EL CONCEPTO DE MOL Y SUS APLICACIONES (UNIDAD 7)

MOL: Un Mol es 6,023 10 23 unidades.
Este número también es conocido como el número de Avogadro
Así el mol pasa a ser una forma adecuada de medir cantidades de partículas de la química.

PESO ATOMICO
El Peso Atómico de un elemento ( A r ) es la masa de un mol de átomos de tal elemento expresada gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de átomos
1 mol de átomos = N átomos = peso atómico (gramos/mol)

EL MOL DE MOLECULAS
Con la hipótesis de Avogadro, se puede generalizar que:
Un mol de moléculas de cualquier gas medido en TPE ocupa un volumen de 22,4 Litros.
Recién hemos definido que la masa expresada en gramos de un mol de átomos es el Peso Atómico.

PESO MOLECULAR
El Peso Molecular ( M r ) de una sustancia es la masa de un mol de moléculas de tal sustancia expresada en gramos.
Sus unidades de medidas serán por consiguiente gramos / Mol de moléculas
1 mol de moléculas = N moléculas = peso molecular Mr (gramos/mol)

CALCULO DEL PESO MOLECULAR
Generalizando, si una Sustancia tiene por Fórmula AaBbCc........
A nivel submicroscópico su molécula está formada por a átomos de A, b átomos de B y c átomos de C etc...
y a nivel macroscópico el mol de moléculas está formada por a moles de átomos de A, b moles de átomos de B y c moles de átomos átomos de C etc... y de allí que el Peso Molecular se calcule con la siguiente fórmula.
Mr AaBbCc........ = a * Ar A + b * Ar B + c * Ar C +........
Ejemplo:
¿Cuánto vale el Peso molecular del Cloroformo CHCl3?
Mr CHCl3 = 1 *12 + 1 * 1 + 3 * 35,5 = 119,5 g/mol

PROPIEDADES INTENSIVAS:
Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor no depende del tamaño del mismo, es decir son independientes de la masa del sistema.

PROPIEDADES EXTENSIVAS:
Son aquellas propiedades del sistema cuyo valor sí depende del tamaño del mismo, es decir son dependientes de la masa del sistema.
La composición de un sistema expresada en % en peso es una magnitud INTENSIVA.
Una magnitud intensiva debe poder calcularse con una relación independiente del tamaño del sistema.
% Elemento = (Atomicidad Elemento A r Elemento / M r Sustancia )*100
Ejemplo:
% C = ( 1 * 12 / 16 )100 = 75 %
% H = ( 4 * 1 / 16 )100 = 25 %

LA ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES.
Un sistema gaseoso se encuentra en un estado definido cuando, además de precisarse la naturaleza del gas, se conocen tres de las siguientes cuatro variables:
n = Número de moles, V = Volumen, P = Presión y t = temperatura.
Para comenzar el estudio de las relaciones es conveniente definir el Volumen Molar
Volumen Molar = V = V / n (L/mol)

Ley de Boyle : Volumen Molar vs. Presión
Ley de Charles: Volumen Molar vs. Temperatura
Ambas leyes se pueden agrupar en una sola expresión:
(V P) /( n T) = k1 k2 = R = 22,4 (L)*1 (atm) /1 (mol)* 273,16 ( °K) = 0,082 (L atm / mol °K)
Esta relación corresponde a la a Ecuación de Estado de los Gases Ideales cuya expresión más común es :
PV = n R T donde R = 0,082 (L atm / mol °K)

MÉTODO DE DETERMINACIÓN DEL PESO MOLECULAR
La determinación experimental del valor de Mr es de fundamental importancia cuando no se conoce la fórmula de alguna sustancia. Si la sustancia se puede evaporar podemos aplicar la ecuación anterior pero para calcular el Peso Molecular.
Mr = densidad P,T RT / P


DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES
Mostraremos a continuación la forma sistemática de determinar las fórmulas empíricas y las moleculares haciendo uso de los conceptos de Ar y Mr.

