Download Redox, Estructura atomica, Estequiometria y Tabla periodica

Tonahuac Sosa Gonzalez
Quimica II
Instituto Tecnologico Roosevelt
Redox
El proceso de ganar electrones se le da el nombre de reducción, es decir, siempre que hay
una una reacción de oxidación hay otra reducción y se conoce con el nombre de reacción de
oxidación, reducción o también reacción de redox.
Estructura Atómica
Los griegos
El concepto de átomo nació con los griegos Leucipo y su discípulo Demócrito ( siglos
V a IV a. C. ), quienes decían que cada cosa puede dividirse hasta un cierto límite, que
llamaron átomo ( sin división ).
Dalton
Dalton, en 1803, desarrolló la primera teoría atómica que explicaba satisfactoriamente
las leyes químicas enunciadas hasta ese momento.
Esta teoría puede resumirse en:
a) Todos los elementos están constituidos por átomos, consistentes en partículas
materiales separadas e indestructibles.
b) Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en las demás
propiedades.
c) Los átomos de elementos distintos son diferentes en masa y en las demás
propiedades.
d) Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes
elementos en una relación numérica sencilla.
Thomson
Thomson, en 1898, postuló que el átomo está constituido por una esfera de carga
eléctrica positiva en la cual están incrustadas partículas de carga eléctrica negativa (
electrones ) que neutralizan dicha carga.
Esto explicaba el hecho de que cuando se hacía pasar corriente eléctrica con un
elevado voltaje en un tubo de descarga, a baja presión, se observaba luminiscencia en el gas
contenido. Esto lo provocaban haces eléctricos que iban del cátodo al ánodo, llamados rayos
catódicos, de carga eléctrica negativa. A las partículas elementales constituyentes de esos
rayos se les llamó electrones ( e- ). Posteriormente, Goldstein en 1886, demostró la
existencia de rayos positivos, los cuales son diferentes para distintos gases introducidos en
los tubos de descarga. A los constituyentes elementales de dichos rayos, cuando se utilizaba
hidrógeno, se les llamó protones ( p+ ).
Cátodo
e-
Ánodo
e-
Tubo de descarga
Rutherford
Para comprobar la veracidad del modelo atómico de Thomson, Lord Rutherford, en
1911, realizó experimentos que consistieron en “bombardear” delgadas láminas metálicas
con partículas alfa ( +2 ). A pesar de que éstas poseen carga eléctrica positiva, por su gran
energía no tendrían mayor inconveniente en atravesar la lámina, porque se suponía que la
carga eléctrica positiva estaría uniformemente repartida. La mayoría de las partículas
atravesaron la lámina en línea recta, pero hubo algunas que se desviaron bastante de su
trayectoria e incluso un pequeño porcentaje “rebotó” en la lámina. Esto sólo podía explicarse
suponiendo que toda la carga positiva del átomo estuviera concentrada en un núcleo atómico
y los electrones estuvieran girando alrededor de él a distancias relativamente grandes.
+2
+2
+2
+2
+2
+2












lámina metálica
Bohr
Pero el modelo atómico de Rutherford no era consistente, porque el electrón para
vencer la atracción electrostática de núcleo, debería girar a gran velocidad, pero como tiene
carga eléctrica emitiría energía radiante, lo cual traería como consecuencia un acercamiento
cada vez mayor del electrón al núcleo hasta chocar con él.
Para superar esta dificultad, Niels Bohr propuso en 1913 la siguiente teoría atómica:
a) Cualquiera sea la órbita descrita por el electrón, éste no emite energía radiante.
b) Solamente algunas órbitas son permitidas.
c) Cuando un electrón pasa a una órbita más cercana al núcleo, emite energía
radiante y para pasar a una órbita más lejana, debe absorber energía radiante.
Sommerfeld, en 1916 propuso que el electrón no solamente describe órbitas
circulares, sino que también elípticas.
Energía radiante absorbida

