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¿Qué es la materia? Es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. Existe de tres formas diferentes: líquido, sólido y gaseoso. Concepto de estados de la materia Un “estado de la materia” es una forma de describir el comportamiento de los átomos y moléculas en una sustancia Estado sólido En un sólido,...

¿Qué es la materia? Es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. Existe de tres formas diferentes: líquido, sólido y gaseoso. Concepto de estados de la materia Un “estado de la materia” es una forma de describir el comportamiento de los átomos y moléculas en una sustancia Estado sólido En un sólido, las partículas están muy juntas lo que limita su esparcimiento. Estado líquido El estado líquido se caracteriza por la fluidez de las partículas entre ellas. Estado Gaseoso No tiene ni forma ni volumen definidos. Las partículas están muy separadas y se mueven libremente, llenando cualquier espacio disponible Plasma El plasma es materia gaseosa ionizada en altos niveles que se mueve a gran velocidad. Propiedades Físicas. Las propiedades físicas de la materia son características que pueden ser observadas o medidas sin alterar la composición química de la sustancia Entre las principales propiedades físicas se encuentran: Masa: cantidad de materia en un objeto, medida en kilogramos. Volumen: espacio que ocupa, medido en litros o metros cúbicos. Densidad: relación entre masa y volumen, indica cuán compacta está una sustancia. Punto de fusión y ebullición: temperaturas a las cuales una sustancia cambia de estado. Elasticidad: capacidad de un material para volver a su forma original tras ser deformado. Propiedades Organolépticas Las propiedades organolépticas de la materia son aquellas características que pueden ser percibidas a través de los sentidos humanos, como el gusto, el olfato, la vista, el tacto y el oído. Las principales propiedades organolépticas incluyen: Sabor: percepción del gusto, que puede ser dulce, salado, ácido, amargo o umami. Olor: aroma que puede indicar frescura o descomposición. Color: aspecto visual que puede reflejar la calidad y frescura de un alimento. Textura: sensación al tacto, que puede ser crujiente, suave, fibrosa, entre otras. Propiedades Químicas Las propiedades químicas de la materia son características que describen la capacidad de una sustancia para experimentar cambios en su composición a través de reacciones químicas. Entre las principales propiedades químicas se incluyen: Reactividad: tendencia de una sustancia a reaccionar con otras, como el oxígeno que reacciona con el hierro formando óxido. Calor de combustión: energía liberada cuando una sustancia se quema, como el metano que libera 213 kcal por mol. inflamabilidad: habilidad de una sustancia para arder, crucial en la evaluación de riesgos químicos Propiedades intensivas y extensivas de la materia Las propiedades intensivas y extensivas de la materia son características que describen cómo se comporta la materia en función de su cantidad. Propiedades Intensivas No dependen de la cantidad de materia. Permanecen constantes, independientemente del tamaño del sistema. Algunos ejemplos prácticos de propiedades intensivas en la vida cotidiana son: Punto de ebullición: el agua siempre hierve a 100°C a presión atmosférica normal, independientemente de la cantidad de agua. Punto de fusión: el hielo se funde a 0°C, ya sea un cubito o un lago congelado. Densidad: la densidad del oro es aproximadamente 19,3 g/cm³, sin importar la cantidad de oro. Sabor: el limón tiene un sabor ácido característico, propiedad que no depende de la cantidad de limones. Color: el cielo tiene un color azul intenso, propiedad que no varía con la extensión del cielo visible. Olor: el olor a vainilla es inconfundible, independiente de la cantidad de vainilla Propiedades Extensivas Dependen de la cantidad de materia presente. Aumentan con el tamaño del sistema y son aditivas. Algunos ejemplos prácticos de propiedades extensivas en la vida cotidiana son: Masa: la masa de un objeto como una manzana o un automóvil depende de la cantidad de materia que contenga. Volumen: el volumen de un líquido como agua o aceite varía según la cantidad presente, ya sea en una taza o en un recipiente más grande. Longitud: la longitud de un objeto como un cable o una cuerda cambia según la porción que se mida. Energía total: la energía total de un sistema, como la energía química almacenada en las pilas o baterías, depende de la cantidad de material activo presente. Peso: el peso de un objeto, que es la fuerza gravitacional sobre él, varía según su masa y la aceleración de gravedad. Cambio de estado En física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición Fusión: Sólido a líquido (por ejemplo, el hielo derritiéndose en agua). Solidificación: Líquido a sólido (por ejemplo, el agua congelándose en hielo). Vaporización: Líquido a gas (por ejemplo, el agua hirviendo y convirtiéndose en vapor). Condensación: Gas a líquido (por ejemplo, el vapor de agua convirtiéndose en gotas de agua). Sublimación: Sólido a gas sin pasar por el estado líquido (por ejemplo, el hielo seco). Deposición: Gas a sólido sin pasar por el estado líquido (por ejemplo, la formación de escarcha). Ionización: Es el cambio de un gas a plasma. Desionización: Es el cambio de un plasma a gas. Sustancias Puras Las sustancias puras son todas aquellas que presentan una composición química constante y propia. Es decir, son homogéneas, por lo que solo están formadas por los átomos o moléculas que aparecen en sus respectivos símbolos o fórmulas