FUNDACIÓN UNIVERSITARIA DEL ÁREA ANDINA Valhery Parodi Muñoz Angie Carolina Díaz Lacouture Sara Matilde Valencia Torres Andrés Felipe Maestre Lotthar Luis.

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1 FUNDACIÓN UNIVERSITARIA DEL ÁREA ANDINA Valhery Parodi Muñoz Angie Carolina Díaz Lacouture Sara Matilde Valencia Torres Andrés Felipe Maestre Lotthar Luis Barros Aida Ariza Velasques QUIMICA GENERAL GRUPO:110

2 ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

3 ¿QUE ES UN ÁTOMO? El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable.

4 ¿QUE ES UNA MOLÉCULA? Una molécula es un estado ligado de más de un núcleo y electrones. Ejemplos: O2 (oxígeno), CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de carbono), NH3 (amoníaco), NaCl (sal común).

5 TEORIAS ÁTOMICAS

6 En 1808 publicó las primeras ideas modernas acerca de la existencia y naturaleza de los átomos. Esas ideas forman la base de la Teoría Atómica de Dalton Los postulados de Dalton se pueden enuncia Todos los átomos de un elemento dado tienen propiedades idénticas. Teoría atómica de Dalton átomos de un elemento no pueden crearse, ni destruirse o transformarse en átomos de otros elementos. Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado

7  Modelo atómico de Thomson Supuso que el átomo era una especie de pudín formado por una masa positiva en la que se encontraban insertados los electrones (partículas que Thomson identifico). un modelo para la estructura del átomo al que llamaron que los átomos estaban formados por una esfera de carga eléctrica positiva distribuida de manera uniforme, en cuyo interior se encontraban los electrones en movimiento en cantidad de igual al número de las cargas positivas para que el átomo fuera neutro.

8  Modelo de Rutherford Su modelo nos muestra un átomo prácticamente vacío en el que casi toda la masa se concentra en una región muy pequeña llamada núcleo. El núcleo contiene toda la carga positiva.  Demócrito Sugirió que la materia estaba formada por partículas minúsculas, discretas e indivisibles, a las cuáles llamó átomos.

9 EL ÀTOMO Y LAS PARTÌCULAS SUBATÒMICAS

10  PROTONES Y ELECTRONES Aunque Dalton creía que los átomos eran indivisibles e inalterables, a lo largo del siglo XIX aparecieron cada vez más evidencias de que los átomos tenían alguna estructura interna. Las interacciones entre los electrones de los átomos eran las responsables de su valencia y de las uniones entre distintos átomos, y un átomo podía perder o ganar electrones pero no protones.

11  NÚMERO ATÓMICO. ELEMENTO. Un átomo puede ganar un electrón, con lo que adquiere carga negativa y se convierte en un anión o ión negativo. O puede perder un electrón y adquirir carga positiva, convirtiéndose en un catión o ión positivo. Pero no puede cambiar su número de protones. Por esto, el número de protones de los átomos de un elemento es tan importante, ya que permite identificarlo sin género de dudas. Conocido el número de protones, sabemos el elemento de que se trata.

12 Esto se debe a que los electrones, alrededor del núcleo, se sitúan en capas siguiendo dos reglas principales. En la capa de orden n, caben sólo 2xn2 electrones. Por eso, en la primera capa (n=1) sólo caben 2 electrones (2x12) en la segunda capa (n=2) caben 8 electrones (2x22), en la tercera 18 (2x32), etcétera. Pero, además, el átomo sólo puede tener en su última capa 8 electrones. Nunca más, aunque sí menos.

13  NEUTRONES. ISÓTOPOS. Pronto se descubrió que los átomos de un mismo elemento, aunque tenían el mismo número de protones y electrones, no eran todos iguales, sino que algunos tenían más masa que otros.

14  MASA ATÓMICA. La masa de un átomo, como los electrones son muy pequeños, será la masa de su núcleo, es decir, la masa de los protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Esa masa es lo que se llama número másico, A. Un átomo con número másico 12, tendrá 12 partículas en su núcleo, entre protones y neutrones.

15 Así, el cloro tiene dos isótopos, uno de masa 35, con una abundancia del 55%, y otro de masa 36, con una abundancia del 45 %. Así, de cada 100 átomos 55 tienen una masa de 35 y 45 átomos tienen una masa de 36. La masa atómica será: (35 x 55) + (36 x 45) 1925 + 1620 3545 35.45 100 100 100 Por eso, la masa atómica del cloro es de 35.45.

