Apuntes de Química Unidad 1 PDF

🧪 Química Química / Unidad 1 Su estudio permite comprender como se comportan los fenómenos de la materia y sus transformaciones. LOS ATOMOS Demócrito, expresó la idea de que todo lo que existe en la naturaleza está...

🧪 Química Química / Unidad 1 Su estudio permite comprender como se comportan los fenómenos de la materia y sus transformaciones. LOS ATOMOS Demócrito, expresó la idea de que todo lo que existe en la naturaleza está formado por unidades muy pequeñas, a las que llamó átomos. Estructura del átomo. Descubrimiento del electrón. A mediados del siglo XIX, los científicos empezaron a descubrir que los átomos no eran indivisibles, como se pensaba anteriormente. Estos descubrimientos se basaron en experimentos con electricidad y gases. (Electrolisis de Faraday, 1833) 1. Experimentos con tubos de rayos catódicos: Se usaban tubos de vidrio con dos electrodos (uno negativo y otro positivo) y un gas a baja presión. Cuando se aplicaba electricidad, se producían rayos catódicos que se movían del electrodo negativo al positivo. Estos rayos creaban una luminiscencia y una sombra en una pantalla especial. 2. Descubrimiento de los electrones: Al estudiar cómo estos rayos se comportaban bajo campos eléctricos y magnéticos, se descubrió que Química 1  estaban formados por partículas con carga negativa, que más tarde se llamaron electrones. 3. Rayos Canales o Anódicos: En algunos experimentos, al usar un cátodo perforado (un electrodo negativo con agujeros), se observó otra radiación formada por partículas con carga positiva. Estas partículas se dirigían hacia el cátodo y se conocieron como rayos canales o anódicos. 4. Descubrimiento de los protones: Se descubrió que las partículas positivas en los rayos canales tenían la misma carga que los electrones, pero de signo opuesto. Esto llevó a la identificación de otra partícula subatómica llamada protón. ⚛️ MODELOS ATOMICOS Modelo atómico de Dalton: (1808) La materia esta compuesta por partículas pequeñas (átomos) que son indestructibles. Átomos de distintos elementos difieren entre si, poseen propiedades químicas distintas. Átomos de un mismo elemento son iguales, con mismas propiedades químicas. Los átomos se combinan para formar compuestos. Reacción química: combinación o separación de átomos. Modelo atómico de Thomson (1898): Conocido como modelo ``budín de pasas´´, podía explicar fenómenos eléctricos pero no radiactivos. “El átomo es una esfera material cargada positivamente, dentro de la cual como pequeños gránulos se encuentran distribuidos al azar los electrones con carga negativa, en número suficiente para que la carga total del átomo sea nula“. Modelo atómico de Rutherford: Química 2  1. Experimento de la lamina de oro: utilizo partículas alfa (carga positiva) para bombardear laminas delgadas de oro. Observo que: La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin desviarse. Algunas se desviaban de su trayectoria inicial. Pocas partículas rebotaban contra la lámina. El modelo de Thomson no podía explicar las desviaciones observadas en el experimento. Modelo Nuclear del átomo: Núcleo central: Pequeño, con carga positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. Electrones: Se encuentran en la corteza y giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. Neutralidad del átomo: La carga negativa de los electrones debe equilibrar la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro. Inconvenientes al modelo de Rutherford: Según la física clásica, una partícula cargada en movimiento (como el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación. Esto implicaría que el electrón perdería energía y caería al núcleo, lo que llevaría a la desaparición del átomo, lo cual no ocurre en la realidad. Modelo atómico de Bohr: creado en 1913 para solucionar algunos problemas que tenía el modelo de Rutherford. Además, Bohr buscaba explicar por qué los átomos emiten luz en ciertas longitudes de onda, lo que Rutherford no podía justificar. Postulados de Bohr: El átomo tiene un núcleo: Está compuesto por protones y neutrones (aunque en su momento no se conocían bien los neutrones) y casi toda la masa del átomo está en ese núcleo. