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Clase 1: Conceptos básicosQuímicaCiencia que se dedica al estudio de la estructura, las propiedades, la composición y la transformación de la materia.Inorgánica: Compuestos distintos al Carbono.Orgánica: C,H,O,N,S y halógenos.Aporte Importantes− Siglo XX (Alemania) síntesis del amoniaco, por Fritz H...

Description

• Materia: Todo lo que ocupa un espacio y tiene una masa.

Clase 1: Conceptos básicos

• Masa: Medida de la cantidad de materia (g, Kg, mg etc).

Química Ciencia que se dedica al estudio de la estructura, las propiedades, la composición y la transformación de la materia.

• Mezclas: Combinación de dos o más sustancias en las cuales se conservan sus propiedades y características.

Inorgánica: Compuestos distintos al Carbono. Orgánica: C,H,O,N,S y halógenos.

• Mezcla Heterogénea: Composición uniforme (dos o más fases).

Aporte Importantes − − − − −

• Mezcla Homogénea: Composición igual no se distinguen las sustancias.

Siglo XX (Alemania) síntesis del amoniaco, por Fritz Haber y Carl Bosch. 1953 James Watson y Francis Crick, estructura tridimensional del ácido desoxirribonucleico (ADN). 1898 Félix Hoffman la aspirina (medicamento más consumido en la historia). El DDT Paul Hermann Müller (piojos transmisores del tifus). El “chip” y la microcomputadora fue posible gracias a la refinación del silicio.

Método Científico 1. 2. 3. 4. 5. 6.

• Peso: Fuerza que ejerce la gravedad de la tierra sobre un cuerpo (P = m x g).

Pregunta Investigación Hipótesis Experimento Análisis Conclusión

• Elemento: Sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por métodos químicos. • Compuesto: Combinación de dos o más elementos. Diferencia entre Molécula y Compuesto Un compuesto es una sustancia formada por al menos dos elementos diferentes. Una molécula es un conjunto de átomos de carga neta nula unidos por enlaces covalentes. Los átomos unidos pueden ser de elementos iguales o diferentes. ¡No todas las moléculas son compuestos y no todos los compuestos son moléculas!

Clasificación de la Materia Materia

Mezclas

Separación física

Sustancias Puras

Métodos de Separación de Mezclas Tamización: para separar solidos según el diámetro de las partículas. Se emplea un tamiz.

Homogéneas

Heterogéneas

Elementos

Compuestos Separación química

Filtración: en mezclas heterogéneas, es para dividir sólidos y líquidos, mediante un filtro que retiene los solidos y deja pasar los líquidos. Separación Magnética: se basa en las propiedades magnéticas de algunos compuestos. en una mezcla heterogénea, se acerca un imán y se extraen los compuestos con estas propiedades.

Destilación simple: se basa en los puntos de ebullición de 2 sustancias liquidas, una de estas se evaporará antes que la otra. Decantación: para separar líquidos de distinta densidad en mezclas heterogéneas, mediante un embudo de decantación

Clase 2: Conceptos Básicos Unidades de Sistema Internacional Cantidad básica

Unidad

Símbolo

Longitud Masa Tiempo

metro kilogramo segundo

m Kg s

amperio

A

kelvin

K

Cantidad de sustancia

mol

mol

Intensidad luminosa

candela

cd

Corriente eléctrica Temperatura

Prefijo teragiga megakilodecicentimilimicronanopico-

Propiedades de la Materia

Propiedades físicas: Se pueden medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la sustancia

Símbolo T G M k d c m µ n p

Equivalencia 1012 109 106 103 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12

Propiedades químicas: Se produce un cambio en la composición o identidad de la sustancia.

Unidades y factores de conversión

Propiedades Intensivas: Son aquellas que no dependen de la cantidad de materia. Ejemplo: la densidad y la temperatura.

Otras unidades L (litro), cm3, mL (mililitro), dm3 1L = 1000mL o cm3 1m3 = 1000dm3

Propiedades extensivas: Son aquellas que dependen de la cantidad de materia. Ejemplo: la masa y el volumen.

1m = 100cm 1m3 = 1.000.000cm3

Mediciones y Propiedades Macroscópicas Instrumentos: − − −

Bureta Pipeta Probeta granulada

S.I.= m3

Volumen

Masa − −

Matraz Volumétrico Balanza

S.I.= Kg

Otras unidades como g (gramo) y mg (miligramo) para cantidades pequeñas. 1Kg = 1000g 1g = 1000mg 1Lb = 500g

4.

En un número con dígitos a la derecha del punto decimal, los ceros a la derecha del último número diferente de cero son significativos.

5.

En un número que no tiene punto decimal y que termina con uno o más ceros, los ceros con los cuales termina el número pueden ser o no significativos. El número es ambiguo en términos de cifras significativas. Antes de poder especificar el número de cifras significativas, se requiere información adicional acerca de cómo se obtuvo el número.

