- Es parte de la ciencia, esta estudia la obtención, las propiedades y la transformación de sustancias puras.-
- La ciencia es el método científico a través de conocimiento obtenido.-
- Método científico es aquel modo natural, ordenado, racional y sistemático de obtener conocimiento. Este método contempla una serie de pasos a seguir:
1).- La observación del fenómeno.
2).- Formulación de Hipótesis. (Este paso explica el paso número 1).
3).- Luego se confirman los experimentos y se descartan hipótesis.
*RESULTADOS: Dependiendo los resultados de las actividades, obteniendo conocimientos particulares que se expresan mediante las leyes científicas. Visión general de un tema que es sostenida por varias leyes es llamado Teoría.
Sustancias puras
Las sustancias puras (S.P) son manifestaciones más o menos sofisticada de la materia y la compresión del concepto.
*Definición de materia: Es todo lo que tiene masa o pesa y puede ser perceptible o imperceptible por nuestros sentidos.
Modelo estructural molecular de las sustancia puras
1).- Un cierto tipo de partícula, llamada moléculas, invisibles y que poseen cualidades que veremos a continuación, nos permiten comprender el concepto de Sustancia Pura.
2).- Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma.
*Podemos así también inferir una definición de molécula: La menor porción material en que se puede presentar una Sustancia Pura.
3).- Las moléculas tienen la cualidad del movimiento, poseen Energía Cinética que es proporcional a la temperatura y además se atraen entre sí mediante fuerzas de atracción intermoleculares que son de naturaleza eléctrica.
4).- En los cambios de tipo físico, que para las sustancias puras ocurren a temperaturas bien definidas, las moléculas permanecen inalteradas y por ello a este tipo de cambios se les denomina comúnmente reversibles.
QUÍMICA GENERAL CLASE Nº 2
Analizar un sistema heterogéneo significa separar las diferentes fases que lo conforman.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEOS
FILTRACIÓN
FILTRACIÓN SIMPLE
FILTRACION CON SUCCIÓN O DE VACÍO
DECANTACION
CENTRIFUGACIÓN
SUBLIMACIÓN
DISOLUCIÓN
TAMIZACIÓN
No es una técnica de carácter sistemático, y tendría utilidad cuando el tamaño de grano del material particulado fuese significativamente diferente para cada una de las fases ( separación de arena de rio y harina ).
Las soluciones sólidas las encontramos en sistemas más conocidos como aleaciones ( bronce, aleación de cobre y estaño). La salmuera ( agua con sal común) es líquida y el aire (Oxígeno, Nitrógeno etc..) es gaseosa.
Los cambios de Estado Físico de las Soluciones también ocurren por variación de la temperatura. Los valores de las temperaturas de transición no son fijos como en las Sustancias Puras, sino que dependen de la proporción en que se encuentren los distintos tipos de moléculas.
Se consideran sistemas homogéneos porque los microscopios corrientes no tienen poder de resolución a nivel molecular
ANALISIS DE SISTEMAS HOMOGENEOS
Analizar un sistema homogéneo significa separar las diferentes Sustancias Puras o tipo de moléculas que lo conforman.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS
DESTILACIÓN
Rotavapor .
El Rotavapor permite la destilación a presión reducida o ligero vacío, de esta forma se logra una disminución de la temperatura de ebullición del solvente. Esta modalidad es conveniente cuando se desea evitar que los solutos de origen biológico se "desnaturalicen " o deterioren por excesivo calentamiento.
EXTRACCIÓN POR SOLVENTE
El soluto es extraído del solvente original por un solvente extractor, inmiscuible con el primero, y que disuelve mejor al soluto
CRISTALIZACIÓN
CONCEPTO PREVIO DE SOLUBILIDAD
La Solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, se puede disolver en una determinada cantidad de solvente a una temperatura y presión dadas. Cuando la solución tiene disuelto la cantidad de soluto que corresponde a la solubilidad se dice que la solución está saturada
La Solubilidad de los sólidos en líquidos por lo general aumenta cuando aumenta la Temperatura.
En la cristalización se lleva a la solución a la condición de saturación a una temperatura alta, luego se deja enfriar lentamente y como la solubilidad es menor a menores temperaturas se forman cristales.
Los cristales se forman a partir de pequeños "nucleos de cristalización" ( formados por siembra de pequeños cristales, aristas de vidrio de los vasos o bien espontáneamente). Mientras menor cantidad de nucleos de cristalización se formen, mejores y mayores cristales se obtienen. Mientras más grande sea el cristal formado , la sustancia es más pura o menos contaminada con impurezas.
