Download QUIMICA 1 El atomo

Estructura Atómica
Manuel Jaramillo
2014
El Átomo


En la filosofía de la antigua Grecia
la palabra “átomo” se empleaba
para referirse a la parte más
pequeña de materia que podía
concebirse y era considerada
indestructible. (Demócrito, Siglo V a.C.)
Con la llegada de la ciencia
experimental en los siglos XVI y
XVII, los avances en la teoría
atómica se hicieron más rápidos.
Los químicos se dieron cuenta muy
pronto de que todos los líquidos,
gases y sólidos pueden
descomponerse en sus
constituyentes últimos o
elementos.
¿Qué son los átomos?


Los átomos son los elementos básicos que
constituyen la materia que conforma nuestro
cuerpo y los objetos que nos rodean. Un
escritorio, el aire, las frutas, los líquidos, etc.
Hay 90 átomos que existen estables y
espontáneamente en la naturaleza. En los
laboratorios los científicos han sido capaces
de crear alrededor de 25 más y en las Tablas
Periódicas actuales encontraremos unos 116
elementos químicos.
Estructura del Átomo


El átomo tiene una estructura interna. El hecho
de que existan portadores de carga (como el
electrón, que tiene carga eléctrica negativa), y
dado que la materia está generalmente en
estado neutro, implica que los átomos
necesariamente están compuestos por cargas
positivas y negativas. Es decir, contrariamente
a lo que pensaron los griegos, los átomos no
son el ladrillo fundamental, no son
indivisibles.
¿Cuál es la estructura del átomo? En este
punto se hace necesario tener un modelo que
nos describa cómo está constituido el átomo.
Estructura del Átomo

Los átomos están conformados de tres partículas básicas:

Protones: tienen una carga eléctrica positiva y están en el núcleo
del átomo.

Neutrones: no tienen carga eléctrica y están constituidos por la
unión de un Protón, un Electrón y un Neutrino, ubicándose en el
núcleo.
 Protones y Neutrones juntos forman el núcleo, que es la
parte central del átomo y dan la masa del mismo.

Electrones: tienen una carga eléctrica negativa y orbitan el núcleo
El Protón (P+)





Los científicos pensaban
originalmente que no existía
nada más pequeño que el
Protón en el núcleo del
átomo.
Lo descubre E. Golstein en
1886.
Su masa es 1,67x10-24 g
Se representa como P+ y
tiene una carga eléctrica
positiva
Su masa es 1.837 veces
mayor que la del electrón
Quarks


Pero en 1968 los
científicos descubrieron
nuevas partículas
dentro del Protón. Las
llamaron Quarks.
El concepto de quark
fue propuesto
independientemente en
1963 por los físicos
estadounidenses
Murray Gell-Mann y
George Zweig. El
término quark se tomó
de la obra Finnegans
Wake del escritor
irlandés James Joyce.
Gluones

Hay tres quarks en
cada protón. Los
quarks se mantienen
unidos mediante otras
partículas llamadas
Gluones, que no
tienen masa ni carga
eléctrica; sólo poseen
energía
electromagnética.
El Neutrón (n)



El Neutrón fue identificado
por primera vez en 1932 por
el físico británico James
Chadwick.
No tiene carga eléctrica
Está conformado por la unión
de un Protón, un Electrón (se
anulan sus cargas eléctricas)
y un Neutrino
Quarks

En 1968 los científicos
descubrieron nuevas
partículas dentro del
Neutrón. Estas tres
partículas también eran
quarks, unidas también por
energía electromagnética
llamadas Gluones
Núcleo Atómico



El núcleo es el centro del átomo.
Fue descubierto en 1911, pero
tomó 21 años de experimentación
identificar sus partes.
Es donde se concentra la,
prácticamente, totalidad de la masa
atómica.
Está formado por Protones y
Neutrones, unidos por medio de la
interacción nuclear fuerte. La
cantidad de Protones en el núcleo,
determina el elemento químico al
que pertenece. Los núcleos
atómicos con el mismo número de
Protones pero distinto número de
Neutrones se denominan Isótopos.
Electrón (e-)




Los electrones son extremadamente
pequeños y muy livianos. Es fácil retirar
electrones de los átomos y usarlos
excitados como fuente de electricidad
en aparatos como televisores, radios,
computadores, etc.
Posee una masa de 9,1x10-28 g (es
1.836 veces más liviano que el Protón) y
una carga eléctrica relativa de -1
Fue descubierto por el Físico Británico
J.J. Thomson en 1897, quién publica su
trabajo en 1905.
Se considera que es un Leptón ya que
no estaría constituido por otras subpartículas (como los Quarks)
Teoría Atómica



