PLAN DE EVALUACIÓNÁREA DE QUÍMICA

Química 11SEMESTRE U-2014

Observación. Presentará la evaluación (diferido), solo aquellos alumnos que consignen constancia que avale su ausencia, reposo médico emitido por CAMIULA, representación de la Universidad en eventos deportivos, culturales o académicos, según la evaluación pérdida.

Prof. Roger Enrique Montealegre

TEMA CONTENIDO EVALUACIÓN SEMANA %

1 y 2 Estructura de la materia. Propiedades Periódicas y Enlace

1er. Parcial 4 15

3 y 4 Estequiometría y gases 2do. Parcial 7 25

5 Soluciones 3er. Parcial 10 20

6 Equilibrio 4to Parcial 13 25

7 Óxido-reducción 5to. Parcial 16 15

Diferido 16

Universidad de Los AndesFacultad de Ingeniería

Departamento de Ciencias Aplicadas y Humanística

Tema # 1La Materia y su Estructura

Prof. Roger Enrique MontealegreSemestre U-2014

http://sites.google.com/site/montealegreroger

QuímicaEs la ciencia que estudia: Naturaleza, Composición, Estructura y Propiedades de laMateria y los fenómenos asociados a sus Tansformaciones y Combinaciones.

Química

La química tiene dos raíces:

Tradiciones Artesanales Filósofos Griegos

Resolver los problemas básicos de la naturaleza de la materia.

Historia de la Química

El Homo erectus (o pitecántropo) cuya antigüedad se sitúa en el paleolítico inferior (desde hace un millón hasta 100.000 años. a.C)

Cuevas de Altamira en España

Combustión

Arte rupestre

Cavernas de Lascaux en Francia.

Historia de la QuímicaLos Primeros Procesos Químicos

(Inicios de la Civilización)

La edad de los metales comienza en el cercano Oriente 5000 años a.C con la edad de cobre o período calcolítico.

La edad de bronce (aleación de cobre y estaño), también iniciada en el cercano Oriente 4000 años a.C.

Edad de hierro en Asia Central a principios del 2000 años a.C.

Historia de la QuímicaPrehistoria (hasta 500 a.C.)

Mesopotamia China Egipto

Fundir Minerales Fijar Tintes en los téjidosPreparar bárnices para

céramicas

Historia de la QuímicaPrehistoria (hasta 500 a.C.)

Preparación de Vinos Preparación de medicinas

Historia de la Química (500 a.C)

Cambios de la Materia Fuerzas sobrenaturales

Concepto del atomismo Griego

Resolver un conflictológico

Historia de la Química (500 a.C)Primer Filósofo Griego Tales 640 a.C

Nacido en JoniaMileto

Turquia

Se planteo una sustancia puede convertirse en otra

Cobre

Existencia de un elemento básico

Historia de la Química (500 a.C)

Filósofo Griego Anaximenes 570 a.C

Nacido en JoniaMileto

Postuló que el aire se comprimía al acercarse hacia el centro, formando así las sustancias más densas como el agua y la tierra.

Elemento básico

Historia de la Química (500 a.C)

Filósofo Griego Heráclito 540 a 475 a.C

Nacido en Efeso

Si el cambio es lo que caracteriza al Universo, hay que buscar un elemento cuyo cambio debe ser notable,

Elemento básico

Historia de la Química (500 a.C)

Empédocles de Agrigento (483 a 430 a.C) : La materia estaba hecha de 4 elementos

Arena Agua Fuego Aire

Los griegos (500 a 300 a.C)Primera teoría

Historia de la Química

Aristóteles (384 a 322 a.C) el más influyente de los filósofos griegos, acepto esta doctrina de los cuatro elementos.

Aristóteles concibió los elementos como combinaciones de dos pares de propiedades opuestas

Aristóteles Añadio un quinto elemento éter

Significa resplandecer

Historia de la Química

Leucipo de Mileto (460 a 370 a.C), filósofo de la escuela jónica, discípulo del sofista Zenón de Elea.

La segunda teoría fundamental de los griegos con respecto a la materia postula la existencia de los átomos (Divisibilidad de la materia).

Demócrito de Abdera(460 a 370 a.C)

Padre de la teoría atómicaPostulo que la materia estaba

compuesta por átomos, partículas diminutas e

indivisibles

Historia de la Química

Teoría de AristótelesEnemigo de la teoría atómicaconsideraba a la materia como un

continuum.Creía en una sola materia fundamental

Inicio de la Alquimia

Anaxágoras (500-428 a.C), filósofo Jónico, partículas distintas (homeomerías) que permanecía en el caos y que fueron ordenadas por el nous (inteligencia).

Platón (428-347 a.C), suponía que los átomos de un elemento difieren de los átomos de otro elemento

Historia de la QuímicaLa teoría del atomismo se hizo impopular y apenas se volvió a tomar en cuenta dos mil años después.

Sin embargo el atomismo nunca murió del todo, Epicuro (342 a 370 a.C) lo incorporo a su línea de pensamiento y sus seguidores la llevaron durante muchos siglos.