químicas Elementos Un elemento es una sustancia pura que no se puede descomponer en sustancias más simples por medios químicos. Cada elemento tiene un número atómico único que lo identifica en la tabla periódica Compuestos Un compuesto es una sustancia pura que está compuesta por dos o más elementos que están unidos químicamente en una proporción fija. H20 Mezclas (Homogéneas y Heterogéneas). En química, una mezcla es un material formado por dos o más sustancias químicas diferentes que, al mezclarse, no pierden sus respectivas identidades Clasificación de las mezclas Las mezclas se pueden clasificar, según el número de fases que las conforman, en mezclas homogéneas y heterogéneas. Además, las mezclas homogéneas pueden presentarse en distintos estados de agregación, mientras que las mezclas heterogéneas pueden clasificarse de distintas maneras en función del tamaño de las partículas que la conforman. Mezclas homogéneas Las mezclas homogéneas son aquellas mezclas entre dos o más componentes en las que solo se distingue una única fase y cuya composición y propiedades son constantes en toda su extensión. A las mezclas homogéneas también se les denomina disoluciones y pueden obtenerse en distintos estados de agregación dependiendo de los componentes que contenga. En este sentido, podemos tener: Disoluciones líquidas en las que un soluto, sea este sólido, líquido o gaseoso, se disuelve en un solvente líquido. Un ejemplo típico es una disolución de azúcar o sal en agua. Disoluciones sólidas en las que dos sustancias se funden y mezclan entre sí para producir una mezcla homogénea líquida, pero luego esta se deja solidificar para dar origen a una mezcla sólida. Ejemplos típicos de este tipo de mezclas son las aleaciones metálicas. Disoluciones o mezclas homogéneas gaseosas, tales como el aire, que es una mezcla homogénea compuesto principalmente por nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono y otros gases. Mezclas heterogéneas Las mezclas heterogéneas son lo opuesto a las mezclas homogéneas. En estas se puede distinguir fácilmente más de una fase bien sea a simple vista, o por medio del uso de instrumentos como microscopios. Lo que caracteriza a las mezclas heterogéneas es que su composición no es uniforme en toda su extensión, pudiendo aislarse partes de la mezcla que poseen propiedades distintas de otras. En estos casos, estas mezclas se suelen clasificar según el tamaño de sus partículas en: Mezclas gruesas, en las que las partículas son lo suficientemente grandes como para distinguirlas a simple vista, como en el caso de la arena o de una ensalada. Suspensiones, en las que las partículas sólidas muy pequeñas para verlas a simple vista, pero lo suficientemente grandes como para sedimentar se dispersan en un líquido o un gas. El humo es un ejemplo típico de una suspensión de un sólido en un gas, mientras que la leche es un buen ejemplo de una suspensión (de sólidos lácteos y grasas) en agua. Emulsiones, que se forman cuando se mezclan dos líquidos inmiscibles o un gas y un líquido y se dispersa uno de ellos (denominado fase dispersa) en forma de pequeñas gotas (o burbujas) dentro del otro líquido (denominado fase continua). La mayonesa es un ejemplo de una emulsión entre agua y aceite, mientras que las espumas y la crema batida son ejemplos de emulsiones entre líquidos y aire. Coloides, que son mezclas heterogéneas que a simple vista parecen homogéneas, pero que, sin embargo, están formados por partículas muy pequeñas dispersas en una fase líquida. METODOS DE SEPARACION DE SUSTANCIAS. La separación es el proceso al cual una mezcla se somete para dividir sus sustancias y mantener su identidad natural. 1. Decantación: Separa líquidos con diferentes densidades o un sólido no disuelto en un líquido usando un embudo de decantación. El componente más denso se deposita en el fondo y se libera abriendo una válvula. 2. Filtración: Separa mezclas heterogéneas de un sólido no disuelto en un líquido usando un papel filtro que retiene el sólido y deja pasar el líquido. Ejemplo: filtración del café. 3. Extracción: Utiliza disolventes para separar un compuesto de una mezcla sólida o líquida, aprovechando las diferencias de solubilidad. 4. Destilación: Separa líquidos con diferentes puntos de ebullición mediante evaporación y condensación. Requiere un equipo de destilación. 5. Tamizado: Separa sólidos con diferentes tamaños de partículas usando un colador. Ejemplo: en repostería y jardinería. 6. Cristalización: Separa un sólido disuelto en un líquido calentando la mezcla para evaporar el líquido y dejando enfriar para formar cristales. 7. Evaporación: Separa un sólido de un líquido en una mezcla homogénea evaporando el líquido. Se usa cuando no se necesita el líquido. 8. Sedimentación: Método previo a la decantación, separa mezclas por reposo, permitiendo que el componente más denso se deposite en el fondo. 