Quimica 1°D Pio X

 

Tabla de los No metales 

Tabla de los Metales

Tabla de Los Metales de Valencia Variable

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Cinetismo Molecular

Según éste modelo de materia, todo lo que vemos está formado por unas partículas muy pequeñas, que son invisibles aún a los mejores microscopios y que se llaman moléculas. Las moléculas están en continuo movimiento y entre ellas existen fuerza atractivas, llamadas fuerzas de cohesión. Las moléculas al estar en movimiento, se encuentran a una cierta distancia unas de otras. Entre las moléculas hay espacio vacío.

En el ESTADO SOLIDO las moléculas están muy juntas y se mueven oscilando alrededor de unas posiciones fijas; las fuerzas de cohesión son muy grandes. En el ESTADO LIQUIDO las moléculas están más separadas y se mueven de manera que pueden cambiar sus posiciones, pero las fuerzas de cohesión, aunque son manos intensas que en el estado sólido, impiden que las moléculas puedan independizarse. En el ESTADO GASEOSO las moléculas están totalmente separadas unas de otras y se mueven libremente; no existen fuerzas de cohesión.

Cambios Físicos de los cuerpos

Ley de Lavoisier

 Si tuviéramos que decidir cuál es la ley o principio más importante en el campo de la Química no cabría ninguna duda, el Lavoisierprincipio de consevación de la masa o ley de Lavoisier. Y no por su complejidad, que no tiene ninguna, sino porque su establecimiento, a finales del siglo XVIII, marcó el nacimiento de la química moderna y el abandono de su predecesora, la alquimia. y por ello a su autor,    el  francés  Antoine-Laurent    Lavoisier    ( 1743-1794) se le conoce como el padre de la química.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

MODELOS ATOMICOS

DALTON

 Seguro que sabrás que las personas daltónicas son aquellas que les es muy difícil distinguir los colores por un defecto genético. Esto te lo contamos como curiosidad ya que fue Dalton quien escribió sobre esto porque él mismo lo padecía. Aparte, fue el primero en desarrollar un modelo atómico con bases científicas. Basándose en la idea de Demócrito, Dalton concluyó que el átomo era algo parecido a una esfera pequeñísima, también indivisible e inmutable. 

   Dalton hizo los siguientes “postulados” (afirmaciones o supuestos): 

   1. La materia está compuesta por partículas diminutas, indivisibles e indestructibles llamadas átomos. 

   2. Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (es decir, con igual masa y propiedades). 

   3. Los átomos de diferentes elementos tienen masas y propiedades distintas. 

   4. Los átomos permanecen sin división, incluso cuando se combinan en reacciones químicas. 

   5. Los átomos, al combinarse para formar compuestos (lo que hoy llamamos moléculas) mantienen relaciones simples. 

   6. Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. 

   7. Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. Para Dalton un átomo era algo así como una pequeña esfera. 

THOMPSON

Joseph John Thomson fue un científico británico que vivió entre los años 1856 y 1940 que descubrió el electrón y los isótopos. Ganó el Premio Nobel de Física en 1906 y su teoría sobre el átomo decía que los átomos estaban compuestos por electrones de carga negativa en un átomo positivo, es decir, como si tuviéramos una bola cargada positivamente rellena de electrones (carga negativa), también conocido como Modelo del Pudin De Pasas porque parece un bizcocho relleno de pasas.

   La electricidad fue lo que ayudó a Thomson a desarrollar su modelo. El error que cometió Thomson fue que hizo suposiciones incorrectas de cómo se distribuía la carga positiva en el interior del átomo. 

RUTHERFORD

El modelo atómico de Rutherford mantenía el planteamiento de Thomson, de que los átomos poseen electrones, pero su explicación sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo debía tener carga positiva, un radio muy pequeño y en él se concentraba casi toda la masa del átomo. La corteza estaría formada por una nube de electrones que orbitan alrededor del núcleo.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no estaban muy bien definidas y formaban una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma indefinida. También calculó que el radio del átomo, según los resultados del experimento, era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que implicaba un gran espacio vacío en el átomo.

SOMMERFELD-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.

MECANICA CUANTICA

El tamaño de un núcleo atómico es del orden de 10-13 centímetros. ¿Podemos imaginar ésto? Muy difícilmente. Mucho más difícil aún sería imaginar como interactúan dos núcleos atómicos, o cómo interactúa el núcleo con los electrones en el átomo. Por eso lo que dice la mecánica cuántica muchas veces nos parece que no es 'lógico'. Veamos que propone la mecánica cuántica:

El intercambio de energía entre átomos y partículas solo puede ocurrir en paquetes de energía de cantidad discreta (Fuerzas e Interacciones) 

Las ondas de luz, en algunas circunstancias se pueden comportar como si fueran partículas ( fotones). 

Las partículas elementales, en algunas circunstancias se pueden comportar como si fueran ondas. 

Es imposible conocer la posición exacta y la velocidad exacta de una partícula al mismo tiempo. Este es el famoso Principio de Incertidumbre de Heisemberg.