16 MOLÈCULAS Y IONES

17  MASA ATÓMICA Al igual que ocurre en la materia ordinaria (piensa en las distintas variedades de panes en tamaño, composición y peso, que existen en una panadería) es conveniente distinguir a los distintos tipos de átomos no sólo por su número atómico Z y su número másico A, sino también por su masa.

18  MASA MOLECULAR Una sustancia química está formada por la unión de distintos tipos de átomos mediante enlaces químicos, dando lugar a estructuras más complejas: las moléculas y los cristales (iónicos, covalentes y metálicos). Las sustancias químicas poseen una fórmula química que las identifica. Si la sustancia es molecular, la fórmula indica cuáles son los elementos químicos y en qué cantidad están presentes en la molécula.

19 ISÒTOPOS Y MASA ÀTOMICA PROMEDIO

20  ISÓTOPOS Cada elemento químico se caracteriza por el número de protones de su núcleo, que se denomina número atómico (Z). Así, el hidrógeno (1H) tiene un protón, el carbono (6C) tiene 6 protones y el oxígeno (8O) tiene 8 protones en el núcleo. El número de neutrones del núcleo puede variar. La masa atómica (A) se obtiene sumando el número de protones y de neutrones de un núcleo determinado.

21 NÙMERO DE ABOGADRO Y LA MASA MOLAR

22 NÙMERO DE ABOGADRO N0 = 6.023x1o23 En el modelo de gas propuesto por Avogadro las partículas de gas no están en contacto mutuo; no son esponjas sino partículas individuales cuyo volumen es insignicante comparado al volumen total del gas. De aquí se desprende la conocida hipótesis de Avogadro: \Volúmenes iguales de gases, a las mismas condiciones de temperatura y presión, tienen igual numero de partículas."

23  MASA MOLAR Sea una masa m de una substancia química que contiene una cantidad n de partículas (átomos, moléculas o unidades fórmula). Dicha masa m es proporcional a n, lo que expresado matemáticamente, se tiene: m = M n (1) en donde M es la constante de proporcionalidad cuyo valor depende de la identidad de la substancia. Esta constante relaciona dos magnitudes físicas que en la química tradicional se encontraban confundidas: m y n. Basta recordar la errada definición: masa es la cantidad de materia de un cuerpo. La ecuación (1) muestra la diferencia entre ellas, además de su relación. Despejando M en la ecuación (1), se tiene: M= m n (2).

24 NÙMEROS CUANTICOS

25  NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL. En la corteza, los electrones se sitúan siguiendo caminos determinados llamados orbitales. Cada orbital está definido por tres números cuánticos, que determinan el tamaño, la forma y la orientación del orbital. El número cuántico principal, n, determina el tamaño del orbital. Puede tomar cualquier valor natural distinto de cero: n = 1, 2, 3, 4... Varios orbitales pueden tener el mismo número cuántico principal, y de hecho lo tienen,

26  NÚMERO CUÁNTICO AZIMUTAL. El número cuántico azimutal, l, indica la forma del orbital, que puede ser circular, si vale 0, o elíptica, si tiene otro valor. El valor del número cuántico azimutal depende del valor del número cuántico principal. Desde 0 a una unidad menos que n. Si el número cuántico principal UNIONES ENTRE ÁTOMOS 4º E.S.O. PROYECTO ANTONIO DE ULLOA 8 vale 1, n = 1, el número cuántico azimutal sólo puede valer 0, ya que sus posibles valores van desde 0 hasta una unidad menos que n. Si por el contrario el número cuántico principal vale 6, n = 6, el número cuántico azimutal puede tomar seis valores distintos, desde cero hasta cinco: l = 0, 1, 2, 3, 4 o 5 A cada valor del número cuántico azimutal le corresponde una forma de Orbital, que se identifica con una letra minúscula: l Letra 0 s 1 p 2 d 3 f 4 g

27 En la primera capa electrónica n = 1, por lo tanto l = 0 y, forzosamente, m = 0. Sólo hay un único orbital, de tipo s. En la tercera capa electrónica n = 3, de forma que l puede tomar 3 valores: 0,1, 2. Habrá orbitales s, p, d: El orbital s indica que l = 0, por lo que m = 0, sólo hay un orbital s. El orbital p significa que l = 1, de forma que m = -1, m = 0 o m = 1. Hay 3 orbitales p. Finalmente, si el orbital es d indica que forzosamente l = 2, y, por lo tanto, m = -2, m = -1, m = 0, m = 1 y m = 2. Hay 5 orbitales d. En la tercera capa, por tanto, hay 9 orbitales: 1 s, 3 p y 5 d. El número de orbitales de cada tipo viene determinado por los valores que puede tomar el número cuántico magnético, m, y será: 2·l+1. Si l = 0 hay un único orbital, si l = 4 habrá 9 I=1 I=0 m= -1,0,1 m =0 hay tres orbitales hay orbital