9. Imantación: Separa componentes de una mezcla donde uno tiene propiedades magnéticas y el otro no, usando un imán. Teoría Atómica de Dalton Postulada por: John Dalton entre 1803 y 1807. Explicación científica de la estructura fundamental de la materia. Postulados principales: ✓ La materia se constituye de partículas mínimas, indestructibles e indivisibles llamadas átomos. ✓ Los átomos de un mismo elemento son siempre idénticos entre sí, con la misma masa y las mismas propiedades. En cambio, los átomos de elementos diferentes tienen masas y propiedades distintas. ✓ Los átomos no se dividen ni pueden crearse ni destruirse durante las reacciones químicas. ✓ Los átomos de elementos distintos pueden combinarse para formar compuestos en diferentes proporciones y cantidades. ✓ Cuando se combinan para formar compuestos, los átomos se ordenan según relaciones simples, descriptas mediante números enteros. Las bases de la teoría de Dalton Dalton basó su teoría en dos leyes: la ley de la conservación de masa y la ley de la composición constante. La ley de la conservación de masa establece que, en un sistema cerrado, la materia no se crea ni se destruye. Esto significa que, si tenemos una reacción química, la cantidad de cada elemento debe ser la misma en los materiales de partida y en los productos. La teoría atómica de Dalton Parte 1: toda la materia está hecha de átomos Dalton hipotetizó que la ley de la conservación de masa y la ley de las proporciones constantes podían explicarse con el concepto de átomo. Propuso que toda la materia está hecha de pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos, que imaginó como "partículas sólidas, masivas, duras, impenetrables y en movimiento". Parte 2: todos los átomos de un elemento dado son idénticos en masa y en propiedades Dalton propuso que cada uno de los átomos de un elemento, como el oro, es idéntico a cualquier otro átomo de ese elemento. También observó que los átomos de un elemento difieren de los átomos de los demás elementos. En la actualidad, todavía sabemos que este hecho es verdadero en su mayor parte. Un átomo de sodio es diferente de un átomo de carbono. Los elementos pueden compartir similares puntos de ebullición, puntos de fusión y electronegatividades, pero no existen dos elementos con exactamente el mismo conjunto de propiedades. Parte 3: los compuestos son combinaciones de dos o más tipos de átomos En la tercera parte su teoría atómica, Dalton propuso que los compuestos son combinaciones de dos o más tipos diferentes de átomos. Un ejemplo de tales compuestos es la sal de mesa, que es una combinación de dos elementos distintos, con propiedades físicas y químicas únicas. El primero, el sodio, es un metal altamente reactivo; el segundo, el cloro, es un gas tóxico. Cuando reaccionan, sus átomos se combinan en una razón 1:1 para formar cristales de NaCI, que podemos espolvorear sobre nuestra comida. Ya que los átomos son indivisibles, siempre se combinarán en razones sencillas de números enteros. Parte 4: una reacción química es un reordenamiento de átomos En la cuarta y última parte de su teoría, Dalton sugirió que las reacciones químicas no crean ni destruyen átomos, simplemente los reordenan. Usando de nuevo la sal de mesa como ejemplo, cuando el sodio se combina con el cloro para hacer sal, ambos, el sodio y el cloro, siguen existiendo. Simplemente se reordenan para formar un nuevo compuesto. Teoría Atómica de Thomson: Desarrollada por: Joseph John Thomson en 1904. Conocida como: Modelo del pudín con pasas. Además, J.J. Thomson descubrió partículas cargadas negativamente mediante un experimento de tubo de rayos catódicos en el año 1897. Principios básicos del modelo atómico de Thomson ✓ Un átomo se asemeja a una esfera con materia de carga positiva y con electrones (partículas cargadas negativamente) presentes dentro de la esfera. ✓ La carga positiva y negativa es igual en magnitud y, por lo tanto, un átomo no tiene carga en su conjunto y es eléctricamente neutro. ✓ Para tener átomos con carga neutra, los electrones deberían estar inmersos en una sustancia con carga positiva. ✓ Aunque no era parte explícita del modelo, este modelo no tenía núcleo atómico. Al crear este modelo, Thomson abandonó su hipótesis anterior de "átomo nebular" en la que los átomos estaban compuestos de vórtices inmateriales. Como científico consumado Impacto del modelo de Thomson Pese a sus deficiencias y su breve vida, el modelo del “pudín con pasas” representó un paso importante en el desarrollo de la teoría atómica, ya que incorporó partículas subatómicas y nuevos descubrimientos, como la existencia del electrón, e introdujo la noción del átomo como una masa no inerte y divisible. A partir de este modelo, los científicos supusieron que los átomos estaban compuestos de unidades más pequeñas, y que los átomos interactuaban entre sí a través de muchas fuerzas diferentes. El modelo atómico de J.J. Thomson, introdujo varios postulados clave que buscaban explicar las propiedades observadas de los átomos en ese momento. Postulados fundamentales y sus características: ✓ Electrones como partículas subatómicas: Thomson postuló la existencia de partículas subatómicas con carga negativa, que más tarde se identificaron como electrones. Este fue un avance importante, ya que, hasta ese momento, los átomos se consideraban indivisibles según el modelo atómico de Dalton. ✓ Estructura esférica del átomo: Thomson imaginó el átomo como una esfera uniforme de carga positiva, donde los electrones, de carga negativa, estaban incrustados como pasas en un pudín. Este concepto de estructura esférica contrastaba con la idea anterior de átomos indivisibles de Dalton. ✓ Distribución uniforme de electrones: Según el modelo de Thomson, los electrones estaban distribuidos de manera uniforme en toda la esfera cargada positivamente. Esta disposición buscaba explicar la neutralidad eléctrica del átomo en su conjunto. ✓ Movimiento libre de electrones: Los electrones se consideraban capaces de moverse libremente dentro de la esfera cargada positivamente, lo que explicaba la estabilidad del átomo. Thomson sugirió que las fuerzas de atracción entre los electrones y la carga positiva circundante eran responsables de mantener a los electrones en sus órbitas. ✓ Explicación de los espectros de línea: Thomson propuso que los electrones giraban