Química.

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1 Química

2 PROPIEDADES DE LA MATERIA

3 DEFINICIÓN DE LA MATERIA
La materia es todo lo que ocupa un lugar en el espacio. Es todo aquello que se forma a partir de átomos o moléculas, con la propiedad de estar en estado sólido, líquido o gaseoso. La materia, a diferencia de los objetos o cuerpos, no está limitada por la forma ni por el tamaño.

4 Las propiedades que no permiten identificar clases de materia reciben el nombre de propiedades generales Las propiedades que permiten identificar clases de sustancias reciben el nombre de propiedades específicas o características.

5 PROPIEDADES GENERALES O EXTRÍNSECAS
Son comunes a toda clase de materia. Las propiedades generales más importantes son: Masa Volumen Peso Inercia Impenetrabilidad Divisibilidad Porosidad

6 MASA Cantidad de materia contenida en un cuerpo. Unidad de medida: kg, g, mg. Se mide con la balanza.

7 VOLUMEN Espacio o lugar que ocupa un cuerpo. Unidad de medida: m3, dm3, cm3, litro (L) Para medir volumen se debe tener en cuenta si éste es sólido, líquido o gaseoso. Medida por diferencia: para sólidos irregulares

8 PESO Es el resultado de la fuerza de atracción o gravedad que ejerce la Tierra sobre los cuerpos. Proporcional a la masa. Se mide con dinamómetro.

9 INERCIA Es la tendencia de un cuerpo a permanecer en estado de reposo o de movimiento. IMPENETRABILIDAD Es la propiedad por la cual un cuerpo no puede ocupar el espacio que ocupa otro cuerpo al mismo tiempo.

10 DIVISIBILIDAD Es la propiedad que tienen los cuerpos para fraccionarse en pedazos cada vez más pequeños. POROSIDAD Es la característica de la materia que consiste en presentar poros o espacio vacíos.

11 PROPIEDADES ESPECÍFICAS O INTRÍNSECAS
Dependen de la naturaleza de la materia y no de la cantidad. Ejm: un tubo de cobre siempre tienen el mismo color y brillo. Son características de cada sustancia y permiten diferenciar un cuerpo de otro. Las propiedades específicas se clasifican en propiedades físicas y propiedades químicas.

12 PROPIEDADES FÍSICAS Se pueden determinar sin que los cuerpos varíen su naturaleza. Entre las propiedades físicas específicas se encuentran: Estado físico Punto de ebullición Punto de fusión Solubilidad Densidad

13 ESTADO FÍSICO La materia se encuentra en cuatro estados:
Sólido: los cuerpos tienen forma y volumen definidos, no se dejan comprimir. Líquido: tienen volumen definido, pero no forma propia. Son muy poco compresibles. Gaseoso: no tienen volumen ni forma definidos. Se pueden comprimir fácilmente al ejercer presión sobre ellos. Plasma: cuando la materia esta sometida a altas temperaturas. Ejm. de plasma artificial: luces de neón y lámparas fluorescentes.

14 PUNTO DE EBULLICIÓN Es la temperatura a la cual un líquido hierve. Ejm: el agua hierve a 100ºC a nivel del mar y el alcohol hierve a 78,4ºC. PUNTO DE FUSIÓN Es la temperatura a la cual una sustancia se funde.

15 SOLUBILIDAD Es la propiedad que tienen algunas sustancias de disolverse a una temperatura determinada, en un líquido. A la sustancia líquida la llamamos solvente y a la que se disuelve soluto. El solvente mas usado es el agua. No todas las sustancias se disuelven en un mismo disolvente.

16 DENSIDAD Es la masa en gramos que tiene un centímetro cúbico de sustancia. Se puede calcular la densidad de cualquier muestra, dividiendo el valor de la masa por el valor de su volumen. Esta operación matemática se representa así: Donde: d es la densidad, m es la masa y v el volumen. d = _m_ v

17 Ejemplo Si tenemos un trozo de hierro y encontramos que tiene una masa de 78 g y un volumen de 10 cm3, su densidad será: d=m/v : 78 g / 10 cm3 = 7,8 g / 10 cm3 Es decir, que 1 cm3 de hierro tiene una masa de 7,8 g.

18 OTRA PROPIEDADES FÍSICAS
ORGANOLÉPTICAS ELASTICIDAD (bandas de caucho) MALEABILIDAD (la plata) DUCTIBILIDAD (oro) TENACIDAD (acero) FRAGILIDAD (vidrio) DUREZA (diamante)

19 PROPIEDADES QUÍMICAS Son las que determinan el comportamiento de las sustancias cuando se ponen en contacto con otras. Cuando se determina, la sustancia se altera o cambia su naturaleza. Ejm: oxidación del hierro.

20 teoría atómica de DALTON (1766 -1844)
- La materia está formada por pequeñas partículas indivisibles (átomos). - Existen distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. - Las sustancias que tienen todos sus átomos iguales se llaman elementos.

21 Los átomos de los elementos distintos se pueden unir en cantidad fija con otros para formar compuestos. - Las partículas formadas por varios átomos se llaman moléculas. Dedujo que el átomo es una esfera de materia cargada positivamente y que en su interior están incrustados electrones

22 Modelo atómico de THOMPSON (1856 -1940)
 - El átomo está formado por una esfera con carga positiva en cuyo interior están los electrones en número suficiente para neutralizar su carga.

