Quimica Inorganica I.pdf

Química Inorgánica I Ing. Darío Zarazúa Evaluación Asistencia 10% Participación 10% Trabajos y tareas 30% Examen de conocimientos 50% 1.Unidad I ESTRUCTURA ATÓMICA. 1.1 Historia del átomo y teoría cuántica. 1.2 Átomo de Bohr y estructura a...

Química Inorgánica I Ing. Darío Zarazúa Evaluación Asistencia 10% Participación 10% Trabajos y tareas 30% Examen de conocimientos 50% 1.Unidad I ESTRUCTURA ATÓMICA. 1.1 Historia del átomo y teoría cuántica. 1.2 Átomo de Bohr y estructura atómica 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. 1.1.1 La teoría atómica de la materia Los filósofos desde los tiempos más antiguos han especulado acerca de la naturaleza del material fundamental del que está hecho el mundo. Siempre ha sido una inquietud para el hombre conocer la naturaleza de la materia, su esencia y su comportamiento. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Tales de Mileto Su idea fundamental sugiere que todas las sustancias estaban compuestas de una única sustancia primordial, en este caso, el agua. Esta perspectiva influiría en el desarrollo de los modelos atómicos más detallados propuestos por otros filósofos y científicos. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Anaximandro de Mileto Propuso la existencia de un principio o "arché" que estaba detrás de todas las cosas y era eterno e infinito. Esta "sustancia indeterminada" no era un elemento específico como el agua de Tales de Mileto, sino más bien una sustancia sin determinaciones específicas. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Anaxágoras Recurre a la suposición de que todas las cosas estarían formadas por partículas elementales, que llama con el nombre de "semillas". Anaxágoras había enseñado en Atenas durante años cuando se exilió tras ser acusado de impiedad al sugerir que el Sol era una masa de hierro candente y que la Luna era una roca que reflejaba la luz del Sol y procedía de la Tierra. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Empédocles Argumentó que toda materia se compone de cuatro elementos: fuego, aire, agua y tierra. La proporción de estos cuatro elementos afecta las propiedades de la materia. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Leucipo y Demócrito Demócrito (460-370 A.C.) y otros filósofos griegos de la antigüedad pensaban que todo el mundo material debía estar constituido por diminutas partículas indivisibles a las que llamaron átomos, que significa “indivisible”. Demócrito desarrolló la teoría atómica del universo, concebida por su mentor, el filósofo Leucipo. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Leucipo y Demócrito Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos, indestructibles, e invisibles. Los átomos se diferencian solo en forma y tamaño, pero no por cualidades internas. Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Platón y Aristóteles Posteriormente, Platón y Aristóteles propusieron la noción de que no puede haber partículas indivisibles. La perspectiva “atómica” de la materia se desvaneció durante muchos siglos, durante los cuales la filosofía aristoteliana dominó la cultura occidental. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: Platón y Aristóteles En el cual la materia no estaba compuesta por partículas indivisibles. En lugar de eso, creía en la idea de que la materia era continua y podía dividirse indefinidamente en fragmentos más pequeños. Consideraba que los elementos básicos eran tierra, agua, aire y fuego, y creía que estos elementos podían transformarse unos en otros a través de procesos de cambio y mezcla. 1.1.1 La teoría atómica de la materia El concepto de átomo volvió a surgir en Europa durante el siglo XVII cuando los científicos trataron de explicar las propiedades de los gases. El aire se compone de algo invisible que está en constante movimiento, lo cual podemos percibir al sentir el viento. Es natural pensar que diminutas partículas invisibles producen estos efectos conocidos. Isaac Newton, el científico más famoso de su época, era partidario de la idea de los átomos. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: John Dalton Según la teoría atómica de Dalton, los átomos son los bloques de construcción básicos de la materia; son las partículas más pequeñas de un elemento que conservan la identidad química del elemento. Un elemento se compone de una sola clase de átomo, en tanto que un compuesto contiene átomos de dos o más elementos. 