libremente en órbitas anulares dentro del átomo. Las diferencias en las energías de estos niveles orbitales explicarían los espectros de línea observados en la emisión de luz cuando los electrones saltaban entre estas órbitas. Teoría Atómica de Rutherford El modelo atómico de Rutherford o modelo atómico planetario es un modelo del átomo propuesto por Ernest Rutherford. En 1909 se realizó el experimento de Geiger y Marsden, también conocido como el experimento de Rutherford, ya que fue dirigido por el propio Rutherford. Los resultados del experimento se publicaron en un análisis de 1911 por Rutherford. La dispersión de Rutherford observada en el experimento sugirió que los primeros modelos atómicos "panettone" y "saturniano" eran incorrectos. El nuevo modelo propuesto por Rutherford tenía características que se han mantenido incluso en modelos posteriores, como: ✓ La concentración de la mayoría de la materia en un volumen pequeño en comparación con el tamaño atómico, es decir, un núcleo atómico ✓ La presencia de electrones que giran alrededor del núcleo atómico. ✓ Rutherford no dijo nada sobre el posible movimiento de los electrones, también porque sabía que su revolución alrededor del núcleo central provocaría la emisión de ondas electromagnéticas. ¿Por qué el modelo de Rutherford se conoce como modelo planetario? Sin embargo, a partir de su descripción, comenzó a representar el átomo con el núcleo en el centro y los electrones en órbita alrededor de él, como los planetas del sistema solar alrededor del Sol. Debido a esta representación en particular se le conoció como modelo planetario. El experimento de la hoja de oro Esta serie de experimentos fueron realizados entre 1909 y 1913 en los laboratorios de física de la Universidad de Manchester por un par de científicos, Hans Geiger y Ernest Marsden, colaboradores de Ernest Rutherford y bajo la supervisión de este. La importancia de estos experimentos radica en el hecho que sus resultados y conclusiones condujeron a un nuevo y revolucionario modelo atómico. El experimento consistía en bombardear con partículas alfa una lámina delgada de oro de 100 nm de espesor. Las partículas alfa eran iones, o sea átomos sin electrones por lo que solamente tenían protones y neutrones y en consecuencia una carga positiva. Si el modelo de Thomson era correcto, las partículas alfa atravesarían los átomos de oro en línea recta. Para estudiar la deflexión causada a las partículas alfa, colocó un filtro fluorescente de sulfuro de zinc alrededor de la fina lámina de oro donde pudieron observar que, aunque algunas partículas atravesaban los átomos de oro en línea recta, pero otras eran desviadas en direcciones aleatorias. Este modelo tuvo gran aceptación en la comunidad científica y vislumbró un panorama de un átomo con varias partículas subatómicas. Científicos posteriores pudieron determinar el número de electrones o número atómico de cada elemento. Culturalmente, pese a todos los nuevos descubrimientos, el modelo tipo planetario de Rutherford-Bohr es el que sigue en la mente de la mayoría de la gente y es aún la forma más sencilla de explicar el funcionamiento de un átomo, con un núcleo de protones y neutrones y electrones en órbitas girando alrededor. ESTRUCTURA DEL ATOMO El átomo es la partícula más simple que forma la materia y diferencia una sustancia de otra según su composición. En la actualidad, se conoce que el átomo está formado por electrones, protones y neutrones. A su vez, estos están compuestos por partículas subatómicas más pequeñas. El átomo está formado principalmente por tres partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. Los protones y los neutrones se ubican en el núcleo del átomo, y los electrones giran en torno a este. Cada partícula subatómica presenta una particularidad sobre su carga: - Protón → Carga positiva (+) - Electrón → Carga negativa (-) - Neutrón → Carga neutra (0) La estructura atómica se compone de las siguientes partes: Núcleo: Es la región que concentra los protones y neutrones en el centro del átomo. Tiene carga positiva dada por los protones y representa el 99,9 % de la masa total del átomo. Sin embargo, en cuanto a espacio físico, el núcleo ocupa una ínfima parte del átomo. Nube electrónica: Es la región externa del átomo donde se encuentran los electrones. Ocupa la mayor parte del átomo y presenta orbitales en los que se reparten los electrones en diferentes niveles energéticos. Neutrones: Es la partícula sin carga eléctrica que se encuentra en el núcleo atómico. El número de neutrones cambia entre los isótopos de un mismo átomo, es decir, átomos con el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. El neutrón fue descubierto en 1932 por James Chadwick. Protones: Es una partícula con carga eléctrica positiva, de valor +1, que se encuentra en el núcleo. La cantidad de protones de un átomo determina el número atómico Z, el número con el que se ordena en la tabla periódica. El protón fue descubierto en 1919 por Ernest Rutherford. Electrones: Es una partícula con carga negativa, de valor -1, que órbita alrededor del núcleo atómico. Los electrones determinan la reactividad química entre los átomos y sus propiedades electromagnéticas. Thomson descubrió el electrón en 1897 CARACTERÍSTICA DE LAS PARTICULAS SUBATÓMICAS Las partículas son objetos minúsculos que, generalmente, tienen propiedades físicas como masa, carga, volumen y densidad. También, pueden transportar energía. Se entiende por partículas subatómicas a las estructuras de la materia que son más pequeñas que el átomo y que, por ende, forman parte de éste y determinan sus