Uno de ellos fue el poeta romano Tito Lucrecio Caro (95 a 55 a.C), conocido como Lucrecio, expuso la teoría atómica de Demócrito en un poema titulado De Rerum Natura (sobre la naturaleza de las cosas).

La Alquimia (300 a.C. A 1650 d.C)

Historia de la Química

Egipto Ciudad de Alejandría 331 a.CFusión entre el Pensamiento Griego y técnicas artesanales

egipcias

Los alquimistas tenían como objetivo fundamental transmutar todos los metales en oro.

Planeta Símbolo Metal

Sol ∆ Oro

Luna ☾ Plata

Saturno ℏ Plomo

Júpiter 4 Bronce

Marte ♂ Mezcla de metales

Venus ♀ Estaño

Mercurio ☿ Hierro o Mercurio

La Alquimia (300 a.C. A 1650 d.C)

Historia de la Química

Los alquimistas tenían como metas principales.

1. Encontrar un método para prolongar la vida humana indefinidamente.

2. Cambiar los metales comunes como hierro, cobre y cinc en oro.

3. Buscar un disolvente universal que transmutara a los metales comunes en oro.

4. hallar la llamada piedra filosofal para liberar al cuerpo de toda enfermedad y renovar la vida.

Ventajas de la Alquimia

Desarrollaron muchas reacciones químicas (Química experimental)

Historia de la QuímicaLa teoría del Flogisto (1650-1790)

George Ernest Stahl (1660-1734)

(principio del fuego)

La teoría del flogisto suponía que toda sustancia combustible poseía un componente llamado flogisto que intervenía en el proceso de combustión.

Flogisto negativo (menor peso)Formación de carbono, CO2, CO

+Flogisto positivo (mayor peso)Formación de óxido de magnesio

Aire

+

Magnesio

Historia de la Química

Siglo XI. Descubrimiento de Hidróxidos y Amoníaco

Siglo XIII. Descubrimiento: Procesos de destilación, fabricación de vidrioÁcidos HCl, HNO3, H2SO4 China: Conocimiento de la pólvora, nitritos.

Historia de la QuímicaSiglo XIII. Ciertas sustancias poseen afinidad con otras

Descubrimiento de la Química Analítica

Finales del siglo XVIII. Lavosier inicia la Química Moderna. Define Elemento y laLey de la conservación de la masa.

Historia de la QuímicaSiglo XIX Grandes Industrias Químicas Descubrimiento de la Química Orgánica . Finales del Siglo: Radiactividad.

Siglo XX

El estudio de la química

Macroscópico Microscópico

Método Científico

Desarrollo de la Química y la Tecnología

Método Científico

Es el método que utilizan los investigadores para lograr adquirir conocimientos y el significado especial de estos conocimientos. Los conocimientos científicos se emplean para poder explicar fenómenos naturales y a veces para predecir acontecimientos.

Antiguos GriegosMatemáticas

Hacer suposiciones

Su fracaso se debió la falsedad de la suposición

Método CientíficoEl método científico se originó en el siglo XVII

Robert Boyle Galileo Isaac Newton

No se hacen suposiciones Se llevan a cabo observaciones

minuciosas

Método Científico

Observación Leyes

(Explicación tentativa)

Hipótesis

Experimento

(Análisis)

Teoría

(Análisis)

El método científico es un procedimiento sistemático para investigar.

Una hipótesis es una explicación tentativa para un conjunto de observaciones.

probado modificado

Una teoría es un principio unificador que explica un conjunto de hechos y/o aquellas leyes que se basan en ellos.

Una ley es un enunciado conciso de una relación entre fenómenos que es siempre válido bajo las mismas condiciones.

Teoría atómica

Fuerza = masa x aceleración

Análisis Dimensional

Es un método que se utiliza para resolver problemas incluyendo el factor de conversión

Las ventajas del análisis dimensional son las siguientes:

• Es un modo sistemático y directo de formulación de problemas.

• Proporciona una compresión clara de los principios que interviene.

• Ayuda a aprender y a evaluar datos.

• Ayuda a identificar errores, pues las unidades no deseadas se eliminan si la formulación del problema es correcta.

Análisis Dimensional

Los pasos básicos en la resolución de problemas:

1.Leer el problema con mucho cuidado para determinar lo que se quiere preguntar.

2.Tabular los datos que se dan en el problema, aun al tabular estos datos es importante identificar todos los factores y medidas con las unidades correctas.

3.Determinar que principios intervienen y que relaciones entre las unidades se necesitan para resolver el problema.

4.Formular el problema en forma clara, organizada y lógica.

5.Efectuar las operaciones matemáticas necesarias.

6. Examinar la respuesta para comprobar que sea razonable.

Clasificación de la materia

MAT ERIA

Puede separarse medianteprocedimientos físicosSi No

Mezcla Sustancia

Mezcla homogénea SiNo

MezclaHeterogénea

Solución

Puede separarse medianteprocedimientos químicos

No Si

Elemento Compuesto

Una mezcla es una combinación de dos o más substancias puras en la que cada una conserva sus propiedades particulares.