CROMATOGRAFÍA
Las diferentes Sustancias Puras de una mezcla se pueden separar por Cromatografía. Una muestra ( mezcla de moléculas coloreadas azul y rojo en el siguiente gráfico) se siembra en un soporte fijo o estacionario. El flujo de una fase movil arrastra de diferente manera ( separa ) los distintos tipos de moléculas.
Las moléculas son retenidas por la fase estacionaria mediante fuerzas de retención y al mismo tiempo son arrastradas por la fase movil mediante fuerzas de arrastre. La intensidad de estas fuerzas ( de naturaleza eléctrica ) son propias de cada sustancia. Si una sustancia es pobremente retenida pero fuertemente arrastrada tendrá un bajo tiempo de elución en cambio otra que es fuertemente retenida y pobremente arrastrada demorará mucho en cruzar la fase estacionaria y tendrá untiempo de elución elevado.
El tiempo de elución para una determinada sustancia es constante para una fase estacionaria, fase movil, flujo y largo de columna determinados y es por lo tanto un factor de identificación de las sustancias.
Cromatografía líquida de capa fina.
Fué la primera en desarrollarse, las diferentes sustancias separadas eran reconocidas mediante reactivos que daban coloraciones particulares. De allí el nombre del método ( Chromos = Color ). Tiene utilidad de reconocimiento de diferentes Sustancias
Cromatografía líquida en columna
Usada con fines preparativos ( separar cantidades significativas de diferentes sustancias). La fase movil (líquido) desciende por gravedad. Es común detectar el descenso de las sustancias alumbrando el sistema con luz UV (ultravioleta)
Registro de Cromatografía de Gases
La fase estacionaria rellena un serpentín. Se hace fluir un gas como fase móvil en forma constante a presión constante. Se mide el tiempo de elución de la fase móvil y con el se comparan los tiempos de elución de las diferentes sustancias. Las sustancias son detectadas por métodos acoplados a sistemas electrónicos. Estos identifican y cuantifican los componentes del sistema mediante los correspondientes registros.
La cromatografía HPLC (High Performance Liquid Chromatography) además de identificar y cuantificar sirve a propósitos preparativos. En estos es sistemas es posible trabajar con fases moviles, mezclas de solventes, con gradientes programados de composición..
LAS SUSTANCIAS PURAS
Ejemplo: Peso de hidrógeno combinado con 1 g de nitrógeno en amoníaco 3
1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. ( Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
Con esta visión más profunda de los aspectos estructurales de la materia (modelo atómico) se comprenden categorias aún mas finas de los sistemas materiales, esta vez en relación a las SustanciasPuras.
Análisis de Sustancias Puras
El análisis de Sustancias Puras corresponde al denominado Análisis Químico.
Análisis Químico Cualitativo Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto.
Análisis Químico Cuantitativo Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.
SUSTANCIA PURA
ELEMENTOS COMPUESTO
NOMENCLATURA QUIMICA Y EJEMPLOSUn átomo de un Elemento se representa por su Símbolo
Un átomo de cobre se representa por su Cu
Un átomo de oxígeno se representa por O
Un átomo de hidrógeno se representa por H
Una molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula
Una molécula de Oxido de Cobre (I) se representa por Cu2O
El número de átomos del elemento se indica con un subíndice después del Símbolo y se llama Atomicidad.
QUÍMICA GENERAL CLASE Nº 2
MÁS INFO:
A los estados físicos de la materia ya mencionados podemos agregar los estados de cristal líquido y el estado de plasma:
Los cristales líquidos pueden presentar varios ordenamientos moleculares de tipo esméctico, estado nemático y colestérico
Las Sustancias Puras y las propiedades
Los cambios de tipo físico de una sustancia pura nos muestran la necesidad de considerar el aspecto propiedades de los sistemas materiales. Esto es, si bien se trata del mismo tipo de moléculas , las propiedades (color, densidad, viscosidad, temperatura, etc. ) del sólido difieren de las del líquido y éste de las del gas.
El aspecto propiedades de los sistemas materiales se enfrenta con el concepto de Fase.
Una Fase es una porción de materia que posee idénticas propiedades, tanto físicas como químicas, en toda su extensión. En consecuencia los cambios de estado físico son cambios de Fase. Entonces una Sustancia Pura puede ser una fase sólida o una fase líquida o una fase gaseosa dependiendo de la temperatura a la que se encuentre. Durante el cambio de estado coexisten dos fases a la temperatura de la transición correspondiente.
