schrödinger

• En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles

Ecuación de Schrödinger

Fue desarrollada por el físico austríaco Erwin Schrödinger en 1925. Describe la evolución temporal de una partículaEs de importancia central en la teoría de la mecánica cuántica, donde representa para las partículas microscópicas un papel análogo a la segunda ley de Newton en la mecánica clásica. Las partículas microscópicas incluyen a las partículas elementales, tales como electrones, así como sistemas de partículas, tales como núcleos atómicos.a masiva no relativista

• En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles

ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER GENERAL

Formulación moderna de la ecuación

i es la unidad imaginaria• : es la constante de Planck normalizada (h/2π) ; • : es el hamiltoniano, dependiente del tiempo en general, el observable corresponde a la energía total del sistema ; • : es el observable posición ; • : es el observable impulso.

• ;

TEORÍA CUÁNTICA (Max Planck)

• En 1900, descubrió una constante fundamental, la denominada Constante de Planck, usada para calcular la energía de un fotón. Planck establece que la energía se radia en unidades pequeñas denominadas cuantos. La ley de Planck relaciona que la energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de la radiación multiplicada por la Constante de Planck. Un año después descubrió la ley de radiación del calor,

Constante de Planck6.62606896(33) ×10 -27 ergio·s

La constante de Planck relaciona la energía E de los fotones con la frecuencia ν de la onda lumínica (letra griega Ni) según la fórmula:

EFECTO ZEEMAN

(Pieter Zeeman, 1896) Consiste en el desdoblamiento de las rayas espectrales emitidas por una sustancia cuando está sometida a un campo magnético. La separación de las rayas espectrales es proporcional a la intensidad del campo aplicado.

Las líneas de un espectro se pueden desplazar en otras líneas acomodadas, muy cercanas unas de otras.

EFECTO FOTOELECTRICO

• Consiste en la emisión de electrones por un material cuando se le ilumina con radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, en general). A veces se incluyen en el término otros tipos de interacción entre la luz y la materia:

EFECTO FOTOELECTRICO

Teoría de la dualidad de la materia

• El francés Louis De Broglie en 1924, enuncia su hipótesis de la dualidad onda-corpúsculo, afirmando que la luz tiene una doble naturaleza, es decir, se propaga mediante ondas electromagnéticas y manifiesta el comportamiento ondulatorio, pero que en ciertos experimentos de interacción con la materia ofrece un comportamiento corpuscular.

• Eso sí, jamás presenta simultáneamente el doble carácter

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSENBERG

• Werner Heissenberg. En 1926, físico alemán afirma “ Es imposible conocer con precisión y simultáneamente la posición y velocidad del electrón, ya que al determinar la velocidad se altera el valor real de su posición”.

Principio de exclusión de Pauli

• Wolfgang Ernst Pauli en 1925 que establece “Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los mismos números cuánticos".

• En cada espacio de un orbital existen como máximo 2 electrones, debido a que no pueden existir en un átomo, 2 electrones que tengan sus 4 números cuánticos iguales.

Principio de Aufbau o de construcción estable.

• El principio de Aufbau contiene una serie de instrucciones relacionadas a la ubicación de electrones en los orbitales de un átomo

• “Los electrones buscan su acomodo de preferencia en aquellos orbitales que tengan menor estado de energía, dependiendo esta energía de los valores de n”.1s;2s,2p; 3s,3p; 4s,3d,4p; 5s,4d,5p; 6s,4f,5d,6p; 7s,5f,6d,7p.

Principio de máxima multiplicidad de Hund.

• En orbitales iguales (que tengan el mismo valor de n ) no puede existir apareamiento electrónico mientras no exista por lo menos un electrón en cada orientación.

• Cuando varios electrones están descritos por orbitales degenerados, la mayor estabilidad energética es aquella en donde los espines electrónicos están desapareados

NÚMEROS CUÁNTICOS• n: Número Cuántico Principal, define el tamaño de

la nube electrónica o nivel de energía.• l: Número Cuántico Secundario o Azimutal,

determina la forma del orbital o subnivel de energía.

• m: Número Cuántico magnético, que señala las orientaciones del orbital.

• s: Cuarto Número Cuántico Spin, que indica el giro del electrón.

Configuración electrónica de los elementos.

• Configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran en un átomo, molécula o en otra estructura física, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual la función de onda del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL

• Los electrones pueden pasar de un nivel de energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en forma de fotón.

• El número de hileras que tiene la tabla periódica se les llama periodos y corresponde al nivel de energía de los elementos y tiene valores de n = 1,2,3,4,5,6 y 7 (No., de pisos que tiene la estructura de un átomo)

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL• (l = 0,1,2,3,4,5,...,n-1), indica la forma de los

orbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón.Si:

• l = 0: Subórbita "s" ("forma circular") →s proviene de sharp (nitido) (*)

• l = 1: Subórbita "p" ("forma semicircular achatada") →p proviene de principal (*)

• l = 2: Subórbita "d" ("forma lobular, con anillo nodal") →d proviene de difuse (difuso) (*)

• l = 3: Subórbita "f" ("lobulares con nodos radiales") →f proviene de fundamental.