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. Órbitas permitidas: Los electrones no pueden estar en cualquier órbita alrededor del núcleo, solo en órbitas específicas llamadas "niveles de energía" o "capas". A cada órbita se le asigna un número (n), donde n=1 es la órbita más cercana al núcleo, n=2 la segunda, y así sucesivamente. Química 3  Estabilidad en las órbitas: Mientras un electrón se mantenga en una órbita permitida, no emite ni absorbe energía. Solo cuando salta de una órbita a otra, se emite o absorbe energía en forma de cuantos (o fotones). La energía se emite o absorbe en "paquetes", no de forma continua, lo que significa que los electrones solo pueden tener ciertos valores de energía, no cualquier valor. Niveles de energía: Las órbitas permitidas tienen diferentes niveles de energía. A estos niveles también se les llama capas (K, L, M, N, etc.). En condiciones normales, los electrones están en el nivel más bajo posible, llamado estado fundamental. Si un electrón absorbe energía, puede saltar a un nivel superior, lo que se llama estado excitado. Emisión de luz: Cuando un electrón cae de una órbita más alta a una más baja, emite energía en forma de luz (o radiación), lo que explica las líneas espectrales observadas en experimentos. Inconvenientes al modelo de Bohr: El segundo postulado, que establece que los electrones solo pueden estar en ciertas órbitas, no tenía una base científica sólida en ese momento. Fue una idea que Bohr introdujo para explicar los espectros de luz. El modelo solo funciona bien para el hidrógeno, un átomo con un solo electrón. Para átomos con más electrones, el modelo no explica correctamente sus espectros. Correcciones al modelo de Bohr: Corrección de Sommerfeld: (1916) Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o elípticas. A partir del segundo nivel de energía (n=2), existen subniveles, es decir que dentro de un mismo nivel los electrones pueden estar en distintas orbitas con diferentes energías. Introdujo el numero cuántico secundario (L) que describe la forma de la órbita (circular o elíptica). Cada órbita ya no solo se identifica por el nivel principal (n), sino también por este número cuántico (l), que toma valores de 0 a n-1. Corrección de Zeeman: Química 4  Zeeman introdujo un nuevo número cuántico, el número magnético (m), que indica las posibles orientaciones espaciales de la órbita del electrón. Los valores que m puede tomar van de -l a +l, pasando por 0. Luego, se descubrió que los electrones también giran sobre sí mismos, generando otro campo magnético. Esto llevó a la introducción del número cuántico de spin (s), que puede tener dos valores: +1/2 o -1/2. Hipótesis de De Broglie: (1923) ‘’ La radiación tiene comportamiento dual onda-partícula´´. A veces se comporta como onda y produce efectos ondulatorios y otras veces se comporta como partícula material. Posteriormente el concepto se amplio y se considero que: ‘’La materia también presenta dualidad onda-partícula´´, de forma que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda. Principio de incertidumbre de Heisenberg: (1927) ‘’Es imposible conocer al mismo tiempo y con precisión la posición y la velocidad de una partícula. Cuanto mas exacta sea la determinación de una, mas inexacta será la otra´´. ⚛️ Números cuánticos y tipos de orbitales atómicos Aunque no se puede conocer con exactitud la posición de un electrón, existe una región alrededor del núcleo donde es probable encontrarlo, se denomina ‘’orbital atómico´´ pueden tener distintas formas. Los numero cuánticos son parámetros que describen el estado energético de un electrón y las características de un orbital. Numero cuántico principal ‘’n´´: corresponde al nivel de energía principal. Indica volumen y tamaño del orbital. ‘’n´´ toma valores enteros 1,2,3,4,5,6,7 y 8, y se relaciona con la distancia del electrón al núcleo de un orbital. La cantidad de electrones que se encuentra en un nivel de energía se puede calcular con la expresión: 2n2, donde “n” es el número cuántico principal. Numero cuántico secundario ‘’L´´: región donde se mueve el electrón. Indica forma y tipo de orbital, junto con ‘’n´´ determina la energía y la distancia entre el núcleo y el electrón. Toma valores enteros desde 0 a n-1. Química 5  Los valores de L se asocian con letras que representan diferentes tipos de orbitales: L = 0 (orbital s) L = 1 (orbital p) L = 2 (orbital d) L = 3 (orbital f) Numero cuántico magnético ‘’m´´: indica la orientación en el espacio del orbital. Relacionado con el valor de ‘’L´´ y toma valores enteros entre -1 y +1. Según el valor de ‘’L´´ existen 2. L + 1 valores de “m”. Numero cuántico spin ‘’s´´: relacionado con la rotación del electrón alrededor de su eje y la creación de un nuevo campo magnético debido a ese giro. Tiene dos valores + ½ y - ½. Los orbitales pueden tener distintas formas 1. Orbital s: forma esférica, aparece en todos los niveles. 2. Orbital p: forma de lóbulo con el centro en el núcleo del átomo. Aparece desde el segundo nivel y en grupos de tres. 3. Orbital d: pueden tener varias formas, aparecen desde el tercer nivel en grupos de cinco. 