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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
CUADRO SINÓPTICO
Química
Ciencia natural
que estudia a la
materia y sus
transformaciones.
Química General
Química Descriptiva
Agroquímica
Bioquímica
Petroquímica
Otros
Química Aplicada
Cualitativa
Cuantitativa
Química Analítica
Materia
Todo aquello
que ocupa
un lugar en
el espacio
Orgánica Inorgánica
e
Sólido
Líquido
Gas
Extrínsecas
Tamaño, Forma,
Volumen
Peso y Temparatura
Intriínsecas
Color
Punto de Fusión y
de Ebullición
Propiedades
CONCEPTOS
FUNDAMENTALES
DE LA QUÍMICA.
Afectada
por
fenómenos
Químicos
Físicos
Oxidación
Digestión
Fotosíntesis
Combustión
Elasticidad
Fusión
Evaporación
Cristalización
Métodos de Separación de Mezclas
Mezclas
Centrifugación
Filtración
Destilación
Solubilidad
Cristalización
Evaporación
Sublimación
Heterogéneas
Homogéneas
Sustancias Puras
Compuestos
Elementos
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
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 NaHidrácidos, 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 energía
Los 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 descubrimien
to.
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 partícula
Es 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 Planck
6.62606896(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=0
p (l=1)
pz px py
m=0 m=±1
d (l=2) dz2 dxz dyz dxy dx2-y2 m=0 m=±1 m=±2
f (l=3) fz3 fxz2 fyz2 fxyz fz(x2-y2) fx(x2-3y2) fy(3x
m=0 m=±1 m=±2 m=±3
n=1 s
n=3 s,p,d
n=2 s,p
n=4 s,p,d,f
Cantidad de electrones en cada
nivel de energía
•
•
•
•
•
•
•
n= 1 1s
n= 2 2s,2p
n= 3 3s,3p
n= 4 4s,3d,4p
n= 5 5s,4d,5p
n= 6 6s,4f,5d,6p
n= 7 7s,5f,6d,7p
2 –e
2- e,6-e
2- e,6-e
2- e,10-e, 6-e
2- e,10-e, 6-e
2- e,14-e,10-e, 6-e
2- e,14-e,10-e, 6-e
2-e
8-e
8-e
18-e
18-e
32-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