ORBITAL SHARP (s)

ORBITAL PRINCIPAL (p)

ORBITAL DIFUSO (d)

ORBITAL FUNDAMENTAL (f)

No. CUÁNTICOS (valor de: l y m)

s (l=0) s m=0p (l=1) pz px py m=0 m=±1

d (l=2) dz2 dxz dyz dxy dx

2-y

2 m=0 m=±1 m=±2

f (l=3) fz3 fxz

2 fyz2 fxyz fz(x

2-y

2) fx(x

2-3y

2) fy(3x

m=0 m=±1 m=±2 m=±3n=1 s n=3 s,p,dn=2 s,p n=4 s,p,d,f

Cantidad de electrones en cada nivel de energía

• n= 1 1s 2 –e 2-e• n= 2 2s,2p 2- e,6-e 8-e• n= 3 3s,3p 2- e,6-e 8-e• n= 4 4s,3d,4p 2- e,10-e, 6-e 18-e• n= 5 5s,4d,5p 2- e,10-e, 6-e 18-e• n= 6 6s,4f,5d,6p 2- e,14-e,10-e, 6-e 32-e• n= 7 7s,5f,6d,7p 2- e,14-e,10-e, 6-e 32-e

Diamagnetismo

• Es una propiedad de los materiales que consiste en ser repelidos por los imanes. Es lo opuesto a los materiales ferromagnéticos los cuales son atraídos por los imanes. El fenómeno del diamagnetismo fue descubierto y nominado por primera vez en septiembre de 1845 por Michael Faraday cuando vio un trozo de bismuto que era repelido por un polo cualquiera de un imán; lo que indica que el campo externo del imán induce un dipolo magnético en el bismuto de sentido opuesto

Paramagnetismo

• Es la tendencia de los momentos magnéticos libres (espín u orbitales) a alinearse paralelamente a un campo magnético. Si estos momentos magnéticos están fuertemente acoplados entre sí, el fenómeno será ferromagnetismo o ferrimagnetismo. materiales o medios cuya permeabilidad magnética es similar a la del vacío y sufren el mismo tipo de atracción y repulsión que los imanes normales, cuando están sujetos a un campo magnético

U-III “Los elementos químicos, clasificación periódica. Propiedades

atómicas e impacto económico y ambiental” .

• OBJETIVO: Interpretará el comportamiento de los elementos según su ubicación en la clasificación periódica moderna e identificará los beneficios y riegos asociados a los elementos químicos.

3.1 Características de la clasificación periódica moderna de

los elementos.

CONCEPTOS BÁSICOS• ÁTOMO• CONTENIDO:• Espacios (orbitales , núcleo)• Partículas (protones +,

neutrones o, electrones -)• ESTUCTURA:• Núcleo: (protones + y

neutrones o )• Orbitales:(electrones -)

TABLA PERIÓDICA DE LOS EEMENTOS

TABLA PERIÓDICA (T. ajedrez)

• Filas o Periodos: “7” Nivel energético(No de orbitales)

• Columnas o grupos: Electrones de valencia(No de ē en el último orbital)

• No atómico : No consecutivo de los elementos en la T. periódica indica el # de ē que tiene el átomo que es igual al # de protones + (carga neutra , # de ē = # de p+)

• Peso atómico : Es la suma de protones + y neutrones o, (∑ de partículas en el núcleo)

Enlace, estructura y propiedades en compuestos químicos

• Interpretara el comportamiento (propiedades físicas y reactividad) de los compuestos químicos

Concepto de enlace químico.

• Clasificación de los enlaces químicos. • _ Aplicaciones y limitaciones octeto

Regla del octeto

• Enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones tal que adquiere una configuración semejante a la de un gas noble, ubicados al extremo derecho de la tabla periódica y son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento pese a que son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis

Estructura lewis

Limitaciones• Contradictorio a la regla del octeto, los átomos de

los elementos que se encuentran después del segundo período de la tabla periódica, pueden desacomodar más de ocho electrones en su capa externa. Ejemplos son los compuestos PCl5 y SF6.

• Algunas moléculas o iones sumamente reactivos tienen átomos con menos de ocho electrones en su capa externa. Un ejemplo es el trifluoruro de boro (BF3). En la molécula de BF3 el átomo de boro central sólo tiene seis electrones a su alrededor

enlace químico

• es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes

• Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente

4.2. Enlace covalente

• _Teorías para explicar el enlace covalente. • _ Enlace valencia. • _ Hibridación de los orbitales • _Teoría de la hibridación.• _Formación, representación y características

de los orbitales híbridos: sp,• ps2,sp,d2sp3,dsp2,sd3,dsp3