1. Una mezcla homogénea – su composición de la mezcla es la misma en cualquier punto.

2. Mezcla heterogénea – su composición no es igual en cualquier punto de la misma

refresco, leche, soldadura

cemento, limadura de hierro en arena

Los componentes de una mezcla pueden ser separados mediante procesos físicos.

Imán

Destilación

Una propiedad extensiva de una substancia depende de la cantidad total de materia considerada.

Una propiedad intensiva de un material no depende de la cantidad total de materia considerada.

• masa

• longitud

• volumen

• densidad

• temperatura

• color

Propiedades extensivas e intensivas

Materia - todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa.

Masa – medida de la cantidad de materia

en el SI, la unidad de masa es el kilogramo (kg)

1 kg = 1000 g = 1 x 103 g

Peso – Es el resultado de la fuerza que la gravedad ejerce sobre la masa de un objeto

peso = c x masa

en la tierra, c = 1.0

en la luna, c ~ 0.1

Una barra de 1 kg pesará

1 kg en la tierra

0.1 kg en la luna

Sistema Internacional de Unidades (SI)

Exactitud – ¿Que tan cercana está una medida de su valor real?

Precisión – ¿Que tan cercanas están un conjunto de medidas entre sí?

Exactoy

preciso

Preciso,pero

no exacto

Ni exactoni preciso

Materia: Es todo lo que ocupa espacio y posee masa.

Composición: Se refiere a las partes o componentes de una muestra de materia.

Propiedades: Son las cualidades, atributos que podemos utilizar para distinguirUna materia de otra.

Propiedades FísicasComposición no cambia: Color, punto

de fusión, punto de ebullición.

Propiedades QuímicasComposición cambia

Aluminio + O2 Óxido de Aluminio

Clasificación de la materiaLa materia esta formada por unas unidades diminutas e indivisibles llamadas Átomos.

Elementos: Es una materia formada por un solo tipo de átomos

Compuesto: Son sustancias en la que se combinan entre si los átomos de diferentes elementos.

Ley de la Conservación de la masa

La masa total de la sustancias presentes después de una reacción químicaes la misma que la masa total antes de la reacción

Sn

Aire

SnO

Aire

Masa de las especies que reaccionan = Masa de las especies que se forman

En 1774 Antoine Lavoisier (1743-1794)

Ley de la Composición Constantes

Fué propuesta en 1799 por Joseph Proust

Todas las muestras de un compuesto tiene la misma composición, es decir, lasmismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.

H2O H2O

• Demócrito (Siglo V A.C.) Demócrito (Siglo V A.C.) La materia está constituida por La materia está constituida por

partículas pequeñas e indivisibles, llamadas átomos.partículas pequeñas e indivisibles, llamadas átomos.

• John Dalton (1808) John Dalton (1808) Teoría atómicaTeoría atómica::

Estructura de la MateriaEstructura de la Materia

1.1. * Los elementos están formados por partículas * Los elementos están formados por partículas

extremadamente pequeñas, llamadas átomos. extremadamente pequeñas, llamadas átomos.

* Todos los átomos de un mismo elemento son * Todos los átomos de un mismo elemento son

idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades

químicas. químicas.

* Los átomos de un elemento son diferentes de los * Los átomos de un elemento son diferentes de los

átomos de otro elemento.átomos de otro elemento.

2. * Los compuestos están formados por átomos de más de un 2. * Los compuestos están formados por átomos de más de un

elemento. elemento.

* En cualquier compuesto, la relación del número de átomos * En cualquier compuesto, la relación del número de átomos

entre dos de los elementos presentes, siempre es un número entre dos de los elementos presentes, siempre es un número

entero ó una fracción sencilla.entero ó una fracción sencilla.

Estructura de la MateriaEstructura de la Materia

Extensión de la Extensión de la Ley de las Ley de las proporciones definidasproporciones definidas de J. de J. Proust (1799):Proust (1799):

““Diferentes muestras de un mismo Diferentes muestras de un mismo compuesto, siempre contienen los compuesto, siempre contienen los mismos elementos y en la misma mismos elementos y en la misma proporción en masa”. Ej; COproporción en masa”. Ej; CO22 de de

diferentes ciudades, es igual en diferentes ciudades, es igual en composición.composición.

Dalton confirmó la Dalton confirmó la Ley de las Ley de las

proporciones múltiplesproporciones múltiples::

En resumenEn resumen: “Diferentes : “Diferentes

compuestos formados por los compuestos formados por los

mismos elementos, difieren en mismos elementos, difieren en

el número de átomos de cada el número de átomos de cada

clase”. Ej: CO y COclase”. Ej: CO y CO22..

3. Una reacción química incluye sólo la separación, 3. Una reacción química incluye sólo la separación,

combinación o reordenamiento de los átomos, nunca combinación o reordenamiento de los átomos, nunca

se crean o se destruyen.se crean o se destruyen.