1.1.1 La teoría atómica de la materia: John Dalton Dalton planteó los siguientes postulados: Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos; los átomos de elementos diferentes son diferentes y tienen propiedades distintas (incluida la masa). Los átomos de un elemento no se transforman en átomos diferentes durante las reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. Cuando se combinan átomos de más de un elemento se forman compuestos; un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de la misma clase de átomos. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Electrón A mediados del siglo XIX, los científicos comenzaron a investigar los rayos catódicos, que eran corrientes de partículas cargadas que se generaban dentro de tubos de vidrio evacuados al aplicar un alto voltaje. Estos rayos eran misteriosos y exhibían propiedades inusuales, como la capacidad de generar destellos de luz al golpear superficies fosforescentes. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Electrón Goldstein descubrió que los rayos catódicos podían ser desviados por campos magnéticos y eléctricos. Esto sugería que los rayos eran en realidad partículas cargadas. Las desviaciones observadas indicaban que los rayos estaban formados por partículas negativamente cargadas, lo que sentó las bases para el descubrimiento del electrón. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Electrón Thomson notó que los rayos catódicos estaban formados por partículas que eran mucho más ligeras que cualquier átomo conocido en ese momento. Utilizando campos eléctricos y magnéticos para desviar los rayos catódicos, midió cómo la velocidad de las partículas cambiaba en respuesta a los campos. Pudo determinar la relación entre la carga-masa y los nombró electrones. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Electrón Thomson propuso su modelo del “pudín de pasas”, un átomo esférico compuesto de materia difusa, cargada positivamente con electrones incrustados como "pasas en un pudín”. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Electrón Perrin modificó el modelo de Thomson sugiriendo que las cargas negativas (-) son externas a la masa positiva (+). Fue el primer científico en considerar que las cargas eléctricas negativas se encontraban en la periferia de la masa y carga positiva. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Electrón Robert Millikan diseñó un experimento usando gotas de aceite pulverizado, pudo medir su velocidad de caída por acción gravitatoria y por efecto electrostático, estas gotas eran cargadas eléctricamente con oxígeno ionizado mediante rayos X. Determinó un valor para la carga del electrón de 1.59 x 10–19 C. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Protón A principios del siglo XX, el científico neozelandés Ernest Rutherford llevó a cabo un experimento trascendental para investigar la estructura interna del átomo. Utilizando partículas alfa emitidas por materiales radiactivos, Rutherford y su equipo dispararon estas partículas hacia una delgada lámina de oro. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Protón La expectativa era que las partículas alfa pasaran a través de la lámina con desviaciones mínimas debido a la suposición de que la carga positiva en el átomo estaba distribuida de manera uniforme. La mayoría de las partículas alfa pasaron a través de la lámina como se esperaba, algunas experimentaron desviaciones significativas y otras incluso rebotaron en ángulos muy agudos. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Protón Se llegó a la conclusión de que la estructura del átomo era predominantemente espacio vacío, con un pequeño núcleo central que contenía la mayor parte de la masa y la carga positiva del átomo. El modelo resultante, conocido como el modelo planetario del átomo de Rutherford, comparaba el átomo con un sistema solar en miniatura. Los electrones orbitaban alrededor del núcleo cargado positivamente, similar a cómo los planetas orbitan alrededor del sol. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Neutron A medida que los científicos exploraban la estructura del átomo, quedaron preguntas pendientes sobre la composición interna del núcleo. A fines de la década de 1920, se observaron inconsistencias en las masas y las cargas en los núcleos atómicos. En respuesta a estas inquietudes, se propuso la existencia de una partícula neutra en el núcleo que ayudaría a explicar estas discrepancias. Rutherford tampoco explicó por qué los electrones no caían en espiral hacia el núcleo a pesar de una teórica atracción electrostática entre ellos. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas: Neutron En 1932, se descubre la tercera partícula fundamental del átomo, el neutrón, su descubridor fue el científico inglés James Chadwick, al bombardear átomos de berilio con partículas de alta energía. El neutrón es una partícula sin carga eléctrica, con masa ligeramente mayor a la del protón. Este descubrimiento completó la idea del átomo nuclear y permitió aclarar muchas dudas acerca de las masas atómicas y la existencia de los isótopos. 1.1.2 Descubrimiento de las partículas subatómicas 1.1.3 Fundamentos de la Teoría Cuántica: Desafíos a la Física Clásica Inconsistencias en la Física Clásica a Nivel Subatómico El Problema del Espectro de Radiación del Cuerpo Negro El Efecto Fotoeléctrico Desafíos a la Trayectoria Determinista de las Partículas 1.1.3 Fundamentos de la Teoría Cuántica: Cuantización de la Energía Un cuerpo negro es un objeto idealizado que absorbe y emite radiación electromagnética de manera perfecta, sin reflejar ni transmitir ninguna radiación. En otras palabras, es un objeto que absorbe toda la radiación incidente sobre él y emite radiación en función de su temperatura. 1.1.3 Fundamentos de la Teoría Cuántica: Cuantización de la Energía La idea detrás del cuerpo negro es utilizarlo como un caso límite ideal para estudiar la radiación térmica y entender cómo los objetos emiten y absorben energía en función de su temperatura. Los termómetros infrarrojos aprovechan esta emisión de radiación infrarroja para medir la temperatura de un objeto. 1.1.3 Fundamentos de la Teoría Cuántica: Cuantización de la Energía Max Planck sugirió que la energía no se irradiaba de manera continua, como se esperaba según las leyes de la física clásica, sino en cantidades discretas llamadas "cuantos". Estos cuantos representaban unidades discretas de energía, y su introducción permitió una explicación coherente del espectro de radiación del cuerpo negro. 1.1.3 Fundamentos de la Teoría Cuántica: Cuantización de la Energía Planck desarrolló una fórmula matemática que describía de manera precisa la distribución de la radiación en función de la frecuencia y la temperatura. En esta fórmula, Planck introdujo la "constante de Planck", denotada como "h", que es una constante fundamental que define la relación entre la energía de un cuanto y su frecuencia. 1.1.3 Fundamentos de la Teoría Cuántica: Cuantización de la Energía En el siglo XIX, los científicos observaron que cuando la luz golpeaba ciertos materiales, se liberaban electrones de la superficie de esos materiales. Sin embargo, la física clásica no podía explicar completamente este fenómeno. 1.1.3 Fundamentos de la Teoría Cuántica: Cuantización de la Energía Einstein propuso que la luz estaba compuesta por partículas discretas llamadas "fotones". Cada fotón tenía una energía proporcional a su frecuencia. Cuando un fotón golpeaba la superficie de un material, transfería su energía a un electrón en la superficie. Si esta energía superaba la energía de enlace del electrón, este sería liberado como un electrón libre. 1.2 Átomo de Bohr y estructura atómica El modelo atómico de Bohr introdujo una innovación crucial, implicaba que los electrones en un átomo solo podían ocupar niveles de energía discretos y específicos. Esta noción desafió la noción clásica de electrones que podrían orbitar el núcleo en cualquier trayectoria continua. 1.2.1 Cuantización de las Órbitas Electrónicas: Una Innovación Crucial Bohr postuló que cada órbita permitía a los electrones ocupar un nivel de energía definido. Estos niveles de energía cuantizados tenían valores fijos y no se intercalaban. Cuando un electrón ganaba o perdía energía, saltaba de un nivel a otro en un proceso llamado "transición electrónica". Estas transiciones se acompañaban de la absorción o emisión de radiación electromagnética. 1.2.1 Cuantización de las Órbitas Electrónicas: Transiciones Electrónicas Una línea espectral es una línea oscura o brillante en un espectro uniforme y continuo, resultado de un exceso o una carencia de fotones en un estrecho rango de frecuencias, comparado con las frecuencias cercanas. Estas líneas en el espectro de la luz visible son una huella distintiva de los átomos y revelan información valiosa sobre la energía de los electrones y su comportamiento en la estructura atómica. 1.2.1 Cuantización de las Órbitas Electrónicas: Transiciones Electrónicas Bohr explicó que las líneas espectrales surgían de las transiciones electrónicas entre diferentes niveles de energía cuantizados dentro de un átomo. Cuando un electrón saltaba de un nivel de energía más alto a uno más bajo, liberaba la diferencia de energía en forma de un fotón de luz. Cada fotón tenía una energía específica relacionada con la distancia entre los niveles de energía involucrados en la transición. 