A una determinada presión y a una determinada temperatura, una Sustancia Pura puede presentar coexistencia (existencia simultánea) de tres fases como representa el gráfico a continuación:
La primera categorización de los Sistemas Materiales se basa en el concepto de fase, como se demuestra en la siguiente imagen:
SISTEMAS HETEROGÉNEO DE 3 FASES:
3 Fases
1 Sustancia Pura 2 Sustancias Puras
2 Fases
1 Sustancia Pura 2 Sustancias Puras
Estos sistemas que aparentan ser homogéneos pero al microscopio se observan heterogéneos reciben el nombre de coloides y la siguiente tabla muestra algunos tipos de ellos.
Fase Dispersa | ||||
|---|---|---|---|---|
Fase Continua | No es posible porque todos los gases son solubles entre sí | Aerosol líquido,Ejemplos: niebla, bruma | Aerosol sólido,Ejemplos: Humo, polvo en suspensión | |
Espuma,Ejemplos: Espuma de afeitado | Emulsión, (Líquidos insolubles)Ejemplos: Salsa mayonesa, crema de manos, | Dispersión coloidalSuspensión o Sol,Ejemplos: Leche, Sangre, Pinturas, tinta china | ||
Espuma Sólida,Ejemplos: piedra Pómez | Gel,Ejemplos: Gelatina, gominola, queso | Emulsión sólida,Ejemplos: Cristal de rubí | ||
ANÁLISIS DE SISTEMAS
HETEROGÉNEOS
Analizar un sistema heterogéneo significa separar las diferentes fases que lo conforman.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEOS
FILTRACIÓN
FILTRACIÓN SIMPLE
FILTRACION CON SUCCIÓN O DE VACÍO
DECANTACION
CENTRIFUGACIÓN
SUBLIMACIÓN
DISOLUCIÓN
TAMIZACIÓN
No es una técnica de carácter sistemático, y tendría utilidad cuando el tamaño de grano del material particulado fuese significativamente diferente para cada una de las fases ( separación de arena de rio y harina ).
EJEMPLOS DE SISTEMAS HOMOGENEOS
1 Fase
Si observamos las fases líquidas del anterior ejemplo de sistemas homogéneos observamos una diferencia en cuanto al tipo de partículas que forman tales sistemas. De aquí aparece la necesidad de establecer otras categorías de sistemas materiales, esta vez respecto al número de tipos de partículas que forman el sistema.
EJEMPLOS DE SOLUCIONES
Los cambios de Estado Físico de las Soluciones también ocurren por variación de la temperatura. Los valores de las temperaturas de transición no son fijos como en las Sustancias Puras, sino que dependen de la proporción en que se encuentren los distintos tipos de moléculas.
Se consideran sistemas homogéneos porque los microscopios corrientes no tienen poder de resolución a nivel molecular
ANALISIS DE SISTEMAS HOMOGENEOS
Analizar un sistema homogéneo significa separar las diferentes Sustancias Puras o tipo de moléculas que lo conforman.
TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS
DESTILACIÓN
Rotavapor .
El Rotavapor permite la destilación a presión reducida o ligero vacío, de esta forma se logra una disminución de la temperatura de ebullición del solvente. Esta modalidad es conveniente cuando se desea evitar que los solutos de origen biológico se "desnaturalicen " o deterioren por excesivo calentamiento.
EXTRACCIÓN POR SOLVENTE
El soluto es extraído del solvente original por un solvente extractor, inmiscuible con el primero, y que disuelve mejor al soluto
CRISTALIZACIÓN
CONCEPTO PREVIO DE SOLUBILIDAD
La Solubilidad es la mayor cantidad de soluto, que en forma estable, se puede disolver en una determinada cantidad de solvente a una temperatura y presión dadas. Cuando la solución tiene disuelto la cantidad de soluto que corresponde a la solubilidad se dice que la solución está saturada
La Solubilidad de los sólidos en líquidos por lo general aumenta cuando aumenta la Temperatura.En la cristalización se lleva a la solución a la condición de saturación a una temperatura alta, luego se deja enfriar lentamente y como la solubilidad es menor a menores temperaturas se forman cristales.
Los cristales se forman a partir de pequeños "nucleos de cristalización" ( formados por siembra de pequeños cristales, aristas de vidrio de los vasos o bien espontáneamente). Mientras menor cantidad de nucleos de cristalización se formen, mejores y mayores cristales se obtienen. Mientras más grande sea el cristal formado , la sustancia es más pura o menos contaminada con impurezas.