23 Modelo atómico de RUTHERFORD (1871 -1937)
-La mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva están en la zona central minúscula llamada núcleo. En torno al núcleo y a grandes distancias de él están los electrones girando a su alrededor. - El número de cargas + es el mismo que el de -, de manera que el átomo es neutro.

24  Modelo atómico de Niels Bohr (1885 -1962)  Corrigió los errores de Rutherford
El átomo consta de una parte central (núcleo) en la que se halla la carga + y la casi totalidad de su masa y los electrones se mueven a su alrededor en órbitas circulares situadas en diferentes niveles - A cada nivel le corresponde una energía que será mayor cuanto más alejada del núcleo esté 

25 Modelo atómico de orbitales (SCHRÖEDINGER y HEISEMBERG)
   - No es posible predecir la trayectoria del electrón ( principio de incertidumbre de Heisemberg). Hay que abandonar la idea de órbita y hablar de orbitales que son las zonas donde es más probable encontrar al electrón. - En cada orbital no puede haber más de dos electrones. - Hay varias clases de orbitales que se diferencian en su forma y orientación ( s , p , d , f )

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27 Protón es una partícula cargada positivamente que se encuentra dentro del núcleo atómico. El número de protones en el núcleo atómico es el que determina el número atómico de un elemento, como se indica en la tabla periódica de los elementos.

28 Electrón Un electrón es una partícula elemental estable cargada negativamente que constituye uno de los componentes fundamentales del átomo Se conoce como electrón a la partícula esencial más liviana que compone un átomo y que presenta la menor carga posible en lo referente a la electricidad negativa.

29 Neutrón Un neutrón es una partícula subatómica contenida en el núcleo atómico. No tiene carga eléctrica neta, a diferencia de carga eléctrica positiva del protón. El número de neutrones en un núcleo atómico determina el isótopo de ese elemento.

30 Numero atómico En física y química, el número atómico es el número total de protones que tiene el átomo. Se suele representar con la letra Z indica la cantidad de protones que se encuentra presente en el núcleo de un átomo. Este número, por lo tanto, se encarga de definir la configuración electrónica del átomo y permite el ordenamiento de los diversos elementos químicos en la tabla periódica

31 El átomo es la unidad más pequeña posible de un elemento químico, y se considera “UNMINUSCULO UNIVERSO SOSPECHADO EN LA ANTIGÜEDAD Y EXPLORADO EN NUESTROS DIAS”

32 Numero de masa: En química, el número másico o número de masa es la suma del número de protones y el número de neutrones. Se simboliza con la letra A.

33 Que es ISOTOPO Se conoce como isótopo a las variedades de átomos que tienen el mismo número atómico y que, por lo tanto, constituyen el mismo elemento aunque tengan un diferente número de masa. Los átomos que son isótopos entre sí tienen idéntica cantidad de protones en el núcleo y se encuentran en el mismo lugar dentro de la tabla periódica.

34 La regla de Hund es una regla empírica formulada en 1927 por el físico alemán Friedrich Hund (1896 – 1997) a partir del estudio de los espectros atómicos que enuncia lo siguiente:

35 Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, que no se cruzan. La partícula subatómica es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o anti paralelos).

36 Principio de exclusión de Pauli
En un átomo no pueden haber dos electrones El principio de exclusión de Pauli es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst Pauli en Establece que no puede haber dos fermiones con todos sus números cuánticos idénticos (esto es, en el mismo estado cuántico de partícula individual)

37 Distribución electrónica
La distribución electrónica consiste en distribuir los electrones en torno al núcleo en diferentes estados energéticos (niveles, subniveles y orbitales). Primero se realiza la distribución por subniveles, lo que involucra la distribución por niveles; finalmente analizaremos la distribución electrónica por orbitales, la cual se rige por principios.

38 Es una forma práctica para realizar la distribución electrónica por subniveles según el principio de Aufbau. También se llama comúnmente “Regla del Serrucho”.

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40 Numero cuántico Los números cuánticos son parámetros que describen el estado energético de un electrón y las características de un orbital. Los 3 primeros números cuánticos (principal, secundario, magnético) son obtenidos como consecuencia de la resolución matemática de la ecuación de onda de Schrödinger, mientras que el cuarto número cuántico (spin magnético) lo introdujo Paul Dirac en 1928, reformulando la ecuación de onda. Los principios que sustenta la teoría de la mecánica-cuántica son: principio de dualidad onda-partícula para el electrón y principio de incertidumbre de Heinsenberg el cual señala que no se puede determinar el momento y lugar a la vez de la posición de un electrón, sin embargo es posible determinar la región mas probable donde se puede encontrar (orbital).

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42 Mol El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades (SI). Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol a la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado, como átomos hay en 12 gramos de carbono-12. Esta definición no aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a partir del 2011 la definición se base directamente en el número de Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la velocidad de la luz). El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado.

43 El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA)3 y equivale a 1 Mol = x 1023 átomos de un elemento 1 Mol = x 1023 moléculas de un compuesto

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45 Y sugirió la hipótesis:
Ley de avogrado La Ley de Avogadro (a veces llamada Hipótesis de Avogadro o Principio de Avogadro) es una de las leyes de los gases ideales. Toma el nombre de Amedeo Avogadro, quien en 1811 afirmó que: En iguales condiciones de presión y temperatura las densidades relativas de los cuerpos gaseosos son proporcionales a sus pesos atómicos. Y sugirió la hipótesis: Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas V / n = K V = Volumen n = Moles de Gas. K = Constante

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