ANALISIS QUÍMICO àFORMULA EMPIRICA à FORMULA MOLECULAR
Composición % Relación en el número de Átomos Número Exacto de átomos
Los datos de composición de un compuesto entregados por el Análisis Químico a la forma de composición porcentual de los elementos, es por lo general, el punto de partida. Como ya hemos establecido éstas magnitudes son de tipo Intensivas. Sin embargo, para poder calcular el número de moles de átomos, que es esencialmente de tipo extensivo, es preciso trabajar con un sistema de tamaño definido y adecuado a los datos y cálculos. Esto es, nos damos una Base de Cálculo (B.C.),por lo general 100 g. de la Sustancia, y así trabajamos con masas determinadas de los diferentes elementos.
Ejemplo: Dada la composición en % que se indica y Ar C =12 y Ar H =1
Fórmula Empírica
En la molécula, el número de átomos de H es el doble que el número de átomos de C.
Esto equivale decir que la fórmula empírica es CH2. Además
Mr " Empírico = 12*1+1*2= 14 (g/FE)

Fórmula Molecular
La Fórmula Molecular indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento en la molécula. Esa cantidad exacta de átomos debe mantener la proporción observada en la fórmula empírica, por lo tanto, la fórmula Molecular debe ser (CH2 )m donde m es un número entero por determinar.
Si m = 1 Mr CH2 = 14 * 1 (g/mol)
Si m = 2 Mr ( CH2 ) 2 = 14 * 2 (g/mol)
Si m = 3 Mr ( CH2 ) 3 = 14 * 3 (g/mol)
Si m = m Mr ( CH2 ) m = Mr Empírico * m (g/mol)
m = Mr / "Mr" Empírico
Si el problema de ejemplo continúa: la sustancia es un gas a 90 °C y 1 atm y en estas condiciones tiene una densidad de 2,82 (g/L). Es la información requerida para el cálculo de Mr y de allí calcular m.
Recordamos la relación para calcular Pesos Moleculares experimentalmente:
de la Ecuación de estado de los Gases Ideales obteníamos:
densidad P,T = Mr P / R T y de allí :
Mr = densidad P,T RT / P
Mr = 2,82 (g/L) 0,082 ( L atm/mol °K) 363,16 °K / 1 atm = 83,97 (g/mol)
m = Mr / Mr Empírico = 83,97 ( g/mol ) / 14 ( g /F.E ) = 5,99 = 6
Por lo tanto la Fórmula Molecular, también conocida como Real o Verdadera es :
( CH2 )6 = C6 H12

PROPIEDADES FISICOQUIMICAS DE LAS SUSTANCIAS PURAS (unidad 6)

Los tipos de enlaces, la direccionalidad de éstos, los rasgos eléctricos y otras características moleculares determinan las propiedades fisicoquímicas de las sustancias.
La fortaleza del enlace está dada por la energía necesaria para romper el enlace y ésta a su vez es directamente proporcional a la energía de estabilización o energía liberada cuando el enlace se forma.
Así se concluirá que el enlace covalente es el más fuerte, lo sigue el iónico y finalmente el metálico que es el más débil.

MOLECULAS GIGANTES

Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema. Se representan estos sistemas por su fórmula empírica.
Hay tres grandes tipos de moléculas gigantes, las de enlace iónico, las de enlace covalente y las de enlace metálico.

COVALENTES TRIDIMENSIONALES

Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación. Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen.
Sus temperaturas de fusión son muy altas (miles de°C)

COVALENTES BIDIMENSIONALES
Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones. Los mismos conceptos de infusibilidad e insolubilidad que para las mallas trididimensionales pero no así en lo que se refiere a la dureza pues las fuerzas de atracción entre las mallas bidimensionales es débil. Por esa razón estas sustancias son blandas en el sentido del desprendimiento de las mallas.
El ejemplo típico es el Carbono en su forma de grafito en que los C están hibridizados sp2.