Estructura de la MateriaEstructura de la Materia

Es otra forma de enunciar la Es otra forma de enunciar la Ley de la Ley de la conservación de la masaconservación de la masa de de Lavoisier:Lavoisier:

““La masa no se crea ni se destruye, La masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.sólo se transforma”.

Según Dalton un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. El describió al átomo como una partículas

extremadamente pequeña e indivisible, concepto que se mantuvo por muchos años, hasta que a finales del siglo XIX y principios del siglo XX, se llegaron a

realizar una serie de experimentos que permitieron establecer que los átomos poseen una estructura interna formada por partículas aún más pequeñas denominadas partículas subatómicas. Estas partículas son: Neutrones, Protones y electrones.

Estructura de átomo y Modelos Atómicos

Estructura del átomo y Modelos Atómicos

Naturaleza eléctrica: Primeros indicios 1833Investigaciones por Michael Faraday (Electrólisis)

Dos Postulados.

En base a los experimentos de Faraday 1874 George Stoney, fue elprimero en sugerir el nombre del electrón

1897 se encontró las primeras evidencias de la existenciay propiedades del electrón.

Investigaciones de la conductividad eléctrica de losgases a baja presión y alto voltaje fue la fuente de

Datos decisivos.

Estructura del átomo y Modelos AtómicosTubo de Willian Crookes 1879.

Los gases son aisladores eléctricos, pero cuando se someten a altosvoltajes y bajas presiones < 0,01 atm, se descompone y sobrevive

la conducción eléctrica acompañada de emisión de luz.

Conclusiones del tubo de descargas de Willían Crookes 1879.

1. Son partículas negativas, la acción del campo magnético (B) demuestran que son partículas cargadas y la acción del campo eléctrico (E) comprueban que son partículas negativas.

BE

2. Los rayos que viajan en línea recta desde el electrodo negativo al positivo y fueron denominados rayos catódicos.

Conclusiones del tubo de descargas de Willían Crookes 1879.

3. Producen efectos mecánicos, ya que los rayos hacen girar un molinete que se coloca en su trayectoria.

4. Son energéticos ya que producen fluorescencia en ciertos materiales y si se concentran sobre un metal pueden llegar a fundirlo.

A

B

C

A

B

C

Estructura del átomo y Modelo Atómico deThomson 1897

Las primeras evidencias experimentales de la existencia de estas partículas datan de 1897 con los experimentos de Thompson y su tubo de rayos catódicos.

En 1897 J.J. Thomson (1856-1940), determinó la masa/carga del e-

(1906 Premio Nobel de Física)

El artículo de Thomson es aceptado como el descubrimiento del electrón

A

B

C

Estructura del átomo y Modelo Atómico deThomson 1897

A

C

B

F(E)=E.e F(B)=B.e.v

Se igualan las dos fuerzasCA=BC

F(E)=F(B)E.e=B.v.e

v=E/B

En el B la trayectoriaes circular

F(B)=FcB.e.v=m.v2/r entonces

e/m=v/B.r al sustituir la velocidade/m=E/B2.r=1,76.108 coul/g

Conclusiones del Experimento deThomson 1897

Thomson concluyó, que los rayos catódicos, son partículas fundamentales de materia, cargadas negativamente y que se encuentran en todos los átomos. Las propiedades del material del cátodo es independiente del material que está formado. A los rayos catódicos se les dio el nombre de electrones propuesto por Stoney en 1874.

Tubo de Rayos Catódicos

(Thompson) carga del e- = -1.60 x 10-19 C

Relación carga/masa del e- = -1.76 x 108 C/g

Masa del e- = 9.10 x 10-

28 g

Determinación de la

masa del e-

(Premio Nobel de Física en 1923)

Robert Millikan (1868–1953) en 1909, midió la carga del electrón mediante el experimento de la gota de aceite de Millikan

Experimento de la gota de aceite por Robert Millikan

Experimento de la gota de aceite por Robert Millikan

F(E)=F(g)La fuerza eléctrica viene dada Fe=q.EMientras que la fuerza de gravedad Fg=m.gq.E=m.g Al despejar el valor de la carga q=m.g/E= 1,60.10-19 coulomb

F(E)

F(g)

V=4/3.π.r3

Determinación de la masa de la gota

m=d.V

Gota de aceite cargada

(Thompson) carga del e- = -1.60 x 10-19 C

Relación carga/masa del e- = -1.76 x 108 C/g

Masa del e- = 9.10 x 10-

28 g

Conclusión del Experimento de la gota de aceite por Robert Millikan

Estructura de átomo y Modelos Atómicos

1895 Wiltheln Roentgen, científico alemán, un accidente afortunadotrabajaba en un cuarto oscuro con sustancias que fosforecían al

exponerlas a los rayos catódicos.

Trozo de papel tratado químicamente

Descubrimiento de los Rayos X, estos rayos se desprendían del ánodo, y no eran desviados cuando se colocaba en un campo magnético.

Estructura de átomo y Modelos Atómicos

1896, Henri Becquerel, estudio un mineral quecontenía uranio (pechblenda), el mineral

emitía espontáneamente radiación de alta energíaa la que llamo Radiactividad.