28  NÚMERO CUÁNTICO DE SPÍN. Si consideramos el electrón como una pequeña esfera, lo que no es estrictamente cierto, puede girar en torno a sí misma, como la Tierra gira ocasionando la noche y el día. Son posibles dos sentidos de giro, hacia la izquierda o hacia la derecha.

29 CONFIGURACIÒN ELECTRÒNICA Y SISTEMA PERIÒDICO

30  CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. Los electrones se mueven en la corteza atómica siguiendo los orbitales, orbitales que vienen determinados por los números cuánticos principal (n), azimutal ( l) y magnético (m). Además el electrón posee un número cuántico de espín (s). Determinar los orbitales en los que se sitúan los electrones de un átomo es lo que se conoce como configuración electrónica del átomo. la primera capa electrónica n = 1: n l m s electrones 1 0 0 ±½ 2 En general, para la capa n, el número de electrones será: 2·n2 En la segunda capa electrónica n = 2: n l m s electrones 2 0 0 ±½ 2 1 -1 ±½ 2 1 0 ±½ 2 1 1 ±½ 8 En la tercera capa electrónica n = 3: n l m s electrones 3 0 0 ±½ 3 1 -1 ±½ 3 1 0 ±½ 3 1 1 ±½ 3 2 -2 ±½ 3 2 -1 ±½ 3 2 0 ±½ 3 2 1 ±½ 3 2 2 ±½ 18

31  REGLA DEL OCTETE. Puesto que por el principio de exclusión de Pauli no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, el número de electrones en cada capa de la corteza está limitado. Así, en la primera capa caben 2 electrones, en la tercera 18 y en la quinta 50. Pero eso no significa que las capas deban completarse. La regla del octete indica que en la última capa del átomo sólo puede haber un máximo de 8 electrones, salvo si es la primera, que está limitada a 2 electrones. En la última capa habrá de 1 a 8 electrones (si hubiera cero, la última capa sería la anterior). Si la última capa de electrones es la quinta, sólo podrá tener en ella un máximo de 8 electrones, no los 50 que le cabrían. En la última capa, sólo puede haber hasta un máximo de 8 electrones

32  PRINCIPIO DE AUFBAU La energía de un orbital será mayor cuanto mayor sea la suma de los números cuánticos principal n y azimutal l (n + l). Si la suma es igual, tendrá menor energía el orbital con menor número cuántico principal n. El diagrama de Moeller permite visualizar de forma gráfica y rápidamente el principio de Aufbau. Consiste en ordenar en una tabla los orbitales. El orden de energía se obtiene siguiendo las diagonales de la tabla

33  CONFIGURACIÒN ELECTRÒNICA La clase de orbital viene dada por el número cuánticos azimutal (l). El número cuántico magnético (m), cuyo valor varía entre -l y l nos dirá el número de orbitales de esa clase, en cada uno de los cuales cabrán dos electrones, dependiendo del valor del número cuántico de espín (s). Los orbitales p son aquellos en los que l = 1, así que m puede tomar los valores -1, 0 o 1. Hay 3 orbitales p y podrán admitir 6 electrones. En los orbitales f, en los que l = 3, m puede tomar los valores -3, -2, -1, 0, 1, 2 o 3. Hay 7 orbitales f y podrán admitir 14 electrones: Orbitales s p d f g Electrones 2 6 10 14 18 Si un átomo tiene 32 electrones, siguiendo el Principio de Aufbau, se distribuirán en los orbitales: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d... Recordando los electrones que caben en cada orbital, y contando hasta 32, la configuración electrónica será: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 En los orbitales 4p sólo se han colocado 2 electrones (recuerda que el número de electrones es el superíndice), para no superar 32, que es el número total de electrones. De igual forma se puede determinar la configuración electrónica del oxígeno, con 8 electrones, que quedará: 1s2 2s2 2p4

34  EL SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL  En el sistema periódico actual los elementos se sitúan en orden creciente del número atómico.  Las columnas se denominan grupos e incluyen elementos que presentan propiedades análogas. Los grupos se numeran del 1 al 18 y algunos reciben nombres especiales: Grupo 1 (excepto el H) Metales alcalinos Grupo 2 Metales alcalino-térreos Grupos 3 – 12 Metales de transición Grupo 16 Anfígenos Grupo 17 Halógenos Grupo 18 Gases nobles

35  ALGUNAS PROPIEDADES PERIÓDICAS  RADIO ATÓMICO En cada grupo aumenta al aumentar el número atómico ya que cada elemento tiene más capas de electrones que el anterior. En cada periodo disminuye al aumentar Z debido a que, aunque tienen el mismo número de capas, al existir más cargas positivas en el núcleo los electrones son atraídos con más intensidad.