S.I.= Kg/m3

Densidad

Se define como la relación entre la masa y el volumen: 𝑑=

𝑚 𝑣

Otras unidades g/mL o cm3, g/L. Escalas de Temperatura La escala Celsius (°C) asigna un valor de 0 °C al punto de congelación del agua y de 100 °C al de ebullición, la escala Kelvin (K) asigna un valor de 0 K a la temperatura más fría posible, -273,15 °C en ocasiones llamado el cero absoluto.

Redondeo de Cifras

La escala de temperatura F toma puntos de solidificación y de ebullición del cloruro amónico en agua.

K = °C + 273,15 °C = K – 273,15

Notación Científica Cantidades grandes o muy pequeñas.

N = 10n N = es un número entre 1 y 10. N = es el exponente, el cual puede ser un número positivo o negativo. Cifras Significativas 1.

Cualquier digito diferente de cero es significativo. (1.234 kg tiene cuatro cifras significativas)

2.

Los ceros ubicados entre dígitos distintos de cero son significativos. (40.501 kg contiene cinco cifras significativas)

3.

Los ceros a la izquierda del primer digito distinto de cero no son significativos. (0,000349 g contiene tres cifras significativas.)

Para redondear un número hasta cierto punto, se eliminan los dígitos que siguen a los que se conservan si el primero de ellos es menor a 5. Ejemplo: 8.724 se redondea a 8.72 si se quieren tres cifras significativas. Si el último dígito después del punto de redondeo es igual o mayor que 5, se añade el número 1 al dígito anterior a este. Ejemplo: 8.727 se redondea a 8.73 y 0.4225 se redondea a 0.423; si se quiere aproximar a tres cifras significativas. En la adición y la sustracción, la respuesta debe contener tantos decimales como contenga el número con menos decimales. Multiplicación y división: el resultado se informa con tantas cifras significativas como tenga el factor con menor número de cifras significativas.

Clase 3: Conceptos Básicos

Mol Y Numero De Avogadro (NA)

Átomos

Mol: se utiliza para medir gran cantidad de átomos y moléculas (cantidad de sustancia).

Numero Atómico (Z)

En el SI (sistema internacional de unidades) se define como "la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en 12 g del isótopo 12 C".

numero de protones en el núcleo del átomo de un elemento. Identidad química de un átomo queda determinada por su Z.

→ Z del Nitrógeno (N) es 7. Cada átomo neutro de N contiene 7 protones y 7 electrones. Número másico o número de masa (A) Número total de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo de un elemento. A = Z + n (# neutrones). Isótopos: Átomos que tienen el mismo Z (protones), pero distinto A (distintos neutrones). No todos los átomos de un elemento especifico tienen la misma masa atómica. La mayoría de los elementos tienen dos o más "isótopos". → Como ejemplo, tenemos los isótopos del hidrogeno (H) 1 1H

Hidrógeno 12H Deuterio 13H Tritio

→ Otro ejemplo, son los dos isótopos del uranio (U). 235U 92

Uranio-235

238 92 U

Uranio-238

Masa atómica Masa de un átomo, en unidades de masa atómica (uma). Dalton (Da) en Biología. Doceava parte de la masa de un átomo de 6 12C = 1,660539 x 10-24g. → Masa de un átomo de 612C = 12 uma (exactas) La masa de un elemento es el promedio ponderado de los isótopos que lo componen.

La cantidad de átomos (entidades elementales) que hay en 12 g de 12C se determina experimentalmente. Este valor corresponde a 6,022 X 1023 y se le denomina número de Avogadro (NA) en honor al científico italiano Amedeo Avogadro. 1 mol de 12C = 6,022 X 1023 moléculas o átomos de 12C. Masa molar (M): masa en g o kg contenidas en un mol de átomos o moléculas de una sustancia. Es numéricamente igual a la masa atómica. Por ejemplo: la masa atómica del sodio (Na) es 22,99 uma, por lo tanto, su masa molar es 22,99 g/mol. Si se conoce la masa atómica de un elemento, entonces se conoce también su masa molar. A partir de lo anterior se puede escribir la siguiente igualdad: 1 mol de átomos de 12C = 12 g de 12C. Modelo Atómico Actual Según E. Schrodinger, los electrones no “giran en orbitas” alrededor del núcleo tal como lo había propuesto N. Bohr, sino que, en orbitales, que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones. Función de onda (ψ), también denominada orbital, que en su expresión cuadrática (ψ2) contiene la información que describe probabilísticamente el comportamiento del electrón en el átomo. Schrödinger: número ilimitado de funciones de onda por nivel energético y a su vez éstas, en un átomo multielectrónico, resultan tener diferentes energías, lo que se denomina subniveles identificados con las letras s, p, d, f. − Difuso= d − Sharp (nítido)= s − Fundamental= f − Principal= p

Orbital atómico: región en la que hay una mayor probabilidad de encontrar el electrón. Para describir los orbitales atómicos e identificar a los electrones que están dentro, se emplean los números cuánticos. Estos son el resultado de resolver la ecuación de Schrödinger.