COVALENTES UNIDIMENSIONALES
Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.
Existen dos tipos:
Los homopolímeros que repiten unidades iguales (-A-A-A-A-A-A-; -(A)- n).
Los copolímeros que repiten unidades distintas (A-B-A-B-A-B- ; (-A-B-) n).
En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor antrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.
Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.
IONICAS.
En estas moléculas gigantes los átomos están unidos por enlaces iónicos. Es decir son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas. La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -. Cuando los iones son complejos, con grandes diferencias de tamaños o la proporción entre ellos no es simple, los arreglos son complicados y son materia de estudio de la Cristalografía que hace uso de las técnicas de difracción de rayos X para resolver estas situaciones.
Son estructuras de temperatura de fusión elevadas, alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico. En estado sólido o cristalino, donde los iones se encuentran atrapados no conduce la corriente eléctrica, pero sí la conducen en estado fundido.
Estas estructuras pueden ser solubilizadas, aunque no siempre, mediante solventes con moléculas polares como el caso de agua. Las moléculas del solvente rodean los iones apuntando sus fracciones de carga al ión de carga opuesta. Así los iones solvatados son separados al debilitarse el enlace iónico. De ésta forma los iones disueltos (móviles) constituyen partículas para el flujo eléctrico.

METALICAS
Corresponde al caso de los metales. Los átomos metálicos, al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones deslocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.
Puntos de fusión medianamente altos.
La naturaleza de movilidad del enlace metálico confiere a los metales su blandura, es decir los convierte en dúctiles y maleables.
La movilidad de los electrones se traduce en la capacidad de conducción de la corriente eléctrica y también es responsable de la conductividad térmica.
MOLECULAS CONVENCIONALES O SUSTANCIAS MOLECULARES
Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituida la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.
Estos sistemas no conducen la corriente eléctrica en ningún estado físico y también son malos conductores del calor.

FUERZAS INTERMOLECULARES
Van der Waals:
Tipo molecular: apolar
Magnitud: débil.
Fenómeno: polarizabilidad electrónica.
Solubilidad: solvente apolar.
Punto de fusión y ebullición: muy bajos.

Atracción dipolo-dipolo:
Tipo molecular: polar
Magnitud: mediana.
Fenómeno: polaridad molecular permanente
Solubilidad: solvente polar.
Punto de fusión y ebullición: bajos

Puente de hidrogeno:
Tipo molecular: X – H (X= F.O,N)
Magnitud: fuerte.
Fenómeno: polaridad permanente localizada.
Solubilidad: solvente polar.
Punto de fusión y ebullición: medianos.

UNIDAD Nº 5 EL ENLACE QUIMICO

Es fuerza que une a los átomos para formar las moléculas.
Siendo un proceso de estabilización por interacciones electrónicas donde cada átomo trata de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. cumpliendo la "regla del octeto".
La energía de estabilización se denomina también la energía de enlace y corresponde además de la energía liberada cuando se forma el enlace a la energía necesaria para romper el enlace.

TIPOS DE ENLACES Y POLARIDAD DE LOS ENLACES

ENLACE IONICO: es la unión que se establece entre dos átomos de electronegatividades muy distintas, en el cual ocurre una transferencia de uno o más electrones, generalmente desde un elemento metálico hacia otro no metálico. En este tipo de enlace un átomo cede electrones, quedando con carga positiva, y el otro átomo capta electrones, quedando con carga negativa.

ENLACE COVALENTE: es un tipo de unión atómica que se caracteriza porque lo átomos enlazante comparten electrones, formando ambos un octeto. Las sustancias con enlaces covalentes son, por lo general, insolubles en agua, no conducen la corriente eléctrica y presentan puntos de fusión mas bajos.
Dentro de este enlace se distinguen dos tipos:

Enlace covalente Apolar:

Se da entre átomos de igual electronegatividad. En este tipo de enlace no hay polaridad en los átomos, es decir, ambos átomos tienen igual carga y atraen a los electrones con igual fuerza.

Enlace covalente polar:

Se da entre átomos que presentan electronegatividades muy similares. Se le denomina enlace covalente polar porque al producirse la unión entre átomos de electronegatividades similares, se establece una zona donde se concentra una mayor densidad electrónica, generándose por consiguiente un polo positivo y otro polo negativo. Por lo tanto, la zona que pertenece al átomo con mayor electronegatividad es polo negativo y la del átomo con menor electronegatividad será el polo positivo, originándose así una molécula polar.
Estos tipos de enlace se pueden representar por el método grafico de Lewis.