Los inicios de la teoría atómica se remontan al Siglo V a.C.
Dos Filósofos Griegos, Leucipo y Demócrito, propusieron que la
materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba
Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los
Átomos. (La palabra griega átomo significa “indivisible”).
Después de que en Grecia se estableció que "Los átomos son
partículas muy pequeñas, eternas e indivisibles que constituyen la
materia” muchos científicos postularon otras teorías encaminadas a
describir la composición y estructura del átomo, estos son algunos
de ellos.
Teoría Atómica de JOHN DALTON (1808)
LEYES
La materia está formada por partículas
indivisibles llamadas átomos, los cuales no se
crean ni se destruyen
Otras Leyes que Concuerdan
con la Teoría Atómica de
Dalton
Ley de la conservación de la
materia propuesta por Antoine
Lavoisier.
Todos los átomos de un mismo elemento son
iguales en peso, tamaño y propiedades
químicas.
Los átomos de elementos diferentes también
son diferentes.
Los átomos de diferentes elementos se
combinan entre sí, en relaciones numéricas
enteras y sencillas para formar compuestos
Ley de las proporciones definidas
de Proust
Los átomos de diferentes elementos pueden
combinarse en distintas proporciones
numéricas para formar más de un compuesto
Ley de las proporciones múltiples
o de J. Dalton
J.J. THOMSON (1897)
J.J. Thomson realiza una serie de experimentos
con gases y descubre unas partículas cargadas
negativamente a las que llama electrones.
Según él la materia es eléctricamente neutra.
Su modelo considera al núcleo del átomo como
una masa con carga positiva, donde se insertan
los electrones en número y posiciones tales que
el campo eléctrico resultante es nulo. “El
modelo del pastel de pasas”.
ERNEST RUTHERFORD (1911)


Su experimento consistió en
bombardear una delgada lámina de oro
con un haz de partículas alfa, que
poseen carga eléctrica positiva.
Observó que la mayoría de las
partículas atraviesan la lámina sin ser
desviadas en su trayectoria; un
pequeño número es desviado por
alguna causa, y sólo unas cuantas
partículas rebotan.
De acuerdo a esto Rutherford propone
el siguiente modelo atómico:
Átomos de Au
+
Modelo Atómico de Ernest Rutherford (1911)




Existe un núcleo cargado positivamente en el cual se encuentra
concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido por
partículas positivas llamadas Protones y por partículas neutras
llamadas Neutrones.
Existe un número de Electrones igual a la carga nuclear que giran
alrededor del núcleo.
La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del
elemento estudiado.
Los átomos son en su mayor parte un espacio vacío.
BECQUEREL y los esposos CURIE (1896)

La radiactividad es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. Es el
proceso de ruptura espontánea de los átomos, durante el cual se emiten
radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se
descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado
por:
Composición
Carga
Rayos ALFA ()
2 protones y 2 neutrones (llamados también
núcleos de Helio)
2+
Rayos BETA ()
Electrones de alta energía
1-
Rayos GAMMA ()
Radiación Electromagnética de Longitud de
onda muy corta (Alta Energía)
0
Modelo Atómico de NIELS BOHR (1913)


Se basó en los estudios de espectro de emisión de los átomos y en
la teoría de los Cuantos;
Emisiones de los átomos: la luz que emite un elemento se conoce
como su espectro y cada elemento tiene uno diferente.
Teoría de los Cuantos: Propuesta por Planck (1900). En una
reacción química no puede intervenir una cantidad de materia
inferior a un átomo. Igualmente hay una cantidad mínima de energía
que se puede emitir, que es el fotón o cuanto.
Continuación del Modelo de BOHR….
El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados:

Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles
de energía alrededor del núcleo.

Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor
energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas.

Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de
energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un
electrón.

Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto
debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un Cuanto de
energía .
MODELO DE BOHR (1913)
Estructura del Átomo


El átomo consta de un núcleo cargado positivamente, que se
encuentra localizado en una región muy reducida y que posee
prácticamente toda la masa del átomo. A su alrededor, producto de
la interacción eléctrica de atracción, giran los electrones (cargas
negativas) en órbitas específicas, llamadas órbitas electrónicas.
Las órbitas electrónicas son características de cada átomo; no
cualquier órbita es posible para un átomo en particular. Además,
estas dependen esencialmente del tipo de átomo.
Electrones y Núcleo


Los electrones pueden usarse
para explorar dentro de los
átomos. Electrones con alta
energía pueden detectar
ciertas características dentro
de los átomos.
Los científicos han aprendido
sobre el interior de los átomos
observando como los
electrones saltan fuera del
átomo y como cambian los
átomos después de ser
golpeados por un electrón.
Número de elementos químicos




Los átomos neutros siempre tienen igual cantidad de electrones y protones.
Los átomos tienen habitualmente la misma cantidad de neutrones y
protones.
Hidrógeno
Helio
Carbón
1 protón
1 electrón
0 neutrones
2 protones
2 electrones
2 neutrones
6 protones
6 electrones
6 neutrones
Al agregar un Protón nace un nuevo tipo de átomo.
Al agregar un Neutrón nace un isótopo de ese átomo, una versión más
pesada de ese mismo átomo.
Isótopos



Los isótopos son átomos con el mismo número de Protones pero
difieren en el número de Neutrones. La figura muestra tres isótopos
diferentes del Hidrógeno.
Hidrógeno Deuterio
Tritio
La mayoría de los isótopos son estables, a diferencia de los
isótopos radiactivos que son inestables y se transforman a
estructuras más estables emitiendo partículas y energía (radiación).
Números Cuánticos



Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de
mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la
Teoría Cuántica fue realizado por Planck, Maxwell, Schrödinger,
Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann
Cada electrón tiene un conjunto de cuatro números llamados
números cuánticos, que lo especifican completamente; no hay dos
electrones en el mismo átomo que tenga los mismos cuatro
números cuánticos. Esa es una declaración más precisa del
Principio de Exclusión de Pauli.
Desde un punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos
caracterizan las soluciones estacionarias de la Ecuación de
Schrödinger.
Números Cuánticos

N = Numero Cuántico Principal: Determina el tamaño de las
órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá
determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el
mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede
ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo
de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el
número cuántico principal es 1, la capa se denomina K; si 2: L; si 3:
M; si 4: N; si 5: P; etc.
… continuación

l = 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.
… continuación

m = Número Cuántico Magnético:
Determina la orientación espacial de
las órbitas, de las elipses. Su valor
dependerá del número de elipses
existente y varía desde -l hasta l,
pasando por el valor 0. 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.
… continuación

s = Número Cuántico de Spin: Cada electrón en un orbital, gira
sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de
su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se
determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico
de Spin (s), que puede tomar dos valores: (+ ½) o (- ½).
Principio de Incertidumbre de W. Heisenberg (1927)
“Es imposible determinar simultáneamente la posición
exacta y el momento exacto del electrón”
Principio de Exclusión de W. Pauli (1925)

“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos
números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener
más de dos electrones, que deben tener distinto número cuántico
de spin”.

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
Configuración Electrónica de los Elementos

NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la
distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el
modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales
de energía mínima. La figura siguiente muestra el orden de llenado
de los orbítales.
Ejemplo




Supongamos que deseamos conocer la
configuración electrónica de la Plata, que tiene
47 electrones. El orden de energía de los
orbitales es el indicado en la tabla de la
izquierda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d,
5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada
capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en
cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en
los orbitales d de cada capa, y 14 en los
orbitales f.
Siguiendo esta regla debemos colocar los 47
electrones del átomo de plata:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9
Donde sólo se han puesto 9 electrones en los
orbitales d de la capa cuarta para completar, sin
pasarse, los 47 electrones de la plata.
Elementos Químicos

No todos los átomos son iguales. Existen diferentes combinaciones
de protones, neutrones y electrones que forman diferentes tipos de
átomos, y a estos diferentes tipos de átomos se les llama,
elementos químicos.
Tabla Periódica de los Elementos Químicos

Para comprender y recordar todos los diferentes tipos de
elementos, los científicos los organizaron en una tabla llamada,
Tabla Periódica de los elementos. La imagen siguiente muestra
esta tabla, la cual enumera a todos los elementos que han sido
encontrados o creados hasta la fecha.
Tabla Periódica de los Elementos
Tabla Periódica de los Elementos Químicos