Configuración Electrónica Distribución de los electrones en los diferentes niveles y subniveles de un átomo. Esta se construye mediante un procedimiento denominado principio de Aufbau (en alemán significa construcción). Principio de Aufbau: considera al núcleo de carga Z sobre el cual se van colocando los electrones en los diferentes niveles y subniveles, ubicando los electrones desde el nivel de menor energía.

Número cuántico principal (n): valores enteros positivos 1, 2, 3, etc. Representa el número de la capa o nivel de energía del átomo. A mayor valor de n es mayor la probabilidad de encontrar el electrón más lejos del núcleo. Número cuántico secundario o del momento angular orbital (ℓ): forma de orbital. Representa la existencia de los subniveles energéticos en el átomo. Se calculan considerando: Valor de L (n-1) 0 1 2 subnivel s p d *después de f sigue en orden alfabético

3 f

4 g

Para la correcta asignación de los electrones en los niveles y subniveles es necesario tomar en cuenta los siguientes principios: 1.

n 1 2

L en numero 0 0, 1

L en letras s S, p

3 4

0, 1, 2 0, 1, 2, 3

S, p, d S, p, d, f

Número cuántico magnético (mℓ): describe la orientación del orbital. Toma valore entre -ℓ y +ℓ pasando por 0. Número cuántico de SPIN (s): indica la cantidad de electrones presentes en un orbital. Los electrones se desplazan girando sobre su propio eje, lo que genera a su alrededor un campo magnético que permitiría la existencia de un máximo de dos electrones por orbita con espines opuestos + 1/2 y –1/2.

2.

3.

Principio de mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, por lo tanto, los de mayor energía se ocuparán solo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”. Principio de exclusión de Pauli: los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos. Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los mismos números. Principio de máxima multiplicidad de Hund: en orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada orbita con el mismo espin. Cuando se alcanza el semillenado recién se produce el apareamiento con los espines opuestos.

Según estos principios, en los subniveles existe un número específico de electrones. Subnivel s, donde hay un solo orbital, existen 2 e- . Subnivel p, donde hay tres orbitales, existe un máximo de 6 e- . Subnivel d hay cinco orbitales con un total de 10 e- . Subnivel f hay siete orbitales con un total de 14 e- . Para saber la ubicación del electrón en el átomo se necesitan los números cuánticos n, l y mL. Estos son números enteros cuyos valores no pueden asignarse al azar.

Existen 7 niveles de energías distintos, los cuales a su vez están conformados por subniveles de energía distintos. Cada orbital se identifica con un número y una letra, por ejemplo: 1s, 2s, 3p, etc.

Conociendo el Z de un compuesto se puede determinar su configuración electrónica.

Radio Atómico Y Radio Iónico Radio atómico: es la distancia que hay desde el núcleo hasta la capa de valencia más externa. Por lo tanto es posible determinar el tamaño atómico del átomo.

S= caben 2 electrones P= caben 6 electrones D= caben 10 electrones F=caben 14 electrones Descubrimientos − − − − −

El aislamiento del arsénico y el antimonio por Jabir Ibn Hayyan hace unos 1.200 años. El descubrimiento del fósforo hace 350 años. La publicación de una lista de 33 elementos químicos clasificados en gases metales, no metales y térreos por Lavoisier en 1789. El descubrimiento de la ley de las triadas por Döbereiner en 1829. El descubrimiento del francio por Marguerite Perey en 1939.

Tabla Periódica (Grupos Y Periodos) Ordenación de los elementos químicos. Tiene como criterio de organización el orden creciente del Z. Esta ordenación se conoce como ley periódica. Grupos o familias: corresponden a columnas verticales. 18 grupos. Periodos: corresponden a filas horizontales. 7 periodos. Para establecer el grupo y periodo de un elemento químico, debemos realizar su configuración electrónica.

Elementos Representativos

Radio iónico: es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado un electrón.

Energía De Ionización Y Electronegatividad Energía de ionización: también conocida como potencial de ionización, es la energía que se necesita aplicar a un elemento, para que este ceda su electrón más externo. Electronegatividad: es la capacidad que tiene un átomo gaseoso de un elemento para atraer electrones. Un átomo de alta electronegatividad tendría alta energía de ionización (electrones fuertemente retenidos) y alta afinidad electrónica (mucha tendencia a adquirir electrones)....