Química general y tecnológica UNIDAD I Ing Eléctrica- F. Politécnica

FUNDAMENTOS DE QUIMICA GENERAL.

UDS. QUE CONOCEN DE LA QUIMICA…???

CUANDO LA QUÍMICA COMENZO…???

Conceptos importantes

Química: se ocupa del estudio de la composición de la materia, los cambios que ésta experimenta y la relación entre los cambios en la composición y los cambios en la energía.

Materia: es todo aquello que posee masa y ocupa un lugar en el espacio; la materia se puede representar en cualquiera de los 5 estados: sólido, líquido, gaseoso, plasma o coloidal.

Cuerpo: se denomina a la materia delimitada, o sea a la materia que ha adquirido una forma. Ej.: frasco, sillas, copa, etc.

Substancia: es una especie determinada de materia, homogénea y de composición química definida. Ej.: agua, hierro…también se habla de substancia inorgánica, orgánica y toxica.

Elemento: se entiende cada una de las aproximadamente cien sustancias químicas fundamentales, compuestas por átomos de una sola clase y en los cuales toda la materia se puede descomponer.

Propiedades de la materia:

1. Las propiedades particulares:

Características organolépticas: color, olor, sabor y aspecto. Propiedades físicas: sólido, líquido, gaseoso, plasma y coloidal;

tenacidad, ductibilidad y maleabilidad, conductibilidad térmica y eléctrica.

Propiedades químicas: afinidad, capacidad oxidante, reductor; capacidad funcional: ácido, básico o sal.

2. Las propiedades fundamentales:

Extensión Impenetrabilidad Ponderabilidad Indestructibilidad Divisibilidad

Constitución de la materia :

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La materia se puede dividir por los siguientes medios:

a. Mecánicos: por ejemplo la pulverización, trituración originan: partículas que pueden ser visibles a simple vista o con lente, o con microscopio.

b. Físicos: por ejemplo la vaporización, disolución originan: moléculas que se pueden definir como el Límite de la divisibilidad física de la materia.

c. Químicos: con el empleo de medios químicos para separar porciones de moléculas se llega a los átomos que se definen como la mínima porción de cada cuerpo simple, y es divisible en protones y electrones.

Estados físicos de la materia

La materia puede presentarse en 2 estados físicos que son:

Homogéneo: si todas las moléculas se hallan distribuidas uniformemente en la materia.

Heterogéneo: cuando hay dispersión de agrupaciones atómicas en forma de partículas dentro de otro medio homogéneo.

Ahora los Estados Homogéneos son:

Estado Sólido:

La materia en estado sólido tiene forma y volumen constante, a Temperatura constante porque las moléculas no están en libre movimiento, pero pueden oscilar de acuerdo a los cambios de temperatura. La fuerza de atracción en este estado es mayor que la de repulsión.

Los cuerpos en estado sólido pueden ser a su vez: - Cristalizados - Amorfos

Cristalizados cuando tienen una estructura interior y exterior definida.Los cristales se forman por solución y evaporación posterior del disolvente, o por enfriamiento lentos.

Amorfos no tienen estructura geométrica definida y se forman por precipitación o por evaporación lenta de una solución coloidal.

Estado Líquido: Las moléculas se mueven libremente, manteniendo la distancia establecida por la cohesión, las moléculas resbalan unas de otras. En este estado la fuerza de atracción y de repulsión son iguales. Los cuerpos líquidos tienen volumen constante y forma variable.

Estado gaseoso:

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En este estado no existe cohesión, las moléculas se separan constantemente unas de otras y en esta separación están dotadas de un movimiento rectilíneo cuya velocidad depende del tamaño de las mismas, cuando menor sean las moléculas mayor será la velocidad de difusión de las mismas.

En el estado gaseoso la fuerza de atracción es menor que la de repulsión.

Estados Heterogéneos:

Se llaman así a aquellos estados físicos formados por dispersión de una faz en otra llamada faz dispersante.

Según el tamaño de las partículas dispersas se clasifican en Suspensiones y Estado coloidal.

SUSPENSIÓN: cuando el tamaño de las partículas dispersas es mayor a 0,1 micras. No atraviesan filtros comunes y no están dotadas de carga eléctrica.

Suspensión propiamente dichaSi las partículas dispersas son sólidas y el medio dispersante líquido. Ej: leche de magnesia.EmulsiónSi las partículas dispersas son líquidas y el medio dispersante también líquido. Ej: agua con aceite, leche.EspumaCuando las partículas dispersas son gaseosas y el medio dispersante líquido.HumoSi las partículas dispersas son sólidas y el medio disperso gaseoso.NieblaSi las partículas dispersas se hallan al estado líquido (gotitas de agua) y el medio dispersante es gaseosos (aire).

