Unidad 2

El átomo

•      En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la  parte de materia más pequeño que podía concebirse.

•         Átomo significa en griego “no divisible”.

•         En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito postuló, sin evidencia científica, que el Universo estaba compuesto por partículas muy pequeñas e indivisibles, que llamó "átomos".

•     A esta especulación se le llamó Atomismo, la cual hablaba de la existencia de átomos indestructibles e indivisibles.

•       Con los avances científicos y la aparición de la ciencia experimental se ha demostrado que la estructura atómica integra a partículas más pequeñas

       
         Modelos atómicos

       
       El Modelo de DALTON (1808):

     John Dalton (1766-1844) fue un químico y físico británico que creó una importante teoría atómica de la materia basada en las leyes de la combinación química. Considerado el padre de la teoría atómica – molecular.  Para Dalton los átomos eran esferas rígidas. Su teoría se puede resumir así:

•      Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos.

•    Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.

•      Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.

•        Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.

•       Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

El Modelo de THOMSON (1898):

Sir Joseph John Thomson (1856 -1940), fue un físico británico que descubrió la existencia del ELECTRÓN, partícula subatómica cargada negativamente. Según el modelo de Thomson, conocido como "modelo del pastel de pasas", el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía (patilla). Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas: una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella

El Modelo de Rutherford (1911):

Sir Ernest Rutherford (1871 - 1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de Química en 1919, fue un físico neozelandés que identificó en 1898 dos tipos de las radiaciones emitidas por el Uranio, a las que llamó alfa y beta.

El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado NÚCLEO.

En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del Sol. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.

El Modelo de Bohr (1913):

Después de los descubrimientos de Rutherford, los científicos pensaron en el átomo como un sistema solar microscópico, con los electrones girando en órbita alrededor del núcleo, Bohr al principio supuso que los electrones se movían en órbitas circulares, pero la física clásica decía que una partícula con carga eléctrica debía perder energía, lo que llevaría en un momento hacer al electrón caer hacia el núcleo, entonces Bohr dijo que las leyes conocidas de la física eran inadecuadas para describir algunos procesos de los átomos.   El físico Danés Niels Bohr, premio Nobel de Física en 1922, introdujo en 1913 los tres postulados siguientes:

Primer Postulado: El producto del impulso o cantidad de movimiento (mv) del electrón por la longitud de la órbita que describe es un múltiplo del cuanto de energía (primer postulado).

Segundo Postulado: Mientras un electrón gira en una orbita fija no emite energía radiante.

Tercer Postulado: Un electrón puede saltar desde una orbita de energía a otra inferior de menor energía. En este salto el átomo emite una cantidad de energía radiante igual a la diferencia de energía de los estados inicial y final.

Aunque la teoría de Bohr fue de gran utilidad, tenía fallas, para empezar años después el electrón se identificó con un comportamiento de onda y en este modelo eso no se tomó en cuenta, además el modelo solo funcionaba para el hidrógeno, dejando fuera las relaciones electrón - electrón en átomos de muchos electrones.

Modelo Cuántico:

El físico E. Schrödinger estableció el modelo mecano-cuántico del átomo, ya que el modelo de Bohr suponía que los electrones se encontraban en órbitas concretas a distancias definidas del núcleo; mientras que, el nuevo modelo establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables, pero su posición no se puede predecir con exactitud.

Con estas dos partículas, se intentó construir todos los átomos conocidos, pero no pudo ser así porque faltaban unas de las partículas elementales del núcleo que fue descubierto por J. Chadwick en 1932 y que se llamó neutrón. Esta partícula era de carga nula y su masa es ligerísimamente superior a la del protón (1,6748210-27kg.). Sin negar el considerable avance que supuso la teoría atómica de Bohr, ésta solo podía aplicarse a átomos muy sencillos, y aunque dedujo el valor de algunas constantes, que prácticamente coincidían con los valores experimentales sencillos, el modelo no fue capaz de explicar los numerosos saltos electrónicos, responsables de las líneas que aparecen en los espectros de los átomos que poseen más de un electrón. Al modelo de Bohr se le fueron introduciendo mejoras, pero la idea de un átomo compuesto por orbitas alrededor de un núcleo central puede considerarse demasiado sencilla, no fue posible interpretar satisfactoriamente el espectro de otros átomos con más de un electrón (átomos poli electrónicos) ni mucho menos la capacidad de los átomos para formar enlaces químicos.