Considerando al electrón como una partícula fundamental, los científicos de la época comenzaron a especular. Surge la teoría de Thomson..

Estructura de átomo y Modelos Atómicos

1896, Henri Becquerel, estudio un mineral quecontenía uranio (pechblenda), el mineral

emitía espontáneamente radiación de alta energíaa la que llamo Radiactividad.

Experimento

Placa fotográfica Papel negro Moneda recubiertacon Uranio

Expuso a la luz solar

Estructura de átomo y Modelos Atómicos

BecquerelEsposos Curier

Posteriormente comenzaron los estudios con elmaterial uranio

Estudios posteriores como el de Ernest Rutherford

(He +2)

Estructura de átomo y Modelos Atómicos

Rutherford descubrió la existencia de partículas cargadas positivasdenominadas Protones 1919

Estudio la dispersión de partículas alfa por átomos de nitrógeno en el aireLos protones eran liberados, resultado de las colisiones, entre las partículas

alfa y los núcleos de los átomos de nitrógeno.

Predijo la existencia en el núcleo de partículas neutras.

1. La carga positiva de un átomo está concentrada en su núcleo2. El proton (p) tiene una carga (+), el electrón tiene carga (-)3. La masa del p es 1840 x masa del e- (1.67 x 10-24 g)

Premio Nobel de Química en 1911

Experimento de Rutherford 1909

Hans Geiger

Ernest Marsden

Experimento de Rutherford 1909

Nacimiento de la teoría cuántica

La física y la mecánica de la época no explicaban el comportamiento de los átomos

Max Planck1900

Planck descubrió que los átomos y las moléculas sólo emiten energía en cantidades discretas o cuantos.

Teoría Cuántica

Radiación electromagnética: Son todos los tipos de energía radiante que se mueve através del vacío a una velocidad de la luz 3,0 108 m/seg. La luz se comporta como onda.

Longiyud de onda ( ):ʎ La distancia entre puntos idénticos de ondas sucesivas.Unidades: cm, nm.

Frecuencia (v): Es el número de longitud de onda que pasa por un punto dado en la unidad de tiempo. Unidades: ciclo/seg = Hertz.

C = . ʎ v W = 2.π.f f = 1/ ʎ

Teoría Cuántica

Espectro Electromagnético

Representación de una Onda Electromagnética

Espectro: Es un arreglo de ondas, partículas esparcidas de acuerdo con el aumento odisminución de la magnitud de una propiedad física.

James Clerk Maxwell1873

Espectro Electromagnético

Teoría Cuántica (1900)

Max Planck

La física clásica no podía explicar la emisiónde luz por objetos calientes conocida comoRADIACIÓN DE CUERPO NEGRO.

La energía puede ser liberada (o absorbida) por los átomos solo en paquetes discretos de muy pequeño tamaño. Estos paquetes discretos los denominó “cuantos” o “de cantidad fija”.

E = h . v

Donde:E = Energía. Joul, Ergio.h = Constante 6,6262 10-34 v = Frecuencia

La energía como la materia es discontinua

Efecto Fotoeléctrico

En 1888 Heinrich Hertz, descubrió que cuando la luz choca con la superficie de ciertos metales, se emiten electrones

Efecto Fotoeléctrico

En 1905 Albert Einstein empleó la teoría de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico.

h.ν = Ed + Ec

Espectro de Emisión

El Átomo de Bohr

En 1913 Neils David Bohr (1885-1962) entendió que era necesario romper con la creencia general de Rutherford , resolvió este dilema utilizando la hipótesis cuántica de Planck de que la energía estaba cuantizada, Con una mezcla interesante de teoría clásica y cuántica. Bohr postuló para un átomo de hidrógeno.

Recibió el Premio Nobel de física en 1922 por su teoría que explicaba el espectro del átomo de hidrógeno

1.- Sólo son permitidas orbitas de cierto radio, y por lo tanto de ciertas energías, para los electrones en el átomo que se mueven en orbitas circulares alrededor del núcleo con el movimiento descrito de la física clásica. 2.-El electrón solo tiene un conjunto de órbitas permitidas denominadas estados estacionarios. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y se encuentra en un estado permitido de energía, de tal manera que al encontrarse en este estado permitido no emitirá energía radiante y por lo tanto no caerá en espiral al núcleo. 3.- La energía solamente es emitida o absorbida por un electrón a medida que este cambie de un nivel de energía a otro, y se emite en forma de fotón.

El Átomo de Bohr

El Átomo de Bohr

El modelo de Bohr, tuvo éxito para el átomo de hidrógeno y átomos hidrogenoides, la teoría tiene ciertas limitaciones. 1.Desde el punto de vista experimental, la teoría no puede explicar los espectros de emisión de los átomos e iones con más de un electrón, a pesar de los numerosos intentos para conseguirlo.

2. La teoría no puede explicar el efecto de los campos magnéticos sobre los espectros de emisión.

3. No hay base fundamental para el postulado del momento angular cuantizado para forzar a un electrón a situarse en una orbita circular, enuncio el postulado solamente para que la teoría estuviera de acuerdo con el experimento.