propiedades. Dichas partículas pueden ser de dos tipos: compuestas (divisibles) o elementales (indivisibles). Los nuevos descubrimientos condujeron a una clasificación de las partículas en grandes grupos de familias conocidas como fermiones y bosones. Fermiones Los fermiones se pueden dividir en dos grupos: los quarks y los leptones. A escala subatómica, ahora conocemos otras dos fuerzas, además de la gravitatoria y la electromagnética. La primera de estas fuerzas, que actúa a escala atómica, es la fuerza nuclear fuerte; responsable de mantener unidas las partículas y experimentada por los quarks. La segunda fuerza adicional es la fuerza nuclear débil, experimentada por los leptones. Los leptones que incluyen a los electrones, los neutrinos, los taus y los muones no se ven afectados por la fuerza nuclear fuerte, mientras que los quarks que comprenden a los protones, los neutrones y los mesones sí se ven afectados por ella. Bosones Los bosones son responsables de tres de las cuatro fuerzas fundamentales del universo: el electromagnetismo, la fuerza nuclear débil y la fuerza nuclear fuerte. La partícula responsable de la gravedad no se ha encontrado y solo existe en teoría (gravitón). En la familia de los bosones, encontramos el fotón, el gluon, el bosón Z, el bosón W y el bosón de Higgs. La unión de estas partículas elementales forma otro tipo de partículas llamados hadrones. La teoría clásica también afirma que existe otra partícula: el fotón. Este no tiene masa y es responsable de las ondas electromagnéticas, como la luz. El fotón se clasifica como bosón. Fotones, bosones responsables de transportar la energía en el espectro electromagnético, incluyendo las ondas de radio, los rayos gamma, la luz ultravioleta, la luz visible, etc. El estudio experimental de las partículas subatómicas es arduo, ya que muchas de ellas son inestables y no pueden observarse sino en aceleradores de partículas. Sin embargo, se conocen bien las más estables como son electrones, neutrones y protones. Las partículas subatómicas se clasifican de acuerdo a diversos criterios. Por ejemplo, las partículas más conocidas y estables son tres: electrones, protones y neutrones, diferentes entre sí por su carga eléctrica (negativa, positiva y neutra respectivamente) y su masa, o por el hecho de que los electrones son partículas elementales (indivisibles) y las últimas dos son compuestas. Además, los electrones orbitan el núcleo, mientras los protones y neutrones lo componen. CARACTERISTICAS Las partículas son objetos localizados que, generalmente, tienen propiedades físicas como masa, carga, volumen y densidad. Pueden transportar energía. Las partículas tienen diferentes tamaños, desde grandes moléculas formadas por muchos átomos unidos entre sí hasta átomos y partículas subatómicas más pequeñas. Estas partículas subatómicas, que componen el átomo, pueden dividirse en fermiones y bosones. Las partículas subatómicas clásicas son los protones, neutrones, electrones y fotones. Los bosones son las partículas elementales responsables del intercambio de tres de las cuatro fuerzas fundamentales del universo: la fuerza electromagnética, la fuerza nuclear fuerte y la fuerza nuclear débil. Las partículas pueden ser emitidas como parte de procesos radiactivos, como la desintegración radiactiva. Ejemplos de partículas liberadas de ese modo son las partículas alfa y beta.  ¿QUE ES LA TEORÍA CUÁNTICA? La física cuántica es una de las áreas más prometedoras de la física moderna y puede conducir a avances considerables en el área de la tecnología de la información y la computación cuántica. La teoría cuántica, también conocida como mecánica cuántica, es una rama de la física que se centra en el estudio de elementos a nivel microscópico. Entre los objetos de estudio se incluyen átomos, electrones y moléculas, los cuales forman parte del mundo subatómico. “Es el estudio de la naturaleza y los materiales que componen nuestro Universo en la escala más pequeña identificable, que es la escala atómica y molecular”, explica Marcelo Knobel, profesor del Departamento de Física de la Materia Condensada y del Instituto de Física Gleb Wataghin de la Universidad Estadual de Campinas (Unicamp). El profesor destaca que la teoría cuántica es fundamental para toda la física y tiene un impacto significativo en muchas disciplinas, desde la tecnología de las computadoras cuánticas hasta la cosmología, que investiga la formación del Universo. Los principales fenómenos de la física cuántica incluyen el principio de incertidumbre de Heisenberg y la dualidad onda-partícula. Estructura Electrónica de los Átomos La estructura electrónica de los átomos se refiere a cómo los electrones están distribuidos alrededor del núcleo. Los electrones ocupan diferentes niveles de energía llamados capas electrónicas, y siguen reglas específicas al llenar estos niveles: 1- Núcleo Atómico El núcleo es una región extremadamente densa en el centro del átomo, que contiene la mayoría de su masa y está compuesto por protones y neutrones. Protones: Tienen carga positiva y determinan la identidad del elemento químico (número atómico). Por ejemplo, el hidrógeno tiene un protón, mientras que el carbono tiene seis. Neutrones: Son partículas neutras que junto con los protones contribuyen a la masa atómica. Los isótopos son átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones, como el carbono-12 y el carbono-14. 2. Electrones Los electrones son partículas con carga negativa que orbitan alrededor del núcleo en niveles de energía llamados **capas electrónicas** o **niveles cuánticos**. Estos niveles están organizados por energía creciente, con los electrones ocupando primero los niveles más bajos. 