CROMATOGRAFÍA
Las diferentes Sustancias Puras de una mezcla se pueden separar por Cromatografía. Una muestra ( mezcla de moléculas coloreadas azul y rojo en el siguiente gráfico) se siembra en un soporte fijo o estacionario. El flujo de una fase movil arrastra de diferente manera ( separa ) los distintos tipos de moléculas.
Las moléculas son retenidas por la fase estacionaria mediante fuerzas de retención y al mismo tiempo son arrastradas por la fase movil mediante fuerzas de arrastre. La intensidad de estas fuerzas ( de naturaleza eléctrica ) son propias de cada sustancia. Si una sustancia es pobremente retenida pero fuertemente arrastrada tendrá un bajo tiempo de elución en cambio otra que es fuertemente retenida y pobremente arrastrada demorará mucho en cruzar la fase estacionaria y tendrá untiempo de elución elevado.
El tiempo de elución para una determinada sustancia es constante para una fase estacionaria, fase movil, flujo y largo de columna determinados y es por lo tanto un factor de identificación de las sustancias.
Cromatografía líquida de capa fina.
Fué la primera en desarrollarse, las diferentes sustancias separadas eran reconocidas mediante reactivos que daban coloraciones particulares. De allí el nombre del método ( Chromos = Color ). Tiene utilidad de reconocimiento de diferentes Sustancias
Cromatografía líquida en columna
Usada con fines preparativos ( separar cantidades significativas de diferentes sustancias). La fase movil (líquido) desciende por gravedad. Es común detectar el descenso de las sustancias alumbrando el sistema con luz UV (ultravioleta)
Registro de Cromatografía de Gases
La fase estacionaria rellena un serpentín. Se hace fluir un gas como fase móvil en forma constante a presión constante. Se mide el tiempo de elución de la fase móvil y con el se comparan los tiempos de elución de las diferentes sustancias. Las sustancias son detectadas por métodos acoplados a sistemas electrónicos. Estos identifican y cuantifican los componentes del sistema mediante los correspondientes registros.
La cromatografía HPLC (High Performance Liquid Chromatography) además de identificar y cuantificar sirve a propósitos preparativos. En estos es sistemas es posible trabajar con fases moviles, mezclas de solventes, con gradientes programados de composición..
LAS SUSTANCIAS PURAS
EL CAMBIO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES
Sabemos que una Sustancia Pura es un sistema formado por un tipo de moléculas características para esa Sustancia, es decir de tamaño, masa y forma bien definidas. Cuándo las Sustancias Puras reciben energía mayor que la necesaria para que acontezcan los cambios físicos sus moléculas se modifican, variando el tamaño, la masa y la forma, es decir se transforman en moléculas o Sustancia Puras distintas de las iniciales. En estos casos ha ocurrido un Cambio Químico o Reacción Química.
Se observa que algunas moléculas se rompen en fragmentos o degradan con relativa facilidad, finalmente se llega a fragmentos o moléculas muy resistentes a la ruptura o degradación. Estas últimas sustancias de difícil ruptura o degradación se consideran fundamentales y se les denomina Elementos y con ellas se formarían aquellas más complejas y que se les denomina Compuestos. Una definición precisa de estos conceptos surge cuando se aclaran aspectos estructurales de las moléculas.
*Ley de la Conservación de la Materia (Lavoisier)
En un cambio químico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.
*Ley de las Proporciones Definidas ( Proust)
La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.
Ejemplo El sulfuro de plomo es un compuesto (negro) formado por los elementos plomo ( plomo) en 86,4% y azufre ( amarillo) en 13,6 %. Esto significa que por cada 100 g. de sulfuro de plomo 86,4 g. corresponden a plomo y 13,6 g. a azufre.
Así, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos:
0,864 g de plomo y 0,136 g de azufre se formará 1 g. de sulfuro de plomo.
Y, si colocamos en un crisol para hacer reaccionar y calentamos:
1,0 g de plomo y 0,136 g de azufre se formará 1 g. de sulfuro de plomo y sobrarán 0,136 g de Plomo
que no logran combinarse.
Puesto que el sulfuro de plomo es una Sustancia Pura, debe estar formado por moléculas iguales. Además en todas ellas deben estar los elementos plomo y azufre en la misma proporción que se observa en las muestras macroscópicas. Aquí aparece la noción "porción definida de un elemento"
*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 dos o más compuestos están en relación de números enteros.