36  ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones cuando se une a otro átomo. Los átomos son más estables cuando tienen su última capa completa con 8 electrones (como los gases nobles), por eso tienen tendencia a adquirir esa configuración.

37  CARÁCTER METÁLICO Y NO METÁLICO Los metales se caracterizan en general por poseer las siguientes propiedades: Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio) Tienen elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Son buenos conductores del calor y la electricidad Son dúctiles y maleables Forman cationes (iones +) ya que tienen pocos electrones en su última capa y los pierden con facilidad (son electropositivos). El carácter metálico es mayor cuanto más a la izquierda y abajo esté el elemento en el sistema periódico. Los no metales se caracterizan en general por poseer las siguientes propiedades: Pueden ser sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente Tienen temperaturas de fusión y ebullición variadas. Son malos conductores del calor y la electricidad Forman aniones (iones -) ya que tienen muchos electrones en su última capa y tienden a captar otros para completarla (son electronegativos

38 PROPIEDADES PERIODICAS

39  PROPIEDADES PERIODICAS  RADIO ATÓMICO El tamaño de un átomo no es invariable sino que depende del entorno inmediato en el que se encuentre, de su interacción con los átomos vecinos. Estimar el tamaño de los átomos es un poco complicado debido a la naturaleza difusa de la nube electrónica que rodea al núcleo y que varía según los factores ambientales L

40  RADIO IONICOS La estructura y la estabilidad de los sólidos iónicos depende de manera crucial del tamaño de los iones. Éste determina tanto la energía de red del sólido como la forma en que los iones se empacan en el sólido. El tamaño de un ion depende de: Su carga nuclear. Número de electrones. Orbitales en los que residen los electrones de la capa exterior.

41  POTENCIA DE IONIZACION 1er Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica (abosorve energía). 2º Potencial de ionización: Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dispositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.

42 Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos. Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan. El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente.

43 Variación periódica: Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá.

44 WEBGRAFIA  http://www.fis.utfsm.cl/fis140/Moleculas.pdf http://www.fis.utfsm.cl/fis140/Moleculas.pdf  http://www.fbioyf.unr.edu.ar/textos/ingreso2007/unidad1.pdf http://www.fbioyf.unr.edu.ar/textos/ingreso2007/unidad1.pdf  https://academica.ues.edu.sv/uiu/elementos_estudio/ciencias_naturales/quimica/quimica.pdf https://academica.ues.edu.sv/uiu/elementos_estudio/ciencias_naturales/quimica/quimica.pdf  http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001%5CFile%5CPart%C3%ADculas%20subat%C3%B3micas.pdf http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001%5CFile%5CPart%C3%ADculas%20subat%C3%B3micas.pdf  http://www.iesmajuelo.com/~cnfyq/curso1415/majoro/Tema4MolAvogadro.pdf http://www.iesmajuelo.com/~cnfyq/curso1415/majoro/Tema4MolAvogadro.pdf  http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001/File/Numeros%20cu%C3%A1nticos.pdf http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001/File/Numeros%20cu%C3%A1nticos.pdf  http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001/File/Configuraci%C3%B3n%20electr%C3%B3nica.pdf http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001/File/Configuraci%C3%B3n%20electr%C3%B3nica.pdf  http://fisica.universidadlaboralab.es/wordpress/wp-content/uploads/2009/12/sistema-periodico.pdf http://fisica.universidadlaboralab.es/wordpress/wp-content/uploads/2009/12/sistema-periodico.pdf  http://www.bioygeo.info/pdf/04_SisPer_Enlace.pdf http://www.bioygeo.info/pdf/04_SisPer_Enlace.pdf  http://www.biblioises.com.ar/Contenido/500/540/A%2035%20%20Propiedades%20periodicas.pdf http://www.biblioises.com.ar/Contenido/500/540/A%2035%20%20Propiedades%20periodicas.pdf