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SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN SUPERIOR
DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR TECNOLÓGICA
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE GUAYMAS
CURSO PROPEDEUTICO:
“QUIMICA CON ORIENTACION A ZONAS
COSTERAS”
PARA ESTUDIANTES DE NUEVO INGRESO EN EL PROGRAMA
DE MAESTRIA
Catedrático
Profesor Investigador Dr. César Orozco Medina
INDICE TEMATICO GENERAL
1. Introducción
2. Teorías del modelo atómico
3. Fuerzas de enlace químico
4. Agua, Ph y Salinidad
5. Ciclos biogeoquímicos y gases disueltos en ambientes
marinos
6. Biomoléculas y métodos bioquímicos
7. resumen general
1.
INTRODUCCIÓN
• Química: ciencia que estudia la estructura,
propiedades y transformaciones de la
materia a partir de su composición
atómica.
• la forma en que interactúan y los efectos
que se producen sobre ellas cuando se
les añade o extrae energía en cualquiera
de sus formas
Relación de la química con
otras disciplinas científicas
La Química y su relación con la
ciencias puras y aplicadas
Química de la época antigua
• Primeros acercamientos a la química:
• Dominio del fuego hace mas 500 mil años
(calor, protección, cocción alimento)
• Desarrollo de la metalurgia con el cobre,
oro, plata. Y posteriormente el bronce y
acero.
• Fabricación de vidrio en el antiguo Egipto.
cerámica en China siglo VII.
La ciencia química
• Aristóteles pensaba que las sustancias estaban
formadas por cuatro elementos: tierra, aire, agua
y fuego
• Leucipo de Mileto y Demócrito de Abdera, en la
misma época postulan la teoría atómica.
• La alquimia dominaba los siglos III a. C. a el siglo
XVI d.C la (investigación para obtener la piedra
filosofal). Desarrollo de métodos que fundaron la
química experimental.
• La química como tal comienza a desarrollarse entre los
siglos XVI y XVII.
• En esta época se estudió el comportamiento y
propiedades de los gases estableciéndose técnicas de
medición.
• Poco a poco fue desarrollándose y refinándose el
concepto de elemento como una sustancia elemental
que no podía descomponerse en otras.
• También esta época se desarrolló la teoría del flogisto
para explicar los procesos de combustión.
• Como ciencia nació cuando Lavoisier demostró que el
aire contiene un 20% de oxígeno y que la combustión
se generaba de la combinación de una sustancia
combustible con oxígeno.
• Lavoisier utilizó la balanza de laboratorio para ser
mucho más atinado en sus experimentaciones, definió
los elementos con el nombre de “sustancias” que no
pueden ser descompuestas a través de medios
químicos.
• La química analítica se fortalece en los siglos XIX y XX.
Se demostró que los compuestos simples con los que
trabajaban contenían cantidades fijas e invariables de
los elementos que los constituían.
• Joseph Gay-Lussac, demostró que los volúmenes de los
gases reaccionantes siempre se relacionan con
números enteros sencillos, y así nace la ley de las
proporciones
CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICA
• QUÍMICA ORGÁNICA: estudia la materia en cuya estructura se
encuentran átomos de carbono
• QUÍMICA INORGÁNICA: estudia la materia en cuya estructura no
se encuentran átomos de carbono.
• QUÍMICA ANALÍTICA: identifica cuali y cuantitativamente las
sustancias presentes en una muestra.
• QUÍMICA TÉCNICA : diseña y construye los sistemas para la
realización a gran escala de procesos químicos.
• QUÍMICA FÍSICA: incorpora los métodos de la Física, adaptándolos
a procesos químicos.
• BIOQUÍMICA: estudia las reacciones química que tiene lugar en
sistemas biológicos.
2.
TEORIAS DEL MODELO
ATÓMICO
Desarrollo de la teoría atómica
• Inicia con la teoría de Leucipo y
Demócrito, antiguos filósofos griegos,
quienes dieron la palabra átomo (a= sin ;
tomo=división) a todas aquellas partículas
que forman parte de la materia.
Modelo atómico de Dalton
1808 Dalton. La teoría de la discontinuidad de la materia:
•
-La materia está dividida en unas partículas indivisibles e
inalterables llamadas átomos.
•
-Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual
masa e iguales propiedades.
•
-Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas
propiedades.
•
-Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en
una relación constante y sencilla.
•
-En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero
ningún átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se
convierte en átomo de otro elemento.
•
Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo
Modelo atómico de Dalton
Modelo atómico de Thomson
•
Tras el descubrimiento del electrón, Thomson propuso un
modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia de dicha
partícula subatómica (en 1898).
• Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones
estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era
eléctricamente neutro.
• Los electrones estaban incrustados en una masa esférica de
carga positiva. La carga negativa total de los electrones era la
misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que
el átomo era neutro.
• Thomson también explicó la formación de iones, tanto
positivos como negativos.
Modelo atómico de Thomson
Modelo atómico de Rutherford
•
Rutherford formuló el modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el
átomo está formado por un núcleo y una corteza:
•
Núcleo: aquí se concentra casi la totalidad de la masa del átomo, y tiene
carga positiva.