4. Orbital f: formas complejas, aparecen a partir del cuarto nivel en grupos de siete. DIAGRAMA DE MOLLER Química 6  Número Atómico (Z) : indica el número de protones que contiene el átomo de un elemento químico. Átomos neutros tienen el mismo número de protones y electrones. Número Masico (A) : suma del numero de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo. Numero de Neutrones (N) : diferencia entre el numero másico y el atómico. Isótopos: son átomos que poseen el mismo numero atómico pero diferente numero másico. Radioactividad: fenómeno natural o artificial por el cual el núcleo inestable emite radiaciones para quedar estable. Se componen por tres rayos: Los rayos alfa son partículas con carga eléctrica positiva. Los rayos beta son partículas con carga negativa (electrones). Los rayos gamma continúan su trayectoria sin ser desviados y por lo tanto se trata de rayos sin carga eléctrica. (neutros) Radioactividad natural: proceso por el cual los núcleos pesados e inestables de algunas sustancias radiactivas se desintegran de forma espontanea y producen nuevos núcleos de nuevos elementos y liberan energía. Radioactividad inducida: consiste en la ruptura de los núcleos de átomos estables mediante el bombardeo con partículas ligeras aceleradas, originando nuevos núcleos que corresponden a nuevos elementos. ELEMENTOS QUIMICOS Química 7  Los periodos: agrupan elementos químicos con igual nivel de energía (mismo valor de ‘’n´´). 1er periodo: contiene 2 elementos, Hidrogeno y Helio. 2do periodo: formado por 8 elementos, del Litio al Neón. 3er periodo: contiene 8 elementos, desde Sodio a el Argón. 4to periodo: se encuentran 18 elementos, desde Potasio a Criptón. 5to periodo: contiene 18 elementos, desde el Rubidio al Xenón. 6to periodo: formado por 32 elementos, desde el Cesio al Radón. Se incluye la serie de los lantánidos, desde el Serio al Lutecio. 7mo periodo: Incluye a los lantánidos, formado por 14 elementos desde el Torio al Laurencio. Contiene 32 elementos aunque no todos han sido descubiertos. Propiedades periódicas de los átomos: Radio atómico: relacionado al tamaño del átomo. Es la distancia mas corta que hay entre dos átomos en contacto. Aumenta de arriba hacia abajo en grupos y disminuye de derecha a izquierda en periodos. Química 8  Energía de ionización: energía que se requiere para sacar al electrón más externo de un átomo neutro. La energía de ionización de un átomo mide que tan fuerte este retiene a sus electrones. Cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento, mayor tendencia tendrá a formar su ión positivo. Afinidad electrónica: es la energía desprendida, cuando un átomo capta un electrón. La afinidad electrónica es una propiedad inversa a la de la energía de ionización. Se define como la energía que se obtiene cuando un átomo gana un electrón. Electronegatividad: capacidad de un átomo para atraer los electrones involucrados en sus enlaces químicos con otros átomos cuando forma una molécula. Numero de Avogadro Los átomos se combinan para formar unidades estructurales llamadas moléculas. Estas pueden estar formadas por átomos iguales, o por átomos diferentes. Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,022 x 1023 partículas elementales (ya sea átomos, moléculas, iones, electrones, etc.). La cantidad o número de unidades elementales existente en un mol es constante y no cambia según la sustancia que estemos tratando. Dicha cantidad constante se conoce como número de Avogadro. ( Cuando se utiliza el término mol, debe dejarse en claro si es 1 mol de átomos, 1 mol de moléculas, 1 mol de iones o 1 mol de cualquier partícula elemental). Volumen molar: Es el volumen que ocupa de un mol de un gas. Amadeo Avogadro determinó que, en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) los gases contienen el mismo número de moléculas. El volumen molar es 22,4 litros. Un mol de cualquier gas ideal en CNPT ocupará ese volumen. 1mol = 6,022 x1023 moléculas = 22,40 L Peso Equivalente: mínima unidad de masa que representa a la mínima unidad que puede reaccionar. El peso equivalente (Peq) de un elemento químico se obtiene dividiendo su peso atómico (PA) por su respectiva capacidad de combinación, es decir, Química 9  su valencia. El peso equivalente de un compuesto químico como los óxidos, hidróxidos o los ácidos, se puede determinar de una forma práctica. Óxidos: se divide el peso molecular del compuesto por la carga total del catión. Hidróxidos: se divide el peso molecular del compuesto por el numero de oxidrilos. Ácidos: se divide el peso molecular del compuesto por el numero de hidrógenos en la formula molecular. Equivalente gramo: peso equivalente expresado en gramos. Formulas químicas: formadas por los símbolos de los elementos y en la mayoría de los casos contienen subíndices que indican la cantidad de átomos presentes en una molécula o en un compuesto iónico. Existen dos tipos de formulas 1. Formula Empírica: brinda información sobre los elementos presentes y la relación mínima entre los átomos de una molécula o compuesto iónico. 2. Formula Molecular: expresa la cantidad real de átomos de cada elemento en un compuesto. Para conocer la fórmula empírica de un compuesto podemos partir de la composición porcentual o centesimal, o sea, la relación entre la masa de cada elemento de un compuesto en 100 g del mismo. (La letra n representa el número de moles del elemento en 1 mol del compuesto.) Química 10