EL ENLACE QUÍMICO Y LA MECANICA CUANTICA

La Mecánica Cuántica contempla la combinación matemática de las funciones de ondas de orbitales atómicos para dar orbitales moleculares ( pertenecen a la molécula). La combinación produce dos orbitales moleculares.
La suma de funciones atómicas da un orbital molecular enlazante donde se sitúa la pareja de electrones con spines opuestos, mientras que la diferencia de funciones atómicas genera un orbital molecular antienlazante marcado por fuerzas de repulsión en donde la mayor estabilidad se alcanza cuando los átomos están separados a gran distancia. En este orbital los electrones se encuentran con spines paralelos. Corresponde al proceso de ruptura d el enlace.

TIPOS DE UNIONES

Combinación de orbitales atómico.
Unión sigma (combinación de orbitales S)
Orbital Molecular enlazante con superposición de orbitales atómicos sobre línea inter nuclear
Unión pi (combinación de orbitales P)
Orbital Molecular Enlazante con superposición de orbitales atómicos fuera de línea inter nuclear.

TIPOS DE ENLACES Y UNIONES

GEOMETRÍA MOLECULAR

LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

Experimentalmente se conoce la orientación espacial de los electrones por la difracción de rayos X, para hacer concordar la información experimental con aspectos teóricos se ha visto la necesidad de formular un modelo de reordenamiento posicional de los orbitales atómicos. Esta formulación de orden matemático se conoce como hibridación de los orbitales atómicos
Existen diferentes formas de hibridación y la forma que en definitiva adopte un átomo decidirá la orientación espacial de sus orbitales y por consecuencia la GEOMETRIA MOLECULAR .

CRITERIOS PARA DECIDIR LA HIBRIDACIÓN
Multiplicidad de los enlaces: esto es cuántas uniones pi deben formarse. Para cada unión pi un átomo debe disponer un orbital p.

Dos uniones pi obligan a un átomo a tener 2 orbitales p, o sea que, la hibridación debe ser sp.
Una unión pi requiere un orbital p. Por lo tanto el átomo puede tener hibridación sp o sp2,pero no sp3 (esta no tiene orbitales p). La ambigüedad se resuelve mediante el siguiente criterio complementario.

Repulsión de parejas de electrones: Las parejas de electrones, ya sean enlazante o bien no enlazante, se repelen por tener igual carga. Entonces el criterio obliga a dar el máximo ángulo de separación a todas las parejas de electrones.

LA FORMACION DE LAS MOLECULAS

La formación de los iones o bién alcanzar ciertos estados de oxidación hay que observarlo como un proceso asociado entre distintos átomos y que conduce a la formación de las moléculas de las diferentes Sustancias Puras. Las fórmulas (atomicidades) de aquellas moléculas puede deducirse teniendo en cuenta el estado de oxidación de los iones estabilizados y fundamentalmente la necesidad que la estructura molecular resultante sea eléctricamente neutra. La atomicidad de un elemento se obtiene tomando en primer término el valor absoluto del estado de oxidación del átomo del otro elemento y viciversa, luego aquellas atomicidades se simplifican, de ser posible, llegándose a las definitivas

LA FORMACIÓN DE LOS IONES

Las propiedades periódicas recién estudiadas y sus variaciones en el ordenamiento del Sistema Periódico apuntan a un hecho de singular importancia para el comportamiento químico de los distintos elementos. Esta es la situación de estabilidad, sinónimo de baja energía, de los sistemas electrónicos de los gases nobles. Estos sistemas tienen sus orbitales comprometidos, completos de electrones. La circunstancia que las moléculas de gases nobles son monoatómicas son la prueba de tal estabilidad, es decir, los átomos de los gases nobles no realizan intercambios electrónicos ni para formar iones ni para unirse con otros átomos pues sus configuraciones electrónicas son estables.

Tal concepto es reafirmado y a la vez explica el comportamiento de los átomos de los otros elementos. Estos realizan transferencias electrónicas para formar iones o formar moléculas de tal forma de alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano. El tener niveles o subniveles electrónicos completos de electrones caracteriza el comportamiento de intercambio electrónico de los átomos de los distintos elementos.