Ejemplo: Peso de hidrógeno combinado con 1 g de nitrógeno en amoníaco 3
________________________________________________ = _______
Peso de hidrógeno combinado con 1 g de nitrógeno en hidrazina 2
La ley y su implicancia a nivel molecular
Esta vez el concepto " porción definida de un elemento" se refuerza fuertemente y conduce al concepto definido de atomo.
MODELO ATÓMICOLas leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.
2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir , de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. ( Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)
3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento.
Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.
4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos
LOS ELEMENTOS Y LOS COMPUESTOS
Con esta visión más profunda de los aspectos estructurales de la materia (modelo atómico) se comprenden categorias aún mas finas de los sistemas materiales, esta vez en relación a las SustanciasPuras.
Análisis de Sustancias Puras
El análisis de Sustancias Puras corresponde al denominado Análisis Químico.
Análisis Químico Cualitativo Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto.
Análisis Químico Cuantitativo Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.
SUSTANCIA PURA
ELEMENTOS COMPUESTO
Inevitablemente para separar elementos desde los compuestos hay que recurrir a reacciones. El método más importante para separar elementos de su compuesto es la electrólisis.
Obtención de Cloro y Sodio a partir de Cloruro de Sodio por electrólisis.
Obtención de Cloro y Sodio a partir de Cloruro de Sodio por electrólisis.
bién son utiles la formación de sales insolubles o precipitados y la formación de complejos.
NOMENCLATURA QUIMICA Y EJEMPLOSUn átomo de un Elemento se representa por su Símbolo
Un átomo de cobre se representa por su Cu Un átomo de oxígeno se representa por O Un átomo de hidrógeno se representa por HUna molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula
Una molécula de Oxido de Cobre (I) se representa por Cu2OUn reordenamiento de atomos de un cambio Químico se representa por su Ecuación
Un reordenamiento de atomos de la formación del hidróxido de cobre (I) se representa por
Cu2O + H2O = 2 Cu OH
El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico
CuO2H2 Cu(OH)2
EL PROBLEMA DE LA DETERMINACIÓN DE LAS FORMULAS 
Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros. 
Cu2O + H2O = 2 Cu OH
El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico
Algunas características de agrupación de los átomos al formar moléculas se indican usando paréntesis.
EL PROBLEMA DE LA DETERMINACIÓN DE LAS FORMULAS
¿Cuántos átomos de plomo hay en la molécula ¿Cuántas naranjas hay en la bolsa?
de súlfuro de plomo?
1?, 2?, .... 3?, ........... 4?........y de azufre? ¿Cuánto pesa cada naranja?
LEY DE VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GASES ( Gay Lussac)
Los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.
¿Porqué esa relación de volumenes? ¿Cuál es la fórmula de las moléculas de esas sustancias?
HIPOTESIS O PRINCIPIO DE AVOGADRO
Amadeus Avogadro
En 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:En volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual número de moléculas.
1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad
(relacionable con la Energía Cinética = 1/2 masa x velocidad 2 y proporcional a la temperatura)
(relacionable con la Energía Cinética = 1/2 masa x velocidad 2 y proporcional a la temperatura)
2) del número de Impactos ( proporcional al número de moléculas)
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.
Aplicando el Principio de Avogadro recién enunciado a lo observado por Gay Lussac según los ejemplos ya entregados se concluye que los volumenes de reaccionantes y productos observados se explican mediante las siguientes proposiciones de reordenamientos:
La Hipótesis de Avogadro no sólo explica los experimentos de Gay Lussac y permite conocer la fórmula de las moléculas de gases simples, sino que permite, pesando volumenes iguales de diferentes gases medidos en iguales condiciones de P y T donde hay igual número de átomos, establecer la primera relación de masas de los diferentes átomos.
Avogadro, cuando presentó su hipótesis en 1811, era un joven desconocido y su aporte no fue reconocido sino hasta el 1858 cuando la fuerza de lo verdadero se impuso. Medio siglo de masiva dependencia intelectual y carencia de espíritu crítico, situación incomprensible e inaceptable entre quienes se supone hacen la Ciencia.
LAS PARTICULAS INTRATOMICAS FUNDAMENTALES
Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)
Experimento de Rutherford
Dispersión de los rayos a por lámina de oro
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación a las órbitas planetarias del sistema solar.
Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos ( número de moléculas) son iguales.