Estructura del atomo

1 elemento se cambia con otro el primero gano los electrones el otro lo pierde hablamos de iones

ion positivo cede electrones

ion negativo gana 

Masa atómica:

La masa atómica es la cantidad de materia que tiene un átomo y generalmente se obtiene de sumar 

 Z  el numero de protones mas el numero de neutrones N da igual a la masa atomica A 

El número atómico: 

El número atómico es el número entero positivo que equivale al número total de protones en un núcleo del átomo. Se suele representar con la letra Z. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo.  Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico.

Molécula:

Es un conjunto de átomos unidos unos con otros por enlaces fuertes. Es la expresión mínima de un compuesto o sustancia química, es decir, es una sustancia química constituida por la unión de varios átomos que mantienen las propiedades químicas específicas de la sustancia que forman. 

Configuración electrónica:

La configuración electrónica de un átomo es una designación de la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales, en las capas principales y las subcapas.

K=19= electrones número atómico  1S 2  2S2  2P6  3P6  4S1

Subniveles: s, p, d, f orbitales 1.3.7 átomos cuentan electrones 2,6, 10, 14

Silicio

Si= 14= 1S2  2S2  2p6  3S2  3p2

Configuración electrónica estándar: el único subnivel que queda incompleto es el último.

Ar 18 4S2 configuración electrónica condensada

Ne 10   3D2  3P2

Ni=28=  1S2  2S2  2P6  3S2  3P6  4S2  3D8

Se busca el gas noble último para realizar la condensada

Ar18  Es2  3D8 configuración electrónica condensada

Bloque “s” los 2 primeros grupos que empiezan con el hidrogeno terminan en un subnivel “s “

Del 3 al 12 bloque “d” desde el escandio al cinc

Del 13 al 18 comienza con el boro hasta gases nobles corresponden al grupo “p”

Bloque separado del lantano al bloque “f”

Metales alcalinos grupo 1 : sodio potasio los más importantes  son los mas reactivos mucho mas fácil de combinar con los demás elementos.

El único metal que se encuentra en estado liquido es HG

Propiedad química: facilidad que tiene de combinarse con los otros

Los elementos del campo 2: metales alcalinotérreos: son ligeramente duros, conductores de electricidad son menos reactivos que los metales alcalinos los mas importantes calcio y magnesio.

Del grupo 3 al 12 elementos de metales de trancsicion buenos conductores de electricidad son el hierro, cobre, niquel, plata y el oro.

Del 13 al 25 son metales con menor reactividad entre los metales de este grupo el mas importante son el aluminio y el plomo

Existen dos grupos especiales lantánidos y actiniodos son llamados elementos de trancicion interna de gran abundancia en la corteza terrestre en la minería dentro están los elementos radioactivos uranio, actinio se lo conocen elementos de periodo porto y útil

Metales y no metales casi a  l final tienen puntos de fusion (cambian de solido a liquido) densidad baja en los no metales es muy bajo , carbono, yodo , azufre, bromo en estado liquido.

Los metales malos conductores de calor o electricidad. Dentro de la clasificacion de los no metales están :

1 Halogenos: fluor , cloro, bromo, yodo , astato(F, CL ,BR, I, AT)

2 Familia anfígenos: oxigeno, selenio , azufre , telurio(O, SE, S,TE)

En español se deriva el oxigeno como la propiedad que tiene para formar gases y acidos

3 Famuilia nitrogenoides: el principal elemento es el hidrogeno. Nitrogeno, fosforo, arcenico, antimonio(N, P, AS, SB)

4 Familia carbonoides: la carbono , germanio , silicio(C, GE, SI)

El elemento principal al carbono para la química orgánica

1.     Realizar la configuracion electronica de los siguientes elementos.

P =15 = 1S2  2S2  2P6  3S2  3P3  bloque “p”

As= 53= 1S2  2S2  2P6 3S2  3P6  4S2  3D10  4P3 bloque “p”

AL= 13= 1S2  2S2  2P6  3S2  3P1  bloque “p”

Au=79= 1S2 2S2 2P6  3S2  3P6  4S2  3D10  4P6  5S2  4D10  5P6  6S2  4F14  5D10 bloque d”  

Br=35= 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2 3D10 4P5 bloque “p”

2.     Realizar la configuracion electronica condensadas de los sigueintes elementos.

Fe= 26=Ar=18= 4S2 3D6  3 al 12 bloque “d”

CL=17= NE=10= 3S2 3P5  13 al 18 bloque “p”  

Ce=58=XE=54=6S2 4F2  bloque f separado del lantano

CD=48=KR=36=5S2 4D10 bloque “d” 3 al 12

SC=21=AR=18= 4S2 3D1   bloque “d” 3 al 12

Enlaces químicos

Es un proceso quimico responsable de las interacciones entre atomos, moleculas e iones que tiene como estabilidad en los compuestos diatónicos y poliatomicos.