1.2.1 Cuantización de las Órbitas Electrónicas: Transiciones Electrónicas Cada elemento químico presenta un conjunto único de líneas espectrales, lo que permite la identificación precisa de los elementos en función de su espectro característico. La comprensión de las líneas espectrales tuvo un impacto significativo en la astronomía. Los espectros estelares permiten a los astrónomos determinar la composición química y las propiedades de estrellas distantes. 1.2.2 Relación entre el Modelo de Bohr y la Teoría Cuántica La principal contribución de la teoría cuántica al modelo de Bohr fue la idea de niveles de energía cuantizados, que se alineaba con los principios de cuantización de la energía propuestos por la teoría cuántica emergente. La explicación de las transiciones electrónicas y las líneas espectrales, que concordaba con la teoría cuántica, que afirmaba que la energía estaba cuantizada en paquetes discretos llamados cuantos. 1.2.3 Extensión del Modelo de Bohr: Modelo Atómico de Sommerfeld Una de las contribuciones más notables de Sommerfeld fue la introducción de órbitas elípticas en lugar de las órbitas circulares propuestas por Bohr. Introdujo la idea de "números cuánticos secundarios". Estos números cuánticos adicionales permitieron la inclusión de niveles y subniveles de energía más allá de los propuestos por Bohr. 1.2.3 Extensión del Modelo de Bohr: Modelo Atómico de Sommerfeld A medida que los elementos químicos aumentan en número atómico, la complejidad de su estructura electrónica también aumenta. Gracias a las órbitas elípticas y los números cuánticos secundarios, el modelo de Sommerfeld pudo explicar las propiedades químicas y las transiciones electrónicas de estos elementos con mayor precisión. Al número cuántico secundario se le denomina número cuántico del momento angular o número cuántico azimutal. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. Los números cuánticos son parámetros o valores que satisfacen la ecuación energética del modelo atómico de la mecánica cuántica. Se utilizan para describir la posición y energía de los electrones alrededor del núcleo. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. El número cuántico principal, n, puede tener valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. Al aumentar n, el orbital se hace más grande. Un aumento en n también implica que el electrón tiene mayor energía y por tanto, está unido menos firmemente al núcleo. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. El segundo número cuántico, el número cuántico azimutal, puede tener valores enteros de 0 a n - 1 para cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital. El valor de l para un orbital dado generalmente se designa con las letras s, p, d y f. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. El número cuántico magnético, m, puede tener valores enteros entre -l y l, lo que incluye cero. Este número cuántico describe la orientación del orbital en el espacio. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. El número cuántico magnético de espín s (m_s), indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje y la orientación del campo magnético producido por él. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. Una configuración electrónica es una representación gráfica de la forma teórica en que se distribuyen los electrones de un átomo alrededor del núcleo, en orden creciente de su energía. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. O Mg Al Cl V Cr Cu 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. Principio de la edificación progresiva Principio de exclusión de Pauli Principio de la máxima multiplicidad o regla de Hund 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. Principio de la edificación progresiva Principio de exclusión de Pauli Principio de la máxima multiplicidad o regla de Hund 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. 1.3 Distribución electrónica y ubicación periódica de acuerdo con el electrón diferencial. UNIDAD II: TABLA PERIÓDICA 2.1.- Desarrollo de la tabla periódica. Elementos y compuestos. 2.2.- Propiedades periódicas 2.3.- Uso e impacto ambiental de compuestos. 2.1.- Desarrollo de la tabla periódica. Tarea Desarrollo histórico de la tabla periódica. ¿Quienes? ¿Cuando? ¿Como? Elementos descubiertos en México 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas La energía de ionización de un átomo o un ion es la energía mínima necesaria para eliminar un electrón desde el estado basal del átomo o ion gaseoso aislado. 