Aplicando el Principio de Avogadro recién enunciado a lo observado por Gay Lussac según los ejemplos ya entregados se concluye que los volumenes de reaccionantes y productos observados se explican mediante las siguientes proposiciones de reordenamientos:
2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O
N 2 + 3 H 2 = 2 NH 3
H 2 + Cl 2 = 2 H Cl
La Hipótesis de Avogadro no sólo explica los experimentos de Gay Lussac y permite conocer la fórmula de las moléculas de gases simples, sino que permite, pesando volumenes iguales de diferentes gases medidos en iguales condiciones de P y T donde hay igual número de átomos, establecer la primera relación de masas de los diferentes átomos.
Primeras escalas de Pesos Atómicos o Pesos relativos.
Estos pesos permitieron las relaciones de la Ley de las Proporciones Recíprocas, que junto a otras reglas, permitieron conocer la masa relativa de otros átomos como los de elementos metálicos.
Avogadro, cuando presentó su hipótesis en 1811, era un joven desconocido y su aporte no fue reconocido sino hasta el 1858 cuando la fuerza de lo verdadero se impuso. Medio siglo de masiva dependencia intelectual y carencia de espíritu crítico, situación incomprensible e inaceptable entre quienes se supone hacen la Ciencia.
UNIDAD 2 ESTUDIO DE LOS ATOMOS
La materia y la Electricidad
Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y la negativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen.
En sus experimentos de electrólisis, Faraday determinó la proporcionalidad entre la cantidad de sustancias transformadas y la cantidad de electricidad empleada. Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.
Thompson demuestra experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de los electrones.
Tubo de rayos catódicos
Los electrones resultan ser partículas de carga eléctrica negativa cuya razón:
Carga
_________________ = 1,76 . 10 8 (Coulomb / gramo)
Masa
Millikan determina la carga eléctrica del electrón en su clásico experimento de la gota de aceite.
Experimento de la gota de aceite de Millikan
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 a ( partículas "pesadas", cargadas positivamente)
Experimento de Rutherford
Dispersión de los rayos a por lámina de oro
Rutherford concluye que la lámina de oro es prácticamente vacía, o mejor, el átomo de oro concentra toda su masa en un núcleo de carga positiva de volumen muy pequeño en relación al volumen atómico total.
Comprende la presencia en el núcleo del átomo, de los protones, partículas cargadas positivamente y de masa mayor que la del electrón y que ya habían sido detectadas con el tubo de Thompson. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones, partículas de igual masa que el protón pero sin carga eléctrica.
El nucleo, por la presencia de los protones, tiene carga positiva y por esta razón atrae los electrones (cargas negativas) que giran a su alrededor en órbitas semejantes, en una primera aproximación a las órbitas planetarias del sistema solar.
LA VISION ATOMICA DE RUTHERFORD
NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.
NUMERO MÁSICO CARGA ELÉCTRICA O ESTADO DE OXIDACIÓN A CARGA
SÍMBOLO S
NÚMERO ATÓMICO ATOMICIDAD Z X
DEFINICIONES
NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE 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.
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al atomo, permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía.
Magnitudes y cualidades de las ondas
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
:. l = c / n :. n = c / l :. n = 1 / l (N° de ondas ) cm -1
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
El espectro continuo de ondas electromagnéticas
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.
Fisica Clásica
LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA.
Algunos experimentos cruciales
a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
b) El efecto fotoeléctrico.
LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUOSE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS "PAQUETES DE ENERGÍA " QUE SE DENOMINAN CUANTOS, CUANTAS O FOTONES LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA.
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
Planck dijo que la energía de un fotón= hn , siendo h la constante de planck que es igual a 6,62 10 -27 erg. Seg.
ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
1) Orbitas circulares 2) Momento angular = m e v r = n h / 2 n = 1,
2,3...........
Energía asociada a los cambios de órbita
E fotón absorbido= E final - Einicial E fotón emitido= Einicial-Efinal.
DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p
Principio de incertidumbre de Heissenberg
Este se refiere a que es imposible conocer la posición y el momento de un electrón simultáneamente.
Ecuación onda partícula de Schrodinger
Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck, = Amplitud de la onda,
m = masa del a partícula x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z) = Energía Potencial, E = Energía de la partícula
Si se calcula esta ecuación es posible determinar zonas mayor probabilidad en que se puedan encontrar los electrones, esto es aplicado al átomo de hidrogeno. Y con esta ecuación aparecen los denominados números cuánticos.
LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO, SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energía de los orbitales
¿Cuántos valores? Infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,.............. (Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? N
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3,......... (n-1)
S p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras
que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos 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
¿Cuántos valores? 2 ¿Cuales? - 1 / 2, + 1 / 2
Gráficos de orbitales
Polielectrónicos
Para este tipo de átomos se utiliza la regla o principio de Pauli, el cuál dice que no puede haber 2 electrones con, 4 números cuánticos iguales.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales: El dice que los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía, estos son los de n+1
Principio de Hund: En el 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 magnéticas de las sustancias: Esto se refiere que las sustancias que tengan orbitales con electrones desapareados (spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spin se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables. Y por el contrario si los orbitales tienen electrones apareados (spin + 1/2 y - 1/2) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
Configuraciones electrónicas y electrones de valencia: Los electrones de valencia son aquellos en que los 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 periódicas de los elementos: La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante, pero también se encuentran otras.
El radio Atómico(R.A.): Distancia que hay desde el núcleo del átomo al electrón más externo o periférico.
De esto se obtienen las siguientes conclusiones: El Radio atómico disminuye suavemente al Aumentar Z en un Período.
El radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia.
Los iones son átomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones. El Radio de los iones es diferente al de los átomos neutros. Los iones negativos (ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, (pierden electrones) son menor Radio.
Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica
El potencial de Ionización ( P . I .)
Es la 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 viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
La electroafinidad ( E . A .)
Es la 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 viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles
La electronegatividad ( E. N.)
La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.
La Electropositividad ( E . P .)
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
La formación de los iones
Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.
La formación de moléculas
La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
M+m n N -n m
M = Metal N = No Metal
TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES
-ÓXIDOS METALICOS
-ÓXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
-LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METÁLICO + AGUA)
-LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METÁLICO + AGUA)
-LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
-LOS ACIDOS Y LAS BASES
-LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
-LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
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.
DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS
La existencia de isótopos (átomos de distinta masa) en todos los elementos debe ser tomada en cuenta cuando se trata de determinar las relaciones de los pesos de los átomos. En la actualidad es posible conocer los distintos tipos de isótopos que presenta un elemento en su estado natural y además es posible saber en que proporción o cantidad se encuentran gracias a la tecnología del espectrógrafo de masas.
Espectrógrafo de masas
El espectrógrafo de masas es un aparato en que por descargas eléctricas los átomos de un elemento se transforman en iones positivos. Estos iones son conducidos a la forma de un haz lineal hasta una zona en que son desviados mediante dispositivos magnéticos o eléctricos de acuerdo a la masa del ión ( los iones más pesados se desvían menos ). Así los iones en diferentes haces según su masa son detectados y cuantificados.
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
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 ).
Ejemplo de cálculo del Peso Atómico
El Neón tiene dos isótopos.
El 20 Ne que tiene una masa de 19,992 u.m.a. y el 22Ne que tiene una masa de 21,991 u.m.a.
Por cada 100 atomos de la muestra natural 90 corresponden al 20Ne y 10 al 22 Ne, es decir, sus abundancias relativas son de 90% y 10% respectivamente.
El cálculo del Peso Atómico será:
PA Ne = 0.90 * ( 19,992 u.m.a.) + 0,10 * ( 21,991 u.m.a.) = 20 , 192 u.m.a.
Unidad 3
La envoltura de los átomos
La determinación de la disposición de los electrones alrededor del nucleo atómico ha sido un inmenso logro de científicos de las Matemáticas, la Física y la Química. Los resultados de las investigaciones muestran aspectos sorprendentes de la naturaleza de la materia y la energía. Estos aspectos, en relación al atomo, permiten fundamentalmente la comprensión del comportamiento químico de las sustancias.
Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía.
Magnitudes y cualidades de las ondas
A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda ( cm/ seg)
l = longitud de onda ( lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período ( tiempo de un ciclo ) (seg)
n = frecuencia ( nu ) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental l = c T
:. l = c / n :. n = c / l :. n = 1 / l (N° de ondas ) cm -1
Un fenómeno inherente a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Es decir, si las ondas se encuentran en fase se suman sus amplitudes, en cambio si las ondas están desfasadas se anulan mutuamente y la amplitud de la onda resultante puede ser nula.
El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.
El espectro continuo de ondas electromagnéticas
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.
Fisica Clásica
LA ENERGÍA ERA DE NATURALEZA CONTINUA Y LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ERA PROPORCIONAL A LA AMPLITUD DE LA ONDA.
Algunos experimentos cruciales
a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno
b) El efecto fotoeléctrico.