ESTADO COLOIDAL: estado físico heterogéneo formado por dispersiones de partículas (micelas) cuyo diámetro debe ser inferior a 0,1 micras y superior a 0,001 micras.

Propiedades del estado coloidal:

1. Las micelas están dotadas de cargas eléctricas, pueden ser todas negativas por ej: oro coloidal, o todas positivas por ej. Solución de hidróxido de aluminio.

2. Movimiento Browniano: las micelas que tienen carga eléctrica del mismo signo se repelen, originando un movimiento característico en zig-zag.

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3. Fenómeno de Tyndall: si se proyecta un haz de luz a través de una solución coloidal se hace visible en todo su trayecto porque cada micela refleja la luz y al mismo tiempo proyecta sombra, de esta forma se diferencia las soluciones coloidales de las soluciones verdaderas.

4. Cataforesis: si se hace pasar una corriente eléctrica a través de una solución coloidal, las micelas son transportadas en masa hacia uno u otro polo de la corriente eléctrica, si son coloides positivos van al cátodo (polo negativo) y viceversa si son coloides negativos van al ánodo (polo positivo). En la cataforesis las micelas coloidales al perder su carga eléctrica, precipitan y rompen el estado coloidal.

5. Las micelas no atraviesan ciertas membranas vegetales y animales llamadas membranas dializadoras, entonces se dice que los coloides no dializan, porque atraviesan solo las membranas permeables, es otra manera de diferenciarlas de soluciones verdaderas.

6. Adsorción: es un fenómeno de superficie que se debe a la gran superficie de separación que hay entre las micelas coloidales y el medio dispersante y consiste en que cuando en una solución coloidal se deja caer partículas extrañas, estas son retenidas por las micelas.

7. Floculación: Es la precipitación reversible de los coloides, quiere decir que el coloide precipitado puede volver al estado de solución.

8. Coagulación: Es la precipitación no reversible de los coloides. Se consigue este fenómeno por medio del calor ej: clara de huevo, por acción de ácidos minerales, por acción de metales pesados o por acción de fermentos.

SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTAS.Sustancia simple o elemento: Es aquella cuya molécula está formada por átomos iguales y de las cuales no puede extraerse otra materia diferente, su cantidad en la naturaleza está limitado y es de 2 elementos, siendo el primer elemento el hidrógeno y el último el uranio.

Sustancia simple está formada por átomos del mismo elemento químico. Por ejemplo el diamante y el grafito son sustancias simples por estar formadas por átomos de una única clase, los del elemento carbono. Una sustancia simple es aquella sustancia pura que está formada por átomos de un único elemento en sus posibles estados alotrópicos.

Sustancia compuesta : Es aquella cuya molécula está formada por átomos desiguales y de las cuales pueden extraerse dos o más elementos, la cantidad de materia es ilimitado. Porque pueden inclusive prepararse artificialmente sustancias compuestas. Estas sustancias compuestas pueden clasificarse a su vez en sustancias minerales o inorgánicas y compuestos orgánicos o del carbono.

Sustancia compuesta es aquella sustancia pura en cuya composición encontramos varias clases de átomos en una proporción constante. Para distinguir una sustancia pura de otra nos basamos en sus propiedades.

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Las sustancias puras a su vez se clasifican en sustancias simples y sustancias compuestas. En las sustancias simples encontramos a los elementos químicos, y en las sustancias compuestas encontramos a los compuestos químicos.

Las sustancias simples pueden ser moleculares o atómicas, y no se descomponen en otras sustancias distintas. Ejemplo: oxígeno, nitrógeno.

--Los elementos son sustancias puras más simples. Están formados por el mismo tipo átomos, y no pueden descomponerse. Se representan mediante símbolos.El Ozono (O3) y el oxígeno molecular (O2) están formados por átomos de oxígeno. Ejemplo: el elemento oro estará formado solamente por átomos de oro--Los compuestos están formados por moléculas y éstas están formadas por unión de átomos de distintos elementos. Todas las moléculas del mismo compuesto son iguales entre sí.

Los compuestos químicos pueden separarse por medios químicos.Ejemplo: el agua pura estará formado solamente por moléculas de agua El agua puede descomponerse en sus elementos Hidrógeno y Oxígeno por un medio químico.