Energía radiante emitida
Modelo cuántico
La teoría atómica de Bohr-Sommerfeld explica la no-destrucción del átomo y otros
fenómenos, pero nuevos hechos trajeron como consecuencia una visión más completa y
compleja del átomo.
De Broglie en 1924, estableció que las partículas atómicas tenían carácter ondulatorio.
Heisenberg en 1927, formuló el principio de incertidumbre o indeterminación, según el
cual es imposible determinar simultáneamente la posición y velocidad de una partícula con
absoluta precisión.
Con estos hechos y otros más, se llega a la visión cuántica del átomo.
La mecánica cuántica no describe al electrón como un corpúsculo, sino más bien
como una densidad de carga y masa. Esta densidad no es homogénea.
Finalmente el descubrimiento del neutrón en 1932, hace más completa la visión del
núcleo atómico. Esta partícula no posee carga eléctrica.
Para concluir, se dice que el átomo está constituido por un núcleo de carga eléctrica
positiva, conformado por protones ( eléctricamente positivos ) y neutrones ( eléctricamente
neutros ). Y alrededor de ese núcleo existe una densidad de carga y masa, eléctricamente
negativa, compuesta por electrones.
Estructura Nuclear
Núcleo atómico
El núcleo es el constituyente central del átomo y posee la casi totalidad de la masa de
éste.
Diámetro:
del orden de 10-13 a 10-12 cm
Densidad:
del orden de 10-14 g / ml
Carga eléctrica:
positiva, del orden de 10-19 a 10-17 C
Masa:
del orden de 10-24 a 10-22 g
Sus componentes principales son los protones y los neutrones.
Protón ( p+ )
El protón es una partícula elemental cuya masa en reposo es 1,67×10 -24 g. Posee
carga eléctrica positiva de 1,6×10-19 C. Es el causante de la carga eléctrica del núcleo.
Neutrón ( nº )
El neutrón es una partícula elemental cuya masa en reposo es prácticamente igual a la
del protón. No posee carga eléctrica.
El número de estas partículas identifica al átomo de un elemento, para lo cual se han
definido los siguientes dos números:
Número atómico ( Z )
El número atómico de un átomo es el número de protones que posee en su núcleo.
Número másico o de masa ( A )
El número másico de un átomo es el número de protones y neutrones que posee en
su núcleo. ( También se usa M en vez de A para representar a éste número ).
Por ejemplo, el átomo más abundante de litio posee en su núcleo 3 protones y 4
neutrones, por lo tanto su número atómico es 3 ( Z = 3 ) y su número másico es 7 ( A = 7 ) y
simbólicamente se representa así:
7
3
Li
En un átomo eléctricamente neutro, el número de protones y de electrones es el
mismo, por lo tanto en el ejemplo anterior el número de electrones es 3.
Todos los átomos de un mismo elemento poseen el mismo número de protones, pero
el de neutrones generalmente varía. Esto conduce a los conceptos de isótopos e isóbaros.
Isótopos
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que poseen distinto número de
neutrones, es decir igual Z , pero distinto A, por ejemplo:
6
3
7
Li
y3
Li
Isóbaros
Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico, es
decir distinto Z, pero igual A, por ejemplo:
40
18
40
Ar
y20
Ca
Masa atómica relativa
Para los cálculos químicos es necesario asignarle una masa atómica a cada elemento.
Debido a la existencia de isótopos, esta masa es un promedio donde la masa de cada
isótopo se pondera según su porcentaje de abundancia.
Se mide en unidades de masa atómica ( uma ). 1 uma es 1/12 de la masa del isótopo
de carbono -12, al cual se le asigna una masa de 12 uma.
1 uma = 1,66 × 10-24 g.
Estequiometria
Estequiometría, estudio de las proporciones pondérales o volumétricas en una
reacción química. La palabra estequiometría fue establecida en 1792 por el químico alemán
Jeremias B. Richter para designar la ciencia que mide las proporciones según las cuales se
deben combinar los elementos químicos. Richter fue uno de los primeros químicos que
descubrió que las masas de los elementos y las cantidades en que se combinan se hallan en
una relación constante. En la actualidad, el término estequiometría se utiliza relativo al
estudio de la información cuantitativa que se deduce a partir de los símbolos y las fórmulas
en las ecuaciones químicas.
Una ecuación química es esencialmente una relación que muestra las cantidades
relativas de reactivos y productos involucrados en una reacción química. Los cálculos
estequiométricos son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se
va a obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el
contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada
cantidad de producto. La expresión “cantidad estequiométrica” indica la cantidad exacta que
se necesita de una sustancia de acuerdo con una ecuación química.
Para efectuar los cálculos estequiométricos se siguen una serie de etapas. Primero se
escribe la ecuación química igualada. Puesto que lo más fácil es utilizar relaciones de moles
como base de cálculo, la segunda etapa consiste en transformar en moles la información
suministrada. En la tercera etapa se examinan las relaciones molares en la ecuación química
para obtener la respuesta a la pregunta que haya sido formulada. En esta etapa hay que
tener en cuenta si alguno de los reactivos es un reactivo limitante, que es aquel reactivo que
está presente en la cantidad estequiométrica más pequeña de manera que determina la
cantidad máxima de producto que se puede obtener.
Historia tabla periodica
En el siglo V Empédocles propuso cuatro sustancias primordiales, los cuatro
elementos: Aire, agua, tierra y fuego.
Aristóteles, añadió a estos cuatro elementos un quinto: el éter, que formaba las
estrellas, mientras que los otros cuatro formaban las sustancias terrestres.
En el siglo XVII,Robert Boyle desechó todas las ideas de los elementos alquímicos y
definió los elementos químicos como aquellas sustancias que no podían ser descompuestas
en otras más simples. Fue la primera definición moderna y válida de elemento y el
nacimiento de una nueva ciencia: La Química.
J. W. Döbereiner fue el primero en descubrir la semejanza de las propiedades de
algunos elementos como el Na y K, en los cuales de cada tercia de elementos central tenía
un valor de masa atómica promedio entre el primero y el tercero a este proceso se le llama
triadas de Döbereiner .
Ejemplo:
Li 6.94
Na 22.90
K 39.09
Después llego Alexander Newlands que aplico la sugerencia de Proust acomodar los
elementos conocidos en orden creciente de las masas atómicas debido a que después del
octavo se observa una repetición de las propiedades de cualquiera de ellos obteniendo siete
columnas. A este arreglo se le llama Ley de las octetas.
Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer relacionaron las masas atómicas de los elementos
con las propiedades observadas, el punto inicial fue el H, por ser más ligero logrando una
clasificación con juegos o espacio vació incluso realizó la predicción de las masas atómicas y
las propiedades de elementos aún no conocidos.
Además de que Mendeleiev propuso la base de la ley periódica vigente, ("las
propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos) y Moseley
relacionó el número de protones existentes (número átomico) la cual expresa la cantidad de
protones que hay en cada átomo.
Por último A. Werner integró información de la configuración electronica para poder
construir el modelo actual de la tabla periodica Larga.
La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada.
Un grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la
tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupops correspondan directamente a
una serie químmica no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series
químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la
tabla periódica proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la
misma configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico
está principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de
aquí el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas
y químicas.