3. Modelo de Capas Electrónicas Describe la distribución de los electrones en diferentes capas y subniveles. - Capa K (n = 1): Contiene hasta 2 electrones en el orbital 1s. - Capa L (n = 2): Incluye los orbitales 2s (2 electrones) y 2p (6 electrones en total). - Capa M (n = 3): Contiene los orbitales 3s (2 electrones), 3p (6 electrones) y 3d (10 electrones). - Capa N (n = 4): Incluye los orbitales 4s (2 electrones), 4p (6 electrones), 4d (10 electrones) y 4f (14 electrones). 4. Regla de Aufbau Los electrones llenan los orbitales de menor energía primero. Por ejemplo, en el átomo de oxígeno (O), la configuración electrónica es 1s² 2s² 2p⁴, indicando el orden de llenado desde el nivel más bajo al más alto. 5. Principio de Exclusión de Pauli El principio de exclusión de Pauli, propuesto por Wolfgang Pauli en 1925, establece que no pueden existir dos electrones en un átomo con los mismos cuatro números cuánticos. En otras palabras, cada orbital puede contener un máximo de dos electrones, y estos deben tener espines opuestos. Este principio es crucial para entender la estructura electrónica de los átomos y la formación de enlaces químicos. 6. Regla de Hund La regla de Hund dicta que, cuando los electrones llenan un conjunto de orbitales de igual energía (degenerados), estos electrones se distribuyen de manera que se maximice el número de electrones no apareados. Es decir, cada orbital en un subnivel se llenará con un electrón antes de que cualquiera de ellos reciba un segundo electrón. Por ejemplo, en los orbitales 2p, un electrón se colocará en cada uno de los tres orbitales antes de que alguno de ellos reciba un segundo electrón. LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGE La ecuación de onda de Schrödinger es una de las ecuaciones fundamentales de la mecánica cuántica. Fue propuesta por el físico austríaco Erwin Schrödinger en 1926 y desde entonces ha sido fundamental en el desarrollo de la teoría cuántica. La ecuación de onda de Schrödinger describe la evolución temporal de una función de onda que representa el estado de un sistema cuántico. Esta función de onda contiene toda la información posible sobre el sistema, incluyendo su posición y momento, y es esencial para calcular las probabilidades de que ocurran diferentes eventos. La dualidad onda-partícula es un concepto fundamental en la mecánica cuántica que describe cómo las partículas subatómicas, como electrones y fotones, pueden exhibir propiedades tanto de ondas como de partículas. Este fenómeno fue propuesto por primera vez por Louis de Broglie en 1924 y ha sido confirmado por numerosos experimentos. Comportamiento como Partícula: En ciertos experimentos, como el efecto fotoeléctrico, las partículas se comportan como entidades discretas y localizadas, con una posición y masa definidas. Comportamiento como Onda: En otros experimentos, como la difracción y la interferencia, las mismas partículas muestran propiedades ondulatorias, como la capacidad de interferir y difractarse. Ecuación dependiente del tiempo La forma de la ecuación de Schrödinger depende de la situación física. La forma más general es la ecuación dependiente del tiempo, la cual describe un sistema que evoluciona con el paso del tiempo: El ejemplo más famoso es la ecuación de Schrödinger no relativista para una partícula simple moviéndose en un campo eléctrico (pero no en un campo magnético; ver la ecuación de Pauli): El Principio de Exclusión de Pauli dice que dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. Esto significa que no pueden estar en el mismo lugar y estado al mismo tiempo. ECUACIÓN INDEPENDIENTE DEL TIEMPO La ecuación de Schrödinger independiente del tiempo predice que las funciones de onda pueden tener la forma de ondas estacionarias, denominados estados estacionarios (también llamados "orbitales", como en los orbitales atómicos o los orbitales moleculares). Estos estados son importantes, y si los estados estacionarios se clasifican y se pueden comprender, entonces es más fácil de resolver la ecuación de Schrödinger dependiente del tiempo para cualquier estado. La ecuación de Schrödinger independiente del tiempo es la ecuación que describe los estados estacionarios. (Solo se utiliza cuando el Hamiltoniano no es dependiente del tiempo. Sin embargo, en cada uno de estos casos la función de onda total seguirá dependiente del tiempo.)  Numeros Cuanticos Definición Los números cuánticos son valores que describen las propiedades de los electrones en un átomo. Son fundamentales para entender la estructura electrónica y las características físicas y químicas de los elementos. Historia Origen: Los números cuánticos surgieron para describir las propiedades de los electrones en los átomos. En 1913, Niels Bohr propuso que los electrones solo podían ocupar ciertas órbitas estables alrededor del núcleo, cada una caracterizada por un número entero llamado número cuántico principal ((n)). Desarrollo: En 1925, Erwin Schrödinger formuló una ecuación que describe el comportamiento de los electrones en los átomos. Las soluciones a esta ecuación, conocidas como funciones de onda, introdujeron otros números cuánticos: el número cuántico azimutal ((l)), el número cuántico magnético ((m)), y el número cuántico de espín ((s)). Importancia: Estos números cuánticos permiten describir completamente el estado de un electrón en un átomo, incluyendo su energía, forma del orbital, orientación espacial y espín. Esto ha sido fundamental para entender la estructura atómica y los enlaces químicos. Tipos de numeros