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales)
denominadas Períodos y se enumeran del 1 al 7 con números
arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos
en columnas (verticales), que se denominan Grupos o familias; los
cuales están identificados con números romanos y distinguidos
como grupos A y grupos B.
Tabla Periódica

Los elementos de los grupos A se conocen como elementos
representativos y los de los grupos B como elementos de
transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se
colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos,
llamadas series lantánida y actínida.
Tabla Periódica



La tabla periódica permite clasificar a los elementos en Metales, No
Metales y Gases Nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado
izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos
elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan
propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de
Metaloides.
Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son
maleables y dúctiles, tienen brillo característico.
No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no
poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado
sólido.
Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No
Metales.
Localización de los Elementos Químicos
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su
distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el
Periodo y los electrones de valencia el Grupo.
Localización de los Elementos Químicos
Grupos 1 y 2
Elemento de
transición
Grupos 13 a
18
Nsx
(N -1)dx Ns2
(N -1)d10 Ns2px
Elementos de
transición interna
(N -2)fx (N -1)d0 Ns2
Elementos Representativos

Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su
distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo
resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p
del último nivel.

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35
Elementos Representativos
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35
La distribución electrónica correspondiente es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe
estar localizado en el cuarto Periodo. El Grupo se determina por la
suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en
el último nivel 4 (s + p), lo cual indica que el elemento se encuentra
en el Grupo VII A (A por que no tiene e- en orbitales d)
Elementos Representativos
Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:
Grupo IA:
Alcalinos
Grupo IIA
Alcalinotérreos
Grupo VIIA:
Halógenos
Grupo VIIIA:
Gases Nobles
Elementos de Transición

Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya
distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d
pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último.
El grupo está determinado por la suma de los electrones de los
últimos subniveles d y s.

Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB
respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB
primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la
suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
Elementos de Transición
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
La distribución electrónica correspondiente es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9
El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe
estar localizado en el quinto Período. El grupo se determina por la
suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el
grupo I B. (B porque tiene e- en orbitales d)
Elementos de Tierras Raras

Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica
ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida
pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla
periódica.
Localización de los Elementos en la Tabla
Comportamiento de las Propiedades en la
Tabla Periódica de los Elementos Químicos

Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la
distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto.
Aumenta con el grupo (arriba hacia abajo) y disminuye con el periodo (de
izquierda a derecha).

El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la
capa de valencia
… continuación:



Energía de Ionización (EI): Es la energía requerida para remover
un electrón de un átomo neutro. Aumenta de izquierda a derecha y
de abajo hacia arriba.
Electronegatividad (E): Es la intensidad o fuerza con que un
átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico.
Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Afinidad Electrónica (AE): Es la energía liberada cuando un átomo
neutro captura un electrón para formar un ión negativo. Aumenta de
izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
Variación de las Propiedades Periódicas
Materia

La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el
espacio, nuestros sentidos la perciben y tiene masa,
Propiedades de la Materia


Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama materia.
Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia
o antimateria.
Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas
clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y
propiedades particulares.
Propiedades Generales
 Las
propiedades generales son aquellas que presentan
características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las
propiedades generales tenemos:
Propiedades Generales
Masa = Es la cantidad de materia que posee un cuerpo.
Peso = Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra
sobre la materia para llevarla hacia su centro.
Extensión = Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un
lugar determinado en el espacio.
Impenetrabilidad = Es la propiedad que dice que dos cuerpos no
ocupan al mismo tiempo el mismo espacio.
Inercia = Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer
en estado de reposo o movimiento mientras no exista una
fuerza externa que cambie dicho estado.
… Propiedades Generales
Porosidad = Es la propiedad que dice que como la materia esta
constituida por moléculas, entre ellas hay un espacio que se llama
poro.
Elasticidad = Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le
aplica una fuerza este se deforma y que al dejar de aplicar dicha
fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar
él limite de elasticidad. "limite de influenza “
Divisibilidad = Esta propiedad demuestra que toda la materia se
puede dividir.
Propiedades Específicas




Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas
propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben
el nombre de especificas; dichas propiedades son el color, olor,
sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición,
solubilidad, etc.
El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes
colores, sabores u olores.
El estado de agregación indica que la materia se puede presentar
en estado sólido, liquido o gaseoso.
La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes
pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .
Clasificación de la Materia
Clasificación de la Materia
Es una mezcla de sustancias en más de
Ejemplo:
Material
una fase o que son físicamente
mezcla de
heterogéneo
distinguibles.
agua y aceite.
Material
homogéneo
Constituido por una sola sustancia o por
varias que se encuentran en una sola
fase
Ejemplo:
mezcla de sal
y agua.
Solución
Es un material homogéneo constituido
por más de una sustancia. Son
transparentes, estables y no producen
precipitaciones. Una característica muy
importante es la composición, la cual es
igual en todas sus partes. Sin embargo,
con los mismos componentes es posible
preparar muchas otras soluciones con
solo variar la proporción de aquellos
Ejemplo:
las bebidas
gaseosas.
… Clasificación de la Materia
Sustancia
pura
Elemento
Compuesto
Es
un material homogéneo cuya
composición química es invariable
Ejemplo:
alcohol
(Etanol)
Ejemplo:
Sustancia conformada por una sola
Nitrógeno
clase de átomos
gaseoso (N2);
Plata (Ag)
Sustancia conformada por varias clases
de átomos
Ejemplo:
dióxido de
carbono
(CO2)
Cambios de la Materia
Cambio
físico
Cambio
químico
Ejemplo: en la fusión
del hielo, el agua pasa
Cambio que sufre la materia
de estado sólido a
en su estado, volumen o forma
líquido, pero su
sin alterar su composición.
composición permanece
inalterada.
Cambio en la naturaleza de la
materia, variación en su
composición
Ejemplo: en la
combustión de una hoja
de papel, se genera CO,
CO2 y H2O a partir de
celulosa, cambiando la
composición de la
sustancia inicial.
Cambios de la Materia
Cambios de
estado
El estado en que se encuentre
un material depende de las
condiciones de presión y
temperatura; modificando una Sólido, Liquido, Gaseoso
de éstas variables o ambas,
o Plasma
se puede pasar la materia de
un estado a otro.
Cambios de Estado
o DEPOSICIÓN
Características de los Diferentes Estados de la Materia
SÓLIDOS
LÍQUIDOS
GASES
COMPRESIBILIDAD
No se
pueden
comprimir
No se pueden
comprimir
Sí pueden
comprimirse
VOLUMEN
No se
adaptan al
volumen del
recipiente
Se adaptan al
volumen del
recipiente
Se adaptan al
volumen del
recipiente
Vibración
Vibración,
rotación
Vibración,
rotación,
traslación
GRADOS DE
LIBERTAD
EXPANSIBILIDAD
No se
No se expanden Sí se expanden
expanden
Representación de los Compuestos:
Símbolos Químicos

Cada elemento tiene su propio símbolo. Por ejemplo, en el recuadro
superior izquierdo de la tabla, aparece la letra ‘H’. La ‘H’ es el
símbolo de un elemento llamado Hidrógeno.

Elementos Químicos


Sólo los primeros 92 elementos de la Tabla
Periódica se encuentran de manera
natural, pues los demás elementos son
hechos sintéticamente.
Estos elementos son los ingredientes
usados para todo lo que encontramos
sobre el planeta Tierra.
Elementos y Compuestos

Los elementos no pueden ser divididos en
sustancias más pequeñas. Por ejemplo, el
agua (H2O) no es un elemento pues puede
ser dividida en hidrogeno (H) y oxígeno (O).

Las sustancias que están formadas por dos
o más elementos se llaman Compuestos.
Por ejemplo, el agua es un compuesto.
¿Qué es una Molécula?



Todo lo que hay a nuestro alrededor está
formado por grupos de átomos unidos que
forman conjuntos llamados moléculas.
Los átomos que se encuentra en una
molécula se mantienen unidos debido a que
comparten o intercambian electrones.
Las moléculas están hechas de átomos de
uno o más elementos. Algunas moléculas
están hechas de un sólo tipo de átomo. Por
ejemplo O2, la parte del aire que necesitamos
para respirar y vivir. Otras moléculas son muy
grandes y complejas, por ejemplo, las
moléculas de proteínas contienen cientos de
átomos.
Metano (CH4)
¿Qué es una molécula?