Enlaces químicos metálicos

Es la unión o conjunto enlace entre un atomo y un numero de valencia.

Los atomos se agrupan de forma muy orbital unos a otros, lo que produce estructuras compactas.

Enlace metalico el acercamiento de 2 atomos cuando se van uniéndose van separando los electrones se ponen alrededor de los 2 atomos como nubes.

Enlaces covalentes

Se define como unión del electrones del ultimo nivel

Características:

1.     Se presenta solido liquido y gasesoso

2.     Malos conductores de electricidad

3.     Son solubles o solventes

4.     Insolubles o insolventes polares

H2O tiene una molecula de aga y 2 de hidrogeno

Enlace quimico ionico

Unión de atomos:

1 frecuentemente electropositivo

1 frcuente electronegativo

1 de los atomos capta elctrones del otro

Li                +                   f=                   li f

1S2 2S1          1S2 2S2 2P5          1S2 1S2 2S2 P6

ANION FLUORURO

 Para leerlo se necesita configuracion electronica

Clasificación:

Iones: ation (carga electrónica positiva generalmente no metales)  y anion (carga eléctrica negativa ation tien debiendo electrones)

(CLO)^-1 y valencias negativas hipo clofito

(CLO)^-2 clorito

(CLO)^-3 clorato

(CLO)^-4 iperclorato

Enlaces por puente de hidrogeno

El hidrogeno hace la unión

H₂O  2 atomos de hidrogeno y 1 atomo de agua

Metales valencia fija:
monovalentes trabajan con 1 sola valencia +1

NH₄ el hidrogeno no va aquí porque es formador de compuesto

NA, K, RB, CS, FR, LI, AQ

No metales = valencia negativas -1

Metales= valencias postivas +1

Permite la formulación de composiciones lo elementos necesitan del hidrogeno

Divalentes +2

BE,CA,RA, SR, BA, CD, MG, ZN

Trivalentes +3

AL, GA, GD,SC, Y

Boro y bismuto son metaloides

Tetravalentes +4

Cilicio y carbono son no metales

Hablar de no metales no se habla de grupo sino de familia el oxigeno -2 y en excepción -1 este elemento es formulario de compuestos

Familia 3 se pueden formar con las valencias de la familia 1 para estudio

1 compuesto es la unión de elementos

1 caracteristica que tienen los compuestos es la formula

H2O molecula de agua 2 atomos de hidrogeno y 1 de oxigeno

H⁺¹  +   O^-2                     H₂O

Al momento de intercambiar que estan a la parte superior se ponen en la parte inferior y no se toma en cuenta los signos.

Existen diferentes tipos de compuestos:

Binario 2 elementos

Terciario 3 elementos

Cuaternarios 4 elementos especialmente las sales

 

                                       M+O      =         Oxido básico

Compuestos             cada elemento se llama reactivo y lo que se obtiene producto

= Binarios                        NM+O               Oxido acido o anhidrido

                                       1 reactivo + otro reactivo serian binarios

 Metales de valencia fija

Monovalentes +1                   Divalentes +2            Trivalentes +3           Tetravalentes +4

NA                                           BE                                        AL                          OS

K                                              CA                                        GA                         IR

RB                                           RA                                        GD

CS                                            SR                                         SC

FR                                            BA                                        Y

LI                                             CD                                        IN

AQ                                           MG

NH4                                         ZN

Pentavalantes +5                    Hexavalentes+6

TA                                                 W

                                                       U

                                                      MO

METALES DE VALENCIA VARIABLE

1-2      1-3      2-3       2-4           3-5        2-3-6          2-3-4-6-7

CU        AU       FE        PB            V          CR                MN

HG       TL        CO        PT

                                        PD

NO METALES

FAMILIA 1                      FAMILIA 2                        FAMILIA 3                            FAMILIA 4

HALOGENOS              ANFIGENOS               NITROGENOIDES                 CARBONOIDES

(1,3,5,7)                      (2,4,6)                            (1, 3, 5, 7)                         (4)