La naturaleza dual del electrón

Teoría Ondulatoria

La luz tiene propiedades semejantes a las de las partículas y que está constituida por fotones.

¿Si la energía radiante puede comportarse como un chorro de partículas, puede la materia comportarse como onda?, este investigador supuso que un electrón orbitando el núcleo de un átomo de hidrógeno puede ser visto como una onda (con una longitud de onda característica).

Modelo Mecánico Cuántico del átomo

Louis Raymond Du de Broglie1927

Premio Nobel 1929

En su disertación doctoral propuso que la materia y la radiación tenían propiedades de onda y de partícula.

Naturaleza Dual de la materia

De Broglie conocía la famosa ecuación de Einsten. E = m.c2

Donde m es la masa relativista del fotón y c es la velocidad de la luz.Combinó esta ecuación con la relación de Planck

E = h.v.

m.c2 = h.vh.c/ = m.cλ 2 =ph/ = m.c =pλ

 Donde p es el momento del fotón. Utilizando .v=cλ

p= h/ λ

= h/m.vλ

Comprobación Modelo de Broglie

Pruebas experimentales que apoyaron la idea de que las partículas de materia poseen características de onda. FENÓMENO DE DIFRACCIÓN.

Clinton Davinson 1927LáminaAluminio

Haz de electrones

Lester Germer 1927

George Thomson 1927Hijo ThomsonCristal Niquel

Haz de electrones

Principio de Incertidumbre

En 1927 Werner Heisenberg físico alemán discípulo de Bohr.

Principio de incertidumbre y significa que no podemos medir la posición y el momento simultáneamente con precisión. Si diseñamos un experimento para conocer la posición de una partícula con precisión, no podemos medir su momento con precisión y viceversa

Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio, surgióotro problema como podía precisar la posición de una onda

Estructura de átomo y Modelos Atómicos

Jasmes ChadwIck en 1932 descubrió los Neutrones

Partículas neutras con masa un poco mayor de los protones

Ecuación de onda de Schrödinger En 1926, Schrödinger descubrió una ecuación que describía la naturaleza de partícula y de onda de un electrón.

La ecuación de onda (Y) nos dice:

1. La energía de un e- con base en un Y dado

2. La probabilidad de encontrar un e- en un espacio definido

Dicha ecuación solo puede ser utilizada de forma exacta con un átomo de hidrógeno. Por otra parte, dicha ecuación aproxima los resultados de partículas con muchos electrones.

El 90% de los e- se encuentran en el primer orbital

Región del espacio donde es más probable encontrar el electrón.

ORBITAL ATÓMICO

Ecuación de onda de Schrödinger

Y = fn(n, l, ml, ms)

Número cuántico n

n = 1, 2, 3, 4, ….

n=1 n=2n=3

Distancia desde e- hasta el núcleo

Y = fn(n, l, ml, ms)

Número cuántico del momento angular l

Dado un valor n, l = 0, 1, 2, 3, … n-1

n = 1, l = 0n = 2, l = 0 ó 1

n = 3, l = 0, 1, ó 2

“volumen” de espacio que ocupan los e-

FORMA DEL ORBITAL ATÓMICO

l = 0 orbital sl = 1 orbital pl = 2 orbital dl = 3 orbital f

Ecuación de onda de Schrödinger

l = 0 (orbitales s)

l = 1 (orbitales p)

l = 2 (orbitales d)

Número cuántico magnético ml

Dado un valor de lml = -l, …., 0, …. +l

Orientación del orbital en el espacio

Si l = 1 (orbital p), ml = -1, 0, ó 1Si l = 2 (orbital d), ml = -2, -1, 0, 1, ó 2

Ecuación de onda de Schrödinger

ml = -1 ml = 0 ml = 1

ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2

Y = fn(n, l, ml, ms)

número cuántico de giro (spin) ms

ms = +½ ó -½

Ecuación de onda de Schrödinger

ms = -½ms = +½

La cantidad de energía contenida en un e- en un átomo,puede ser descrita por su única función de onda, Y.

Principio de exclusión de Pauli – cada electrón en un átomo tiene sus propios números cuánticos, y no puedenexistir dos e- en el mismo átomo con los mismos valores

Ecuación de onda de Schrödinger

Y = fn(n, l, ml, ms)

Ecuación de onda de Schrodinger

Y = fn(n, l, ml, ms)

Nivel – electrones con el mismo valor de n

Subnivel – electrones con el mismo valor de n y l

Orbital – electrones con el mismo valor de n, l, y ml

¿Cuántos electrones pueden existir en un orbital?

Si n, l o ml están definidos, entonces ms = ½ ó - ½

Y = (n, l, ml, ½)ó Y = (n, l, ml, -½)

Un orbital puede contener 2 electrones

¿Cuántos orbitales “2p” hay en un átomo?

2p

n=2

l = 1

Si l = 1, entonces ml = -1, 0, ó +1

3 orbitales

¿Cuántos electrones pueden existir en el tercer subnivel?