Aún las moléculas muy grandes son tan
pequeñas que no seríamos capaces de
verlas. Pero cuando cientos de
moléculas se encuentran juntas, podrían
estar en forma de un vaso de agua, el
árbol de un bosque; dependiendo del
tipo de moléculas que sean.
Aún cuando una pelota de fútbol esté
inmóvil, las moléculas en ella se están
moviendo constantemente, y se moverán
más rápidamente a medida que la
temperatura aumenta.
Representación
de moléculas
de agua
Movimiento de las moléculas



Las moléculas están en movimiento
constante y tienden a moverse de
regiones
donde
están
en
alta
concentración a regiones donde están
menos concentradas. Este movimiento
se llama difusión.
La difusión puede ocurrir en gases,
líquidos o a través de sólidos.
Un ejemplo de la difusión en gases
ocurre cuando se abre una botella de
perfume en una habitación. En pocos
minutos gente que está cada vez más
alejada de la fuente, puede oler el
perfume.
Fórmula Química


Es la representación de un compuesto e indica la clase y la
cantidad de átomos que forman una molécula.
Está constituido por el símbolo de cada elemento presente en la
sustancia, seguido por un subíndice que índica el número relativo
de átomos.
Ejemplo:
Fe2O3 Óxido de Hierro (III)
Fórmula Empírica o Mínima

Informa sobre el tipo de átomos que forman la molécula y la relación
mínima en la cual estos se combinan.
EJEMPLO:
La fórmula mínima del etano (C2H6) es CH3
Fórmula Molecular

Expresa la composición real de un compuesto, indicando el número
de átomos de cada especie que forma la molécula. La fórmula
molecular es un múltiplo de la empírica.
Ejemplo: Benceno
Fórmula Estructural

Muestra el ordenamiento geométrico o posición que ocupa cada
átomo dentro de la molécula.
Ejemplo: Benceno (C6H6)
Fórmula de Lewis o Electrónica

Representa la molécula incluyendo todos los electrones de valencia
de los átomos constituyentes, estén o no comprometidos en
enlaces.
Ejemplo:



Amoníaco (NH3)
X = electrones de los Hidrógenos
O = electrones del Nitrógeno
Peso Atómico (PA)


El peso atómico de un elemento es el peso en gramos de un MOL
de átomos.
¿Qué es un mol?
La palabra mol, como las palabras docena, veintena, etc., indica un
número fijo de cosas. Corresponde a:
6.022 x 1023 unidades químicas
Un mol de mercurio son 200.6 gr. porque 6.02 x 1023 átomos de
mercurio pesan 200.6 gr.
Peso Atómico
El peso atómico es calculado como la suma del peso de los Protones,
los Neutrones y los Electrones aunque como estos últimos son tan
livianos, su peso no se considera en la suma total.
Peso Atómico (PA) = Protones + Neutrones
Número Atómico (Z) = número de Protones
Símbolo atómico
del Carbono
Unidad de Masa Atómica (u.m.a.)
La unidad de masa atómica uma es una unidad de peso y se define
exactamente como 1/12 de la masa del átomo de 12C.
Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la
descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un
átomo de hidrogeno es 1.67 x 10-24 g o de 1.008 uma.
Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos
ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos
cualesquiera. Así, el peso atómico del Azufre, 32.06 uma, indica
que:
Unidad de Masa Atómica, u.m.a

El cobre tiene un peso atómico de 63.54 uma. Por
consiguiente,

en consecuencia:
Número Atómico (NA o Z)

Observe como cada uno de los elementos de la tabla tienen su
propio número. Este número se llama Número Atómico, y dice
cuántos Protones existen en el núcleo del átomo de un elemento.
Por ejemplo, cada átomo de Hidrógeno tiene un Protón, de manera
que existe un número uno en el recuadro del Hidrógeno.
Peso Molecular (PM o Masa Molar MM)

Peso molecular del agua (H2O) =
= (2 x Peso Atómico de H) + (Peso Atómico del O)
= (2 x 1.01) g
+
(16.00) g
=
18.02 g
Relación entre Mol, Peso Molecular y
Número de Partículas
Moléculas e Iones
El cambio en el número de electrones de los átomos es fundamental
en la química.
Si a un átomo neutro se le agrega o remueve electrones, se forma una
partícula con carga eléctrica llamada ión. Los iones, al encontrase
disueltos en agua, hacen que ésta conduzca la corriente eléctrica.
Hay dos tipos de iones:
Catión: ión con carga positiva
Anión: ión con carga negativa
Moléculas e Iones
Por ejemplo, un átomo neutro de Sodio tiene una carga nuclear de +11
y contiene 11 electrones. Si extraemos un electrón formamos un
catión:
Este proceso puede representarse de forma resumida como:
Moléculas e Iones
Un átomo neutro de Cloro tiene una carga nuclear de +17 y contiene
17 electrones. Si agregamos un electrón formamos un anión.