HISTORIA DE LA TEORIA ATOMICAEl concepto de átomo existe desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma." John Dalton luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro. El formulo el primer modelo atómico.Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas, sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas. Avogadro hizo la hipótesis de que los gases son moléculas poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.Ivánovich Mendeléyev creó una clasificación de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el precursor de la TABLA PERIODICA.La visión moderna de su estructura interna tuvo que esperar hasta el experimento de Rutherford (predijo la existencia de un neutrón) y el modelo atómico de Bohr (hizo entender el salto electrónico). Posteriores descubrimientos científicos, como la teoría cuántica, y avances tecnológicos, como el microscopio electrónico, han permitido conocer con mayor detalle las propiedades físicas y químicas de los átomos.EVOLUCION DEL MODELO ATOMICOModelo de DaltonFue el primer modelo atómico con bases científicas. Este primer modelo atómico postulaba:

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

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Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.

Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones

distintas y formar más de un compuesto. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos

distintos. Sin embargo, desapareció ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones (p+).Modelo de Thomson

Luego del descubrimiento del electrón por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel.Detalles del modelo atómicoPara explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.Modelo de Rutherford

Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico. Rutherford predijo la existencia del neutrón.

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Por desgracia, el modelo atómico de Rtherford presentaba varias incongruencias: Contradecía las leyes del electromagnetismo de Maxwell. Según las leyes de

Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría.

No explicaba los espectros atómicos.Modelo de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)

Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía. Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables. Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor

energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrogeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de orbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.Modelo de Schrödinger: Modelo Actual

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la

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probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. Conceptos importantes

Número Atómico (Z): Número de protones existentes en el núcleo de un átomo. P = e-

Número de masa: (A): Suma del número de protones más el número de neutrones que existen en un átomo. A = Z + N

Elemento Químico: Conjunto de todos los átomos con igual número atómico. ( Z )

Z X A

Ej: 17 Cl 35 Z: 17 {17 protones = 17 electrones

A : Z + N 35 : 17 + N N : 18

Isótopos: son átomos del mismo elemento químico con el mismo número de protones ( Z ) y diferente número másico ( A ).

Ej: 1 H 1 1 H

2 1 H 3 Z: 1

A: 1 A: 2 A: 3

8 O 16 8 O 17 8 O 18 Z: 8

A: 16 A: 17 A: 18 Isóbaros: son átomos de diferentes números de protones ( Z ) de elementos

químicos diferentes, que tienen el mismo número de masa ( A ).Ej: 19 K

40 20 Ca 40 A : 40

Z : 19 Z : 20

Isotonos: son átomos de diferentes números de protones ( Z ) de diferentes elementos, diferentes número de masa ( A ), pero con el mismo número de neutrones ( N ).

Ej: 17 Cl 37

20 Ca 40

A : Z + N

para el cloro: 37 : 17 + N para el calcio: 40: 20 + N N : 20 N : 20

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MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD – BOHR

Las orbitas electrónicas de todos los átomos conocidos se agrupan en siete capas electrónicas: K ,L , M , N, O, P , Q

En cada capa, los e- poseen una cantidad fija de energía, por eso las capas son denominados ESTADOS ESTACIONARIOS o NIVELES DE ENERGÍA.

Cada capa contiene un número máximo de electrones:

CAPAS NRO. MÁX. DE e-

K 2 L 8 M 18

N 32

O 32

P 18

Q 2¡MIRAR GRAFICO EN LAS COPIAS!

Este Modelo hizo pensar y dio lugar a una pregunta muy importante:

Si el núcleo de este Modelo atómico está formado por partículas positivas, porqué no se repelen entre sí y el efecto sería una desmoronación del núcleo?

→ CHADWICK EN 1932: demostró que el núcleo no solo está compuesto por partículas positivas llamadas PROTONES, si no que también coexisten con partículas sin carga eléctrica, por ese motivo fueron denominadas NEUTRONES.

De esta forma los neutrones aíslan a los protones, evitando las repulsiones y consecuente desmoronamiento del núcleo.

Podemos decir que la estructura atómica ésta dispuesta:

Protones Núcleo < ÁTOMO [ Neutrones Electrosfera → electrones: distribuidos en 7 capas o niveles.

IMPORTANTE RECORDAR!!!

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Un átomo en su estado normal, es eléctricamente Neutro: P+ = e- ; las cargas se anulan.

Un átomo puede ganar o perder electrones de la electrosfera, sin alterar al núcleo, las partículas resultantes se denominan IONES.