3d

n=3

l = 2

Si l = 2, entonces ml = -2, -1, 0, +1, ó +2

5 orbitales que pueden contener un máximo de 10 e-

Energía en los orbitales con un solo electrón

La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n

En = -RH( )1n2

n=1

n=2

n=3

Energía en orbitales con varios electrones

La energía depende de n + l

n=1 l = 0

n=2 l = 0n=2 l = 1

n=3 l = 0n=3 l = 1

n=3 l = 2

Principio de AufbauElectrones ocupando el nivel más bajo de energía de los orbitales

1H 1 electrón

1H 1s1

2He 2 electrones

2He 1s2

3Li 3 electrones

3Li 1s22s1

4Be 4 electrones4Be 1s22s2

5B 5 electrones

5B 1s22s22p1

6C 6 electrones? ?

6C 6 electrones

REGLA DE HUNDEl arreglo más estable de electrones en los subniveles se logra cuando se tiene el mayor número de “spins” paralelos.

6C 1s22s22p2

7N 7 electrones

7N 1s22s22p3

8O 8 electrones

8O 1s22s22p4

9F 1s22s22p5

10Ne 10 electrones

10Ne 1s22s22p6

Orden que siguen los electrones al llenar los orbitales

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

La configuración electrónica explica cómo los electrones se distribuyen entre los diversos orbitales en un átomo.

1s1

Número cuántico n Momento angular delnúmero cuántico l

Número de electrones en el orbital o subnivel

Diagrama de un orbital

H

1s1

¿Cuál es la configuración electrónica del Mg?

Mg 12 electrones

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s

1s22s22p63s2 2 + 2 + 6 + 2 = 12 electrones

Abreviándolo… [Ne]3s2 [Ne] 1s22s22p6

¿Cuál es el número cuántico del último electrón para el Cl?

Cl 17 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s

1s22s22p63s23p5 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 electrones

Último electrón en el orbital 3p

n = 3 l = 1 ml = -1, 0, ó +1 ms = ½ ó -½

¿ESTA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CORRESPONDE AL H?

H 1 electrón

1s < 2s < 2p

2s1 1 = 1 electrón

Si corresponde, pero a un estado excitado

¿Qué son especies isoelectrónicas?

Son especies que contiene igual número de electrones

F- = 10 electrones 1s22s22p6 electrones

Ne = 10 electrones 1s22s22p6 electrones

Mg2+ = 10 electrones 1s22s22p6 electrones

Tabla PeriódicaLa teoría atómica de Dalton causó un desarrollo violento de la experimentación química durante los años 1800 y a medida que la información química crecía continuamente y la lista de elementos nuevos se expandía fue necesario encontrar una manera ordenada de organizar esta información. Estos esfuerzos terminaron con el desarrollo de la tabla periódica en 1869.

Así, si los átomos son arreglados en orden creciente de número atómico, encontraremos que las propiedades físicas y químicas muestran un patrón repetitivo o periódico. Por ejemplo, Li, Na y K.

Cuándo se descubrieron los elementos

ns1

ns2

ns2

np1

ns2np

2

ns2

np3

ns2np

4

ns2np

5

ns2

np6

d1

d5 d1

0

4f

5f

Configuración electrónica de los elementos en su estado natural

Clasificación de los elementos

PeriodoG

rupo

Metal es a

lc alino

s

Gase s n

ob les

Ha

lóg enos

Meta

l es alc alinot érreo

s

Paramagnético

Nivel semivacío

2p

Diamagnético

Nivel lleno

2p

Propiedades Periódicas: Radio Atómico

incr

emen

tand

o e

l rad

io a

tóm

ico

Radios atómicos

Comparación de radios atómicos con radios iónicos

El catión siempre es más pequeño que el átomo a partir del cual se formó.El anión siempre es más grande que el átomo a partir del cual se formó.

La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol) requerida para remover un electrón de un átomo gaseoso en su estado natural.

I1 + X (g) X+

(g) +

e-

I2 + X+(g) X2+

(g) + e-

I3 + X2+(g) X3+

(g) +

e-

I1 primera energía de ionización

I2 segunda energía de ionización

I3 tercera energía de ionización

I1 < I2 < I3

Energías de ionización de los primeros 20 elementos

Lleno n=1

Lleno n=2

Lleno n=3

Lleno n=4 Lleno n=5

Variación de la primera energía de ionización con número atómico

Tendencia general en la primera energía de ionizaciónAl incrementar la primera energía de ionización

Al i

ncre

men

tar l

a pr

imer

a en

ergí

a de

ioni

zaci

ón

Afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre cuando un electrón es aceptado por un átomo en estado gaseoso para formar un anión.

X (g) + e- X-(g)

F (g) + e- X-(g)

O (g) + e- O-(g)

∆H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol

∆H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol

Afinidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementosrepresentativos y de los gases nobles

Variación de la afinidad electrónica con elnúmero atómico (H – Ba)

H F FH

El enlace polar es un enlace covalente donde la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos no es muy grande (aproximadamente 1.7 o un poco mayor)

Alta electronegatividadMediana electronegatividad mucha e- mediana e-

δ+ δ -

La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de otro átomo en un enlace químico.