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas Cuando se quitan electrones a un átomo para formar un catión, siempre se quitan primero de los orbitales con el número cuántico principal disponible más alto, n. 2.2.- Propiedades periódicas Cuando se añaden electrones a un átomo para formar un anión, se colocan en el orbital vacío o parcialmente lleno que más bajo valor disponible de n tiene. 2.2.- Propiedades periódicas Ca y Ca 2+ Co y Co 3+ S y S 2- Ga y Ga 3+ Cr y Cr 3+ Br y Br - 2.2.- Propiedades periódicas El cambio de energía que ocurre cuando se agrega un electrón a un átomo gaseoso se denomina afinidad electrónica porque mide la atracción, o afinidad, del átomo por el electrón añadido. 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas 2.2.- Propiedades periódicas Metales No metales Metaloides Grupo 1A: los metales alcalinos Grupo 2A: los metales alcalinotérreos Grupo 6A: el grupo del oxígeno Grupo 7A: los halógenos Grupo 8A: los gases nobles 2.2.- Propiedades periódicas Metales: Definición de metales y sus características físicas y químicas. Propiedades generales de los metales, como la conductividad eléctrica y térmica. Ejemplos de metales comunes y sus usos en la vida cotidiana. El papel de los metales en la industria y la tecnología. Importancia biológica de los metales en los organismos vivos. Ejemplos de aleaciones de metales y su aplicación en la ingeniería y la fabricación. 2.2.- Propiedades periódicas No metales: Definición de no metales y sus características físicas y químicas. Propiedades generales de los no metales, como la falta de brillo metálico y la baja conductividad eléctrica y térmica. Ejemplos de no metales comunes y sus usos en productos químicos, electrónica y materiales aislantes. La importancia de los no metales en la composición de moléculas orgánicas e inorgánicas. Comparación entre metales y no metales en términos de propiedades y comportamiento químico. Impacto ambiental de los no metales y su papel en la sostenibilidad. 2.2.- Propiedades periódicas Metaloides: Definición de metaloides y sus propiedades intermedias entre metales y no metales. Ejemplos de metaloides comunes y sus usos en la industria y la tecnología. Importancia de los metaloides en la electrónica y la fabricación de semiconductores. Características químicas de los metaloides y su capacidad para formar compuestos metálicos y no metálicos. Contribución de los metaloides a la ciencia de los materiales y la nanotecnología. 2.2.- Propiedades periódicas Grupo 1A: los metales alcalinos: Identificación de los metales alcalinos y sus características. Propiedades y comportamiento químico de los metales alcalinos. Reacciones de los metales alcalinos con el agua y el aire. Usos y aplicaciones de los metales alcalinos en la industria y la ciencia. Importancia de los metales alcalinos en la biología y la medicina. 2.2.- Propiedades periódicas Grupo 2A: los metales alcalinotérreos: Identificación de los metales alcalinotérreos y sus propiedades. Comparación entre los metales alcalinos y los metales alcalinotérreos. Comportamiento químico de los metales alcalinotérreos y sus compuestos. Aplicaciones de los metales alcalinotérreos en la industria y la tecnología. Importancia de los metales alcalinotérreos en la agricultura y la construcción. 2.2.- Propiedades periódicas Grupo 6A: el grupo del oxígeno: Identificación de los elementos del grupo 6A y sus propiedades. Comportamiento químico del oxígeno y sus estados alotrópicos. Importancia del oxígeno en la respiración y la combustión. Características químicas del grupo 6A y sus compuestos. Usos y aplicaciones de los elementos del grupo 6A en la industria y la medicina. 2.2.- Propiedades periódicas Grupo 7A: los halógenos: Identificación de los halógenos y sus características físicas y químicas. Propiedades y comportamiento químico de los halógenos. Reacciones de los halógenos con los metales alcalinos. Usos y aplicaciones de los halógenos en la industria, la medicina y la desinfección. Importancia de los halógenos en la síntesis de compuestos orgánicos. 2.2.- Propiedades periódicas Grupo 8A: los gases nobles: Identificación de los gases nobles y sus propiedades únicas. Comportamiento químico de los gases nobles y su estabilidad. Usos y aplicaciones de los gases nobles en la industria, la iluminación y la refrigeración. Importancia de los gases nobles en la investigación científica y la tecnología de alta precisión. Comparación entre los gases nobles y otros grupos en la tabla periódica.