cuanticos Existen cuatro tipos principales de números cuánticos que describen las propiedades de los electrones en un átomo: Número cuántico principal ((n)): Indica el nivel de energía del electrón y su distancia promedio del núcleo. Los valores posibles son números enteros positivos (1, 2, 3, …). Número cuántico azimutal ((l)): Describe la forma del orbital donde se encuentra el electrón. Sus valores van desde 0 hasta (n-1). Cada valor de (l) corresponde a un tipo de orbital: (l = 0): orbital s (l = 1): orbital p (l = 2): orbital d (l = 3): orbital f Número cuántico magnético ((m_l)): Indica la orientación espacial del orbital. Sus valores van desde (-l) hasta (+l), incluyendo el cero. Número cuántico de espín ((m_s)): Describe el sentido del giro del electrón sobre su propio eje. Solo puede tomar dos valores: Los números cuánticos tienen diversas aplicaciones en la química y la física, ya que permiten describir y predecir el comportamiento de los electrones en los átomos y moléculas. Aquí te dejo algunas aplicaciones y ejemplos: Configuración electrónica: Los números cuánticos se utilizan para determinar la configuración electrónica de los átomos, lo cual es esencial para entender su reactividad y propiedades químicas. Por ejemplo, el átomo de oxígeno tiene la configuración electrónica (1s^2 2s^2 2p^4), con números cuánticos. Geometría molecular: Ayudan a predecir la geometría de las moléculas. Por ejemplo, la molécula de agua ((H_2O)) tiene una geometría angular debido a la disposición de los pares de electrones alrededor del átomo de oxígeno, descrita por los números cuánticos. Reactividad química: Permiten explicar la reactividad de los compuestos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 de la tabla periódica, como el sodio ((Na)), tienen un electrón en el orbital. Lo que los hace altamente reactivos. Espectros de emisión y absorción: Los números cuánticos son fundamentales para interpretar los espectros de emisión y absorción de los átomos. Por ejemplo, los espectros de hidrógeno se pueden explicar mediante las transiciones electrónicas entre diferentes niveles de energía, descritas por los números cuánticos. Diseño de materiales: Se utilizan en el diseño de materiales con propiedades específicas, como los semiconductores y superconductores. Por ejemplo, los números cuánticos ayudan a entender las bandas de energía en los sólidos y cómo los electrones se comportan en estos materiales. Resumen de heydy Orbitales atómicas: El orbitales atómicas es la región y espacio energético que se encuentra alrededor del átomo, y en el cual hay mayor probabilidad de encontrar un electrón, el cual realiza movimientos ondulatorios. Niveles de energía de las subcapas: Subcapa s: Puede contener hasta 2 electrones. Subcapa p: Puede contener hasta 6 electrones. Subcapa d: Puede contener hasta 10 electrones. Subcapa f: Puede contener hasta 14 electrones. Tipos de orbitales atómicos: Podemos predecir la disposición de los electrones, pero no sus posiciones exactas, debido al comportamiento ondulatorio. La ecuación de Schrödinger nos permite aproximar la posición de los electrones utilizando tres números cuánticos: n, l y m. QUÉ ES EL NÚMERO ATÓMICO: Tanto en física como en química, el número atómico es el número total de protones que componen el núcleo atómico de un elemento químico determinado. Todos los átomos están compuestos de partículas subatómicas: algunas forman parte de su núcleo (protones y neutrones) y otras giran a su alrededor (electrones). Los protones tienen carga positiva, los neutrones tienen carga neutra y los electrones tienen carga negativa (electrones). Dado que los átomos en la naturaleza son eléctricamente neutros, la cantidad de partículas positivas y negativas es la misma Además, el número atómico permite organizar los elementos conocidos en la Tabla Periódica. NÚMERO DE MASA: El número másico nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. El número másico suele ser aproximadamente el doble que el número atómico ya que los neutrones brindan estabilidad al núcleo atómico, y superan así la natural repulsión entre protones de carga positiva. El número másico puede calcularse según la fórmula: Número másico (A) = número atómico (Z) + número de neutrones (N). A=Z+N No debe confundirse el número másico con la masa atómica. La masa atómica se mide en unidades u.m.a (unidad de masa atómica) o Da (dalton). ISOTOPOS: los isótopos son diferentes formas de un elemento que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones. Isótopos estables: Los primeros 80 elementos de la tabla periódica tienen isótopos estables. l os isótopos estables pueden usarse para analizar y gestionar los recursos hídricos y edáficos. Hasta la fecha se han descubierto más de 3000 radioisótopos. Se trata de átomos inestables que emiten radiaciones de diferentes tipos e intensidades, Resumen de Katherine Ley de las proporciones constantes o definidas: es una de las leyes fundamentales de la química. Enunciada por el químico francés Joseph Louis Proust en 1799, esta ley establece que cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen en una proporción fija y constante en masa. Ley de las proporciones múltiples: La ley de las proporciones múltiples fue formulada por el químico y matemático John Dalton, en el año 1803, y es una importante ley estequiométrica. Fue demostrada en la práctica por el químico francés Gay-Lussac. Ley de conservación de la masa: también conocida como Ley de Lavoisier, fue enunciada por Antoine Lavoisier en 178512. Esta ley establece que, en una reacción química en un sistema