Afinidad de electrones - calculable, Cl es el más afín

Electronegatividad - relativa, F es el más electronegativo

X (g) + e- X-(g)

Electronegatividades en la tabla periodica

Momentos dipolares y moleculas polares

H F

Región de alta densidad electrónica

Región de baja densidad electrónica

d+ d-

m = Q x rQ es la carga

r es la distancia entre dos cargas

1 D = 3.36 x 10-30 C m

¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un momento dipolar?H2O, CO2, SO2, y CH4

O HH

m diferente de cero(molécula polar)

SO

O

CO O

m igual a cero (molécula no polar)

m diferente de cero(molécula polar)

m igual a cero(molécula no polar)

H

C

HH

H

Enlace metálico

Estructuras cristalinas

Enlace metálico

Modelo del mar de electrones

Enlace metálico

Deformación de los metales, forma láminas (Maleables)Los metales se pueden estirar y formar hilos (Dúctil)

FUERZAS INTERMOLECULARES

Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas en una sustancia,por lo tanto son fuerzas de atracción

Las fuerzas intramoleculares mantienen unidos a los átomos en una molécula,por lo que se trata del enlace químico

Las fuerzas intermoleculares son las responsables de las propiedades macroscópicas de la materia, como puntos de ebullición y fusión

Las fuerzas intermoleculares suelen ser más débiles que las intramoleculares, por ejemplo, se necesita menos energía para evaporar un líquido que para

romper sus enlaces

18 gde H2O(1 mol)

41 kJ

H2O 2H + O

∆H = 930 kJ

Evaporar

A B

PE(A) > PE(B)

COMPARACIÓN DEL PUNTO DE EBULLICIÓN DE DOS LÍQUIDOS

Para comprender las propiedades

de la materia

Entender los distintos tipos de fuerzas intermioleculares

TIPOS DE FUERZAS INTERMOLECULARES

1. Dipolo-dipolo 2. Dipolo instantáneo y dipolo inducido

Fuerzas de Van der Waals

3. Ion-dipolo

5. Tipo especial de dipolo-dipolo Enlace de hidrógeno

Fuerzas de dispersión o fuerzas de Londón

4. Formación de un dipolo inducido.

FORMACIÓN DE DIPOLOS INSTANTÁNEOSSon fuerzas de dispersión

Este tipo de dipolo dura solo fracciones de segundo

Este tipo de fuerza puede explicar el punto de ebullición del helio = - 269 ºC

Las fuerzas de dispersión aumentan con la masa molar Las fuerzas de dispersión pueden llegar a ser iguales o

mayores que las fuerzas dipolo-dipolo

Fuerzas de van der Waals

FUERZAS DIPOLO-DIPOLO

Son fuerzas de atracción entre moléculas polares,entre moléculas que poseen momentos dipolares

Fuerzas de van der Waals

FUERZAS ION-DIPOLO

Son fuerzas de atracción entre moléculas polares y un ion ya sea catión o anión.

Deflexión del chorro de agua por una varilla de ebonita cargada

Formación de un dipolo inducido

Son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas no polares

Átomo de helio

Dipolo inducido

Dipolo inducido

Catión

Dipolo

+ -+

-+ + -

Formación de un dipolo inducido

InteracciónIon- dipolo inducido

InteracciónDipolo- dipolo inducido

La probabilidad de inducir un momento dipolar en una molécula depende de la polarizabilidad

EL ENLACE DE HIDRÓGENO

Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo cuando el átomo de hidrógeno está enlazado a un átomo como flúor, oxígeno o nitrógeno

Teoría cinética molecular de gases, líquidos y sólidos

Gases

- El movimiento es constante y al azar

- Las distancias intermoleculares son muy grandes con respecto al tamaño molecular

-Las interacciones moleculares son prácti- camente despreciables

- Son fáciles de comprimir

- No tienen forma y volumen propios

- Tienen densidades muy bajas

- Fluyen fácilmente

Líquidos

- El movimiento intermolecular está más restringido

- Las distancias intermoleculares son pequeñas

- Las interacciones moleculares son grandes

- No son fáciles de comprimir

- Tienen volumen pero no tienen forma

- Fluyen bajo la aplicación de una fuerza

- Son más densos que los gases

Teoría cinética molecular de gases, líquidos y sólidos

Sólidos

- Las moléculas ocupan posiciones rígidas y prácticamente no tienen libertad para - -moverse

- Las distancias intermoleculares son muy pequeñas

- Las interacciones moleculares son fuertes

- Tienen volumen y forma propia

- No se pueden comprimir

- La densidad es alta

- No fluyen

Propiedades características de gases, líquidos y sólidos

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

Tensión superficial

Es la cantidad de energía necesaria para estirar o aumentar la superficie de un líquido por unidad de área

ViscosidadEs una medida de la resistencia de los líquidos a fluir

Densidad

AGUA BENCENO