Corteza: está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo
describiendo órbitas circulares (sistema solar en miniatura)
•
•
La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces más pequeño que el
radio del átomo.
•
Cuando el átomo suelta electrones, el átomo se queda con carga
negativa, convirtiéndose en un ión negativo; pero si, por el contrario, el
átomo gana electrones, la estructura será positiva y el átomo se convertirá
en un ión negativo.
•
El átomo es estable.
Modelo atómico de Rutherford
Modelo atómico de Böhr
•
Tras el descubrimiento del neutrón, en 1913 Böhr intentó mejorar el
modelo atómico de Rutherford aplicando las ideas cuánticas de Planc a su
modelo.
•
Su modelo atómico se valió del átomo de hidrógeno, lo describió con un
protón como núcleo y con un electrón girando a su alrededor. Las nuevas
ideas sobre la cuantización de la energía son las siguientes:
•
El átomo está cuantizado, ya que solo puede poseer unas pocas y
determinadas energías.
El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada
órbita es un estado estacionario que va asociado a un numero natural,
"n" (núm. cuántico principal), y toma valores del 1 al 7.
Así mismo, cada nivel "n" está formado por distintos subniveles, "l". Y a
su vez, éstos se desdoblan en otros (efecto Zeeman), "m". Y por último,
hay un cuarto núm. cuántico que se refiere al sentido, "s".
Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, se absorbe o se
emite energía. Cuando el electrón está en n=1 se dice que está en el nivel
fundamental (nivel de mínima energía); al cambiar de nivel el electrón
absorve energía y pasa a llamarse electrón excitado.
Böhr situó a los electrones en lugares exactos del espacio.
•
•
•
•
Modelo atómico de Böhr
Modelo mecanico-cuántico
• Es el modelo actual. Expuesto en 1925 por Heisenberg y
Schrodinger.
• Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas
materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en
movimiento lleva una onda asociada.
• Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible
situar a un electrón en un punto exacto del espacio.
• Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el
comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su
carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias
exactas.
• Así establecieron el concepto de orbital: región del espacio del
átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy
grande.
• Órbita (Böhr): cada una de las trayectorias descrita por los
electrones alrededor del núcleo.
• Orbital (Heisenberg y Schrodinger): región del espacio alrededor del
núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar un electrón.
Modelo mecano-cuántico
Características de los orbitales:
• La energía está cuantizada.
•
• Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este
modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la
mayor o menor probabilidad.
• Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de
carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la
densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón
también será mayor.
• El comportamiento de los elctrones dentro del átomo se
describe a través de los números cuánticos
• Los números cuánticos se encargan del comportamiento de
los electrones, y la configuración electrónica de su
distribución.
• Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede
emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas
llamadas cuantos.
•
• En el átomo existen ciertas regiones de alto probabilidad
de encontrar un electrón en un momento dado, a estas
regiones se les llamo Niveles o capas de energia
Niveles o capas de energia
Para identificar capas o niveles se utilizan 2 formas:
1) con las letras: K, L, M, N... etc
2) con números: 1, 2, 3, 4...... etc
estos números se conoce con el nombre de "Numero
Cuántico Principal".
•
La población máxima de electrones por nivel esta dada
por la siguiente expresión: 2n2 n = nivel ej: 2(2)2 = 8
• Subniveles
No todos los electrones en un nivel dado tienen la misma energia.
Un nivel principal de energía tiene uno o mas subniveles de
energía.
Para designar a los distintos subniveles, usan las letras minúsculas.
s, p, d, f.
Para especificar un subnivel dado, se usa el numero de nivel
principal, seguido de la letra que corresponde al subnivel.
Ej: 2s2 (nivel 2, subnivel s, con 2 electrones).
•
Cantidad máxima de electrones por subniveles:
s = 2 electrones
p = 6 electrones
d = 10 electrones
f = 14 electrones
•
Los subniveles de energía también se simbolizan con un numero
cuántico secundario que se designa con l.
Niveles. Numero cuantico “n”
Subniveles de
numero “n”
Número cuantico ms o
momento de espin,
orientación arriba o
abajo del electrón
Número cuantico “l”
Número
cuantico
“ml”
•
Principio de exclusión de Pauli: establece que cada estado electrónico solo puede
estar ocupado por dos electrones, que deben tener espines opuestos.
•
No obstante, no todos los estados posibles de un átomo estan llenos de electrónes.
•
En la mayoría de los átomos los electrónes llenan los estados de menor energía de
los niveles y subniveles electrónicos.
LA TABLA PERIÓDICA
• LEY PERIÓDICA. Esta ley es la base de la tabla periódica y
establece que las propiedades físicas y químicas de los
elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme
aumenta el número atómico.
• Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza
y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos.
• Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del
hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que
los del grupo 17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales,
que normalmente forman compuestos con valencia -1.
• En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son
reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están
interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que
forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales
también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1.
TEORÍA CUÁNTICA
•
Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que
designan su movimiento orbital en el espacio.
• Algunos elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la
capa exterior, o de valencia), mientras que otros también tienen
incompletas las capas subyacentes.
• En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos
conocido como lantánidos, que son tan similares en sus
propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos
un único lugar en su sistema.