“QUIMICA CON ORIENTACION A ZONAS COSTERAS”

Presentación del tema: "“QUIMICA CON ORIENTACION A ZONAS COSTERAS”"— Transcripción de la presentación:

1 “QUIMICA CON ORIENTACION A ZONAS COSTERAS”
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

2 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

3 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

4 Relación de la química con otras disciplinas científicas

5 La Química y su relación con la ciencias puras y aplicadas

6 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.

7 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.

8 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.

9 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

10 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.

11

12 2. TEORIAS DEL MODELO ATÓMICO

13 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.

14

15 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

16 Modelo atómico de Dalton

17 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.

18 Modelo atómico de Thomson

19 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 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.

20 Modelo atómico de Rutherford

21 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. 

22 Modelo atómico de Böhr

23

24 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.

25 Modelo mecano-cuántico

26 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.

27 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, 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

28

29

30

31 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.

32

33 Subniveles de numero “n” Niveles. Numero cuantico “n”

34 Número cuantico ms o momento de espin, orientación arriba o abajo del electrón
Número cuantico “ml” Número cuantico “l”

35 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.

36 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.

37

38 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.

39

40