cerrado, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos12. En otras palabras, la masa no se crea ni se destruye, solo se transforma. Se puede enunciar de distintas formas: La materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma. En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos. En una reacción química los átomos no desaparecen, simplemente se ordenan de otra manera. El elemento más importante a la hora de hacer una combustión: es el aire Ley de los volúmenes de la combinación: también conocida como Ley de Gay-Lussac, fue formulada por el químico francés Joseph Louis Gay-Lussac en 180812. Esta ley establece que, en cualquier reacción química entre gases, los volúmenes de los reactivos y productos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos. Masa atómica: En química se llama masa atómica a la masa de un átomo, la cual se compone del total de la masa de protones y neutrones. Masa molar: La masa molar (M) es la cantidad de masa que una sustancia contiene en un mol. Un mol se define como 6.022 x10 23 partículas. En química, la masa molar es importante para determinar la cantidad de masa de una sustancia. Es por ello que la masa molar es expresada generalmente por gramos por mol (g/mol). También conocida como masa atómica o peso atómico ¿Qué es el número de Avogadro?: El número de Avogadro, también conocido como la constante de Avogadro, es una constante fundamental en química que define la cantidad de partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) presentes en un mol de una sustancia. Su valor es aproximadamente. Concepto de mol El mol es definido como la cantidad de materia que contiene determinado número de entidades elementales (átomos, moléculas, etc) equivalente a la cantidad de átomos que hay en 12 gramos del isótopo carbono-12 (12C). La masa de un mol de sustancia (llamada masa molar) es equivalente a la masa atómica o molecular (según se haya considerado un mol de átomos o de moléculas) expresada en gramos. Resumen de eli Que es la tabla periódica: Es un registro organizado de los elementos químicos según su número atómico, propiedades y características. Como está compuesta la tabla periódica: esta compuesta de 118 elementos, 94 son elementos que existen en la naturaleza y 24 elementos son sintéticos, es decir, han sido creados de manera artificial. Para qué sirve la tabla periódica: Permite identificar las diferencias y similitudes entre los diferentes elementos, Posibilita analizar el comportamiento químico de los elementos, Sirve como una herramienta fundamental para el estudio de la química, incluso, de la biología y otras ramas de la ciencia. Organización de la tabla periódica: ubicados según sus características y relación entre los mismos en grupo, períodos, bloques y metales, metaloides y no metales. Los elementos químicos se organizan en grupos de la siguiente manera: van de forma vertical Grupo 1 (I A): metales alcalinos. Grupo 2 (II A): metales alcalinotérreos. Grupo 3 (III B): familia del escandio. Grupo 4 (IV B): familia del titanio. Grupo 5 (V B): familia del vanadio. Grupo 6 (VI B): familia del cromo. Grupo 7 (VII B): familia del manganeso. Grupo 8 (VIII B): familia del hierro. Grupo 9 (VIII B): familia del cobalto. Grupo 10 (VIII B): familia del níquel. Grupo 11 (I B): familia del cobre. Grupo 12 (II B): familia del zinc. Grupo 13 (III A): térreos. Grupo 14 (IV A): carbonoideos. Grupo 15 (V A): nitrogenoideos. Grupo 16 (VI A): calcógenos o anfígenos. Grupo 17 (VII A): halógenos. Grupo 18 (VIII A): gases nobles. Periodos: Son 7 filas horizontales Metales: son elementos sólidos a temperatura ambiente, menos el mercurio que se encuentra en estado líquido. Son maleables y dúctiles, y son buenos conductores de calor y de electricidad. Se encuentran del lado izquierdo de la tabla. No metales: en su mayoría se trata de gases, aunque también hay líquidos. Estos elementos no son buenos conductores de electricidad. Se encuentran del lado derecho de la tabla. Metaloides o semimetales: tienen propiedades tanto de los metales como de los no metales. Pueden ser brillantes, opacos y poco dúctiles. Su conductividad eléctrica es menor a los metales, pero mayor a los no metales. Se encuentran del lado derecho de la tabla, entre los metales y no metales. Los bloques: Hay 4 bloques los cuales son S, P, D, F Bloque S: grupos 1 y 2 de los metales alcalinos, alcalinotérreos, hidrógeno y helio. Bloque P: abarca los grupos del 13 al 18 y metaloides. Bloque D: compuesta por los grupos del 3 al 12 y los metales de transición. Bloque F: no tiene número de grupo y corresponde a los lantánidos y actínidos. Generalmente, se colocan debajo de la tabla periódica. Tendencias de la tabla periódica: La tendencia periódica se refiere a las principales propiedades físicas y químicas que poseen los elementos y que permiten su organización en la tabla periódica. Datos fundamentales de la tabla periódica: Masa atómica: se refiere a la masa del átomo, compuesta por protones y neutrones. Energía de ionización: es la energía que se necesita para separar un electrón del átomo. Símbolo químico: abreviaturas para identificar el elemento químico. Nombre: nombre que recibe el elemento químico, puede derivar del latín, inglés, francés, alemán o ruso. Configuración electrónica: forma en que se estructuran u organizan los electrones en un átomo. Número atómico: se refiere al número total de protones que tiene un átomo. Electronegatividad: es la capacidad que tiene un átomo para atraer electrones hacia sí mismo. Estados de oxidación: indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un elemento químico compuesto