BR, I, CL, F(1)             SE, S, TE, O (-2)          N, P, AS, SB                           C (2,4), SI, GE

Reglas de formulación:

Oxigeno siempre trabaja con valencia -2 a excepción de los peróxidos valencias -1

Siempre que se puede se simplifica a excepción de los peróxidos

Cuando escribimos los elementos para formular con la valencia 

Primero están los positivos

Nomenclatura 

existen 3 tipos de nomenclatura

N. Tradicional Oxido básico: se usa oxido

Hidracidos : hidracidos

Hidruros: hidruro

N. tradicional : palabra grupo funcional

N. stock (I) (II)  (III)

N. sistematica: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta

A los variables se usa oso e ico oso a los menores  ico a los mayores

Compuestos binarios 

Oxidos:

son compuestos binarios formados por la combinacion de un elemento y el oxigeno. Hay 2 clases de oxidos basicos y oxidos acidos (anhidridos)

Oxido básico 

son compuestos binarios formados por la combinacion de un metal y el oxigeno

Compuestos binarios metal + oxigeno

SR⁺²  + O^-2                      SR O 

oxido de estroncio      NT 

oxido de estroncio (II)  N. STOCK

Monoxido de estroncio  N.S.

FE³ + O^-2                      FE₂ O₃

Oxido férrico  N.T

Oxido de hierro (III)  N. STOCK

Trióxido de dihierro N.S

W ⁶+ O^-2                     WO₃

Oxido de wolframio

Oxido de walframio (VI)

Trióxido de wolframio

Oxido acidos o anhidridos

BR ¹+  O^-2 = B_R2_O   anhídrido hipobromoso/ oxido de dibromo

BR ³+  O^-2 =BR₂O₃   anhidrido bromoso / trióxido de dibromo

BR ⁵+  O^-2=BR₂O₅  anhidrido brómico / pentaoxido de dibromo

BR ⁷+  O^-2=BR₂O₇  anhidrido perbromico / heptaoxido de dibromo

Peroxidos

lo podemos considerar como oxidos mas oxigeno del que corresponde por la valencia de este elemento 

nunca se simplifican

Ba² + O^-2 = BaO + O^-1 = BaO₂ dióxido de bario / peróxido de bario

MgO₂= peróxido de mercurio/ dióxido de magnesio

compuestos binarios hidrogenados

Hidruros

metales mas el  hidrogeno siempre tendra valencia 1 

Mg² + H^-1 = MgH₂  hidruro de magnesio / hidruro de magnesio (II)/

                                        dihidruro de magnesio

Cr⁶ + H^-1 = CrH₆  hidruro cobaltoso / hexahidruro de cromo

GaH₃   hidruro de galio (III)

Hidracidos

no metales trabajan solo con la valencia de la familia 

H⁺¹ + Br^-1 = HBr bromuro d ehidrogeno / acido brómico

H⁺¹ + S^-2 = H₂S Se seleniuro de dihidrogeno / acido selenhidrico

Compuestos especiales

NH3  amoniaco / trihidruro de nitrogeno

BH3  borano

AsH3 arsina

SbH3 estibina

PH3 fosfina

GrH4 germano

SiH4 silano / tetahidruro de silano

CH4 metano 

Sal binaria

Metal + no metal

El no metal valencia fija de la familia

Na⁺¹ + Cl^-1  = Na Cl  cloruro de sodio

Fe⁺³  + S^-2 = Fe₂ S₃ sulfuro férrico

TlBr  bromuro talioso

Utilizan la terminacion uro en metals se usa oso – ico

Compuestos ternarios

Hidroxidos

Son compuestos formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH). Su formula general es   M(OH)_x

El OH tendra valencia -1.

Al³ + (OH)^-1 = Al (OH)₃  hidroxido de aluminio/ hidróxido de aluminio III

                                                 Trihidroxido de aluminio

TL¹+ (OH)^-1 = Tl(OH)   hidroxiido talioso/  hidróxido de talio I

                                              Monohidroxido de talio

Zn² + (OH)^-1 = Zn (OH)₂ hidroxido de zinc/ hidróxido de zinc II

                                                   Dihidroxido de zinc 

Oxaxidos

son compuestos ternario formados por no metal, oxigeno e hidrogeno. Se obtiene a partir del oxido acido o anhidrido correspondiente sumandole una molecula de agua.

familia 1( 1 molecula de agua)

111 hipo.....oso

112 oso

113 ico

114 per.....ico

familia2 (1 molescula de agua)