Distribución electrónica en base a los cuatro números cuánticos

1.-Número Cuántico Principal (n)

Indica el nivel energético donde se pude encontrar un electrón. Tiene relación con la distancia media del electrón al núcleo y nos da una idea del tamaño del orbital.

n: adquiere valores positivos y enteros

n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 ó K, L, M, N, O, P, Q

Únicamente se encuentran llenos hasta el nivel energético 7, en lo que se conoce como estado basal, debido a que en la tabla periódica los elementos conocidos solo ocupan 7 periodos.

2.- Número Cuántico Azimutal o de Forma (l)

Nos da la idea de la forma que tiene el Orbital (zona de probabilidad donde se puede encontrar un electrón)

Adquiere valores desde 0 hasta n-1

El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico  principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

3.- Número Cuántico Magnético (m)

El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Adquiere valores desde -l, pasando por cero, hasta +l.  

Si l= 0; entonces m=0

Si l=1; entonces m= -1,0, 1

Si l=2; entonces m= -2,-1, 0, 1, 2.

Si l=3; entonces m= -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3.

Recta Numérica para entender el Número Cuántico Magnético

Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.

4.- Número Cuántico de Espín

Indica el sentido en en cual se asocia físicamente al electrón como un cuerpo que gira sobre su propio eje.

Adquiere valores de +1/2 y -1/2.

La diferencia de signos indica que un electrón “gira” en un sentido y el otro en sentido contrario.

Giro del electrón= Número Cuántico de Espín.

Ahora bien, debemos saber que los electrones, se representan mediante felchas (en la Configuración Electrónica Gráfica o Vectorial), así que una flecha hacia arriba, indica que el electrón gira hacia la derecha, y por tanto su valor es de +1/2; por el contrario, si la flecha está hacia abajo, el electrón está girando hacia la izquierda, y por tanto su valor es de -1/2.

Principio de Incertidumbre

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

FORMULAS BINARIAS

Compuestos binarios:

1. Óxidos básicos: Son combinaciones binarias de un metal con el oxígeno en las que el oxígeno utiliza el grado o estado de oxidación -2. La fórmula general que identifica a estos óxidos es la siguiente, donde M es el metal, 2 es la valencia o estado de oxidación del oxígeno, O es el oxígeno y v es la valencia del metal.

Para su nomenclatura se puede utilizar la nomenclatura IUPAC ,Stock o funcional (la más utilizada) y la nomenclatura tradicional.

Nomenclatura IUPAC: Utiliza la palabra "óxido" seguida de la partícula "de" y el "nombre del metal"; si este posee más de una valencia o grado de oxidación, se indica con cifras romanas.

Ejemplos

Na2O Óxido de sodio

FeO Óxido de ferro(II)

Fe2O3 Óxido de ferro(III)

OBS: En el caso de la fórmula del óxido de hierro (II) se han simplificado las valencias Fe2O2 ------ FeO.

Nomenclatura Tradicional: Consiste en agregar a la palabra óxido el nombre del elemento terminado en "ico" (si actúa con su valencia mayor) u "oso" (si actúa con su valencia menor). Si el elemento posee una sola valencia se le hará terminar en "ico".

Ejemplos:

Na2O óxido sódico

CaO óxido cálcico

Hg2O óxido mercurioso

Fe2O3 óxido férrico

Casos especiales

En el caso del cromo y el manganeso, como ambos son elementos anfóteros, es decir pueden actuar como metal y no metal, con su valencia 2 y 3 respectivamente forman óxidos básicos y con sus valencias 4, 6 y 7 respectivamente forman óxidos ácidos. Por lo cual con los primeros se originan hidróxidos y con los segundos oxiácidos.

FORMULAS TERNARIAS

Hidróxidos o bases

Los hidróxidos o bases resultan de la combinación de un catión, generalmente metálico, con el ion hidróxido, OH-.

Su fórmula general es X(OH)n.

Al igual que los compuestos binarios, pueden nombrarse de acuerdo con las nomenclaturas clásica y sistemática. Según la primera, se denominarían como «hidróxido de», seguido del nombre del metal y añadiendo una terminación indicativa de su valencia. Esta terminación sigue las mismas reglas que en los compuestos binarios.

Atendiendo a la nomenclatura sistemática, se nombrarían con la palabra «hidróxido», precedida de un prefijo, que indica el número de grupos (OH) de la molécula y el nombre del metal.
Oxoácidos u oxácidos

Los oxoácidos se obtienen de la combinación de un no metal con hidrógeno y oxígeno. Su fórmula general es HaXbOc. Como norma práctica, en la mayoría de los casos se obtienen de los anhídridos u óxidos de los no metales, a los que se suma una molécula de agua.

Así, el ácido nítrico se forma a partir de la adición de una molécula de agua al óxido de nitrógeno (V).

N2O5 + H2O =0H2N2O6 = HNO3

Lo mismo sucede con el ácido sulfúrico:

SO3 + H2O = H2SO4

Los oxoácidos se nombran utilizando la nomenclatura tradicional. Por ejemplo:
Cl2O + H2O = H2Cl2O2 = HClO ácido hipocloroso
Cl2O3 + H2O = H2Cl2O4 =HClO2 ácido cloroso
Cl2O5 + H2O =H2Cl2O6 =HClO3 ácido clórico

Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 =HClO4 ácido perclórico