Iones Negativos o Aniones: cuando el átomo gana e- Ej: Cl 0 → Cl -

p: 17 p: 17 N: 18 N: 18 e-: 17 e-: 18 Átomo de cloro anión cloruro (carga -)

Iones Positivos o Cationes: cuando el átomo pierde e-

Ej: Na 0 → Na +

p: 11 p: 11 N: 12 N: 12 e-: 11 e-: 10

Átomo de sodio catión de sodio (carga +)

Experiencias realizadas en torno al átomo arrojaron estos enunciados:

Toda e- en movimiento está asociado con una onda característica. (Principio de dualidad de De Broglie).

No es posible calcular la posición y la velocidad de un e-, en un mismo instante. ( Principio de Incertidumbre de Heisenberg)

Orbital es la región del espacio donde hay una máxima probabilidad de encontrar un determinado e- (Schrödinger)

FORMA GEOMETRICA DE LOS ORBITALES

1) El orbital de tipo (s) se representa normalmente mediante una superficie esférica centrada en el núcleo.

2) La representación gráfica del orbital (p)consiste en dos esferas tangentes en un punto, que es el núcleo. Los orbitales de tipo (p) poseen un plano nodal (que pasa por el núcleo).

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3) Los orbitales (d) poseen 2 planos o superficies nodales perpendiculares entre sí.

4) Los orbitales (f) presentan 3 de estos planos nodales.

Hay que señalar que aunque los orbitales (s) son los únicos que presentan simetría esférica, la suma de la densidad electrónica de los 3 orbitales (p), de los 5 orbitales (d) o de los 7 orbitales (f) también es esférica. Esto se conoce como teorema de Unsold.

ESTADOS ENÉRGETICOS DE LOS ELECTRONES¡MIRAR GRAFICO EN LAS COPIAS!

a) Capas o Niveles Energéticos: Corresponden a las 7 capas: K, L, M, N, O, P, Q identificadas por números del 1 al 7, llamado Numero Cuántico Principal (n)

b) Sub - niveles: Identificados por el Número cuántico secundario ( l ): s, p, d , f , teóricamente pueden asumir los valores enteros 0 , 1 , 2, 3 ... ( n-1)

c) Orbitales: Cada subnivel tiene un número variable de orbitales. Cada orbital es representado simbólicamente por un cuadradito.Cada subnivel s, p, d, f contienen 1, 3, 5, 7 orbitales, los orbitales son identificados por el Número cuántico magnético (m)

d) SPIN: Un orbital tiene un máximo de 2 e-, estos e- pueden girar: En un mismo sentido (paralelo) CREANDO

> CAMPOS En sentidos contrarios (antiparalelo) MAGNETICOS

En estos campos se repelen o atraen; la atracción magnética explica la coexistencia de 2 e- en un mismo orbital, los e- se estarían atrayendo debido a spines opuestos.

S: + 1/ 2

S: - 1/ 2

Principio de exclusión de Pauli: Un átomo eléctricamente neutro aloja a un número de electrones igual al número de protones en su núcleo. , el principio de exclusión les prohíbe ocupar el mismo estado cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas electrónicas:

1ro: Un orbital tiene un máximo de 2 e- con spines opuestos.

2do: En un átomo no existen dos e-, con números cuánticos iguales.

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-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

↑

↓

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Para calcular matemáticamente los valores máximos de:

Nro. de orbitales por nivel : n2.

Nro. de e- máximo por nivel : 2n2

Nro. de orbitales por subnivel: 2l + 1

Nro. máximo de e- por subnivel: 2(2l + 1) = 4l + 2

Representación simbólica del e- :

Ej.: 3 p 1 4 s 2

3: es el Nro. Cuántico Principal 4…….Capa N

p: es el Nro. Cuántico Secundario s = l = 0

1: cantidad de e-

Número cuántico

I) Número cuántico principal (n): Representa el nivel energético (energía del electrón) y el tamaño de los orbitales. Cuando mayor es n es mayor la energía y el tamaño de los orbitales.

II) Número cuántico del momento angular (l): Indica la forma de los orbitales y el subnivel energético en el que se encuentra el electrón, (l = 0, 1, 2, 3, 4,5,..., n-1).

III) Número cuántico magnético (m): Indica el número de orbitales presentes dentro de un subnivel. Representa la orientación del orbital en el espacio.

IV) Número cuántico de spin (s): Representa el giro del electrón sobre sí mismo

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