 212 hipo....oso

213 oso

214 ico

familia 3 

112 meta.... oso

113 meta..... ico

425 piro....oso

427 piro....ico

313 orto.....oso

314 orto.....ico

meta ( 1 molecula de agua)

piro (2 moleculas de agua)

orto(3 moleculas de agua)

familia4

213 meta....ico

414 orto....ico

P₂O₃ + H₂O = HPO₂ acido metafosforoso

P₂O₅ + 2H₂O = H₄P₂O₇ acido pirofosfórico

P₂O₃ + 3H₂O = H₆P₂O₆ = H₃PO₃ acido ortofosforico

Si no se pueden simplificar los 3 no se simplifican 

Sales ternarias:

Es la combinacion de un oxaxido y un hidroxido cambiamos el "oso" por "ito" y el "ico" por "ato".

HBrO                       +                            Al (OH) ₃ =                            Al (BrO)₃ + H₂O

 acido hipobromoso               hidroxido de aluminio   hipobromito de aluminio

H₂(SO₄)                       +                        Mg (OH)₂ =                          Mg(So₄) + H2O

acido clorico                           hidroxido ferrico                   clorato ferrico

H₄P₂O₇                       +                  Os(OH)₄ =                                 Os(P₂O₇)+H₂O

acido forsforico                     hidroxido de osmio               pirofosfato de osmio     

LOS CUARTENARIOS

            Compuestos formados por 4 elementos

·       Sales oxidales acidas:

·       Sales oxidales básicas

·       Sales oxidales mixtas

·       Sales oxidales dobles

            Son aquellos compuestos que además del catión 

y del anión, llevan iones óxidos o iones hidroxilo. Se nombran de manera similar a otros tipos de sales, cuidando de intercalar la palabra óxido, según corresponda, precedida del prefijo numérico cuando sea necesario. Si partes del ácido sulfúrico (H2SO4) y sólo sustituyes uno de los hidrógenos por un catión metálico, obtienes una sal cuaternaria: KHSO4 ó NaHSO4.

·            Nomenclatura

·         Sales Cuaternarias: Estas sales se forman por cuatro elementos un metal, un no metal un ion   hidroxilo y oxígeno.

           

Fórmula

·         Co(OH)NO3 Hidroxi nitrato de Cobalto( )Hidróxido Nitrato de Cobalto .

·         Bi(OH)2NO3 Nitrato Dihidróxido de Bismuto( )Dihidroxi nitrato de Bismuto.

·         VOSO4 Sulfato Óxido de Vanadio (IV)o Oxi Sulfato de Vanadio(IV)

·         Pt(OH)NO3 Nitrato Hidróxido de Platino (II)Hidroxi nitrato de Platino(II)

Deberes

EJERCICIO 1 

1.- PERÓXIDO DE MERCURIO (II): ___________Hg2O2_________________

2.- PERÓXIDO DE ORO (I): ______________Au O2_________________________

3.- DIÓXIDO DE ESTRONCIO: _________Sr2 O2________________________

4.- DIÓXIDO DE DILITIO:______________Li O2___________________

5.- PERÓXIDO DE RADIO: __________Rd O2________________________

EJERCICIO 2 COMPLETA LA TABLA

FORMULA	N.SISTEMATICA	N.STOCK	N. TRADICIONAL
AuH3	Tetrahidruro de oro	Hidruro de oro III	Hidruro de oro
LiH	Hidruro de litio	Hidruro de litio I	Hidruro litioso
PbH2	Dihidruro de plomo	Hidruro de plomo II	Hidruro plomoso
AgH	Hidruro de plata	Hidruro de plata	Hidruro platonoso
Pb3	Trihidruro de fosforo	Hidruro de fosforo II	Fosfina
CH4	Tetrahidruro de carbono	Hidruro de carbono IV	Metano
AsH3	Trihidruro de arsenico	Hidruro de azufre	Hidruro arsénico

 EJERCICIO 3

Identifique de que tipo son los siguientes Óxidos y nómbrelos:

NO2 = ANHIDRIDO    y se nombra    DIOXIDO DE NITROGENO

Cl2O7 = ANHIDRIDO  y se nombra  HEPTAOXIDO DE DICLORO

I2O5 = ANHIDRIDO  y se nombra   PENTAOXIDO DE DIYODO

SO = OXIDO BASICO y se nombra  OXIDO DE AZUFRE

TeO2 =  OXIDO BASICO y se nombra DIOXIDO DE TELURIO