LA ENERGÍA ES DE CARACTER DISCONTÍNUOSE PRESENTA A LA FORMA DE PEQUEÑOS "PAQUETES DE ENERGÍA " QUE SE DENOMINAN CUANTOS, CUANTAS O FOTONES LA ENERGÍA DE UNA ONDA ELECTROMAGNÉTICA ES PROPORCIONAL A SU FRECUENCIA.
ECUACIÓN DE MAX PLANCK
Planck dijo que la energía de un fotón= hn , siendo h la constante de planck que es igual a 6,62 10 -27 erg. Seg.
ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
1) Orbitas circulares 2) Momento angular = m e v r = n h / 2 n = 1,
2,3...........
Energía asociada a los cambios de órbita
E fotón absorbido= E final - Einicial E fotón emitido= Einicial-Efinal.
DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p
Principio de incertidumbre de Heissenberg
Este se refiere a que es imposible conocer la posición y el momento de un electrón simultáneamente.
Ecuación onda partícula de Schrodinger
Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo donde:
h = constante de Planck, = Amplitud de la onda,
m = masa del a partícula x,y,z = coordenadas de posición,
V(x,y,z) = Energía Potencial, E = Energía de la partícula
Si se calcula esta ecuación es posible determinar zonas mayor probabilidad en que se puedan encontrar los electrones, esto es aplicado al átomo de hidrogeno. Y con esta ecuación aparecen los denominados números cuánticos.
LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO, SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energía de los orbitales
¿Cuántos valores? Infinito
¿Cuáles? 1,2 3,4,.............. (Es el mismo n del átomo de Bohr)
l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales
¿Cuántos valores? N
¿Cuáles? 0, 1, 2, 3,......... (n-1)
S p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras
que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales
¿Cuántos 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
¿Cuántos valores? 2 ¿Cuales? - 1 / 2, + 1 / 2
Gráficos de orbitales
Polielectrónicos
Para este tipo de átomos se utiliza la regla o principio de Pauli, el cuál dice que no puede haber 2 electrones con, 4 números cuánticos iguales.
Principio de Estabilidad o menor Energía
Regla de Ta o de las diagonales: El dice que los electrones se ubican primero en los orbitales de menor energía, estos son los de n+1
Principio de Hund: En el 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 magnéticas de las sustancias: Esto se refiere que las sustancias que tengan orbitales con electrones desapareados (spin - 1/2) tienen propiedades paramagnéticas, esto es, los campos magnéticos de spin se suman, refuerzan o atraen los campos magnéticos externos, las sustancia son imantables. Y por el contrario si los orbitales tienen electrones apareados (spin + 1/2 y - 1/2) es una circunstancia que determina el diamagnetismo, la sustancia repele campos magnéticos externos y las sustancias no son imantables.
Configuraciones electrónicas y electrones de valencia: Los electrones de valencia son aquellos en que los 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 periódicas de los elementos: La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante, pero también se encuentran otras.
El radio Atómico(R.A.): Distancia que hay desde el núcleo del átomo al electrón más externo o periférico.
De esto se obtienen las siguientes conclusiones: El Radio atómico disminuye suavemente al Aumentar Z en un Período.
El radio Atómico aumenta "bruscamente" al aumentar Z en un Grupo o familia.
Los iones son átomos cargados eléctricamente que resultan de ganar o perder electrones. El Radio de los iones es diferente al de los átomos neutros. Los iones negativos (ganan electrones) son de mayor Radio, en cambio los positivos, (pierden electrones) son menor Radio.
Las estructuras isoelectrónicas, son iones positivos o negativos o bien átomos neutros que poseen igual configuración electrónica
El potencial de Ionización ( P . I .)
Es la 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 viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.
La electroafinidad ( E . A .)
Es la 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 viciversa. En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico .
No cuenta para los gases nobles
La electronegatividad ( E. N.)
La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico
Mide la tendencia a formar iones negativos o bien la capacidad de atraer electrones.
La electronegatividad máxima es la del Fluor e igual a 4. No cuenta para los gases nobles.
La Electropositividad ( E . P .)
La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.
La formación de los iones
Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.
Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.
Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.
La formación de moléculas
La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas.
M+m n N -n m
M = Metal N = No Metal
TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES
-ÓXIDOS METALICOS
-ÓXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
-LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METÁLICO + AGUA)
-LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METÁLICO + AGUA)
-LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
-LOS ACIDOS Y LAS BASES
-LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
-LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
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