Es así que los atomos ganan o pierden determinadas cantidades de electrones para completar niveles o subniveles alcanzando ciertas cargas eléctricas o estados de oxidación.
A continuación se señalan los estados de oxidación para átomos de elementos de presencia más corriente en un ordenamiento de grupos que, en parte, recuerda al del Sistema Periódico.

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

La repetición de las configuraciones electrónicas y la consiguiente conformación de un sistema de períodos y grupos es el fenómeno de carácter periódico más relevante. Sin embargo, hay otras propiedades atómicas importantes afectadas de carácter periódico.

El RADIO ATOMICO (R.A.)

Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón periférico.

El siguiente gráfico muestra elocuentemente la variación periódica del Radio Atómico al avanzar el Número Atómico en los elementos. Se observa que los picks de mayor Radio Atómico corresponde a los metales alcalinos.

EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro. Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa. En consecuencia la magnitud de la Energía de Ionización se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.


LA ELECTROAFINIDAD ( E . A .)

Es la Energía que se libera cuando un átomo libre y neutro capta un electrón .
Mientras más cercano al nucleo, el electrón periférico es atraído con mayor fuerza y viciversa . En consecuencia la magnitud de la Electroafinidad se comporta en forma inversa a la del Radio Atómico.

LA ELECTRONEGATIVIDAD ( E. N.)

La Electronegatividad es una magnitud que engloba tanto al P.I como a la E.A. y, en consecuencia, es proporcional a ambas. De la misma forma que las magnitudes anteriores se comporta en forma inversa al Radio Atómico

LA ELECTROPOSITIVIDAD ( E . P .)

La Electropositividad es una magnitud de sentido inverso de la E. N.
Mide la tendencia a formar iones positivos o bien la capacidad de perder, ceder o repeler electrones.

ORBITAL
ZONA DE ALTA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA

La Ecuación de Schorodinger se aplica al átomo de Hidrógeno y se resuelve obteniendo expresiones para y y E del tipo trigonométricas. En estas expresiones aparecen los denominados números cuánticos n, l, y m cuyas combinaciones se asocian a zonas de alta probabilidad de encontrar el electrón u orbitales.


LOS NUMEROS CUANTICOS, SU SIGNIFICADO,
SUS VALORES Y REGLAS DE COMBINACIÓN
n = Número cuántico principal.
Se asocia al tamaño y energía de los orbitales. Puede tomar valores infinitos.
Son: 1,2 3,4,..............a (Es el mismo n del átomo de Bohr)

l = Número cuántico secundario
Se asocia al tipo o forma de los orbitales y toma los valores de n.
Son: 0, 1, 2, 3,......... (n-1)
s p d f
Cada uno de los cuatro primeros valores se asocian respectivamente a las letras que se indican.
m = Numero cuántico magnético.
Se asocia con la orientación espacial de los orbitales y toma la cantidad de valores correspondiente a 2l +1
-1, 0, 1

s = Numero cuántico de spín electrónico.
Se asocia al giro del electrón sobre su eje y solo puede tomar 2 valores, +1/2 y -1/2.
GRÁFICOS DE ORBITALES




Los orbitales px , py y pz


Los 5 orbitales d


Los 7 orbitales f

LA ENVOLTURA DE LOS ATOMOS (UNIDAD 3)

A = Amplitud de la onda (La mayor oscilación respecto de la posición de equilibrio)
c = velocidad de propagación de la onda (cm/ seg.)
λ = long. de onda (lambda) desplazamiento del frente de onda en un ciclo (cm)
T = Período (tiempo de un ciclo) (seg)
v = frecuencia (nu) = 1/T seg –1 = ciclos/seg = Hertz
Ecuación fundamental λ = c·T

Un fenómeno asociado a la naturaleza de las ondas es la interferencia. Esto significa que si las ondas se encuentran en una misma fase, se suman sus amplitudes, en cambio si se encuentran desfasadas las amplitudes se anulan y la amplitud resultante podría ser nula.

El fenómeno de la difracción de las ondas es una clara manifestación de la propiedad de interferencia de las ondas. Los ribetes de claridad y oscuridad que acompañan la sombra de los bordes de la hoja de afeitar son consecuencia del fenómeno de la difracción y prueban la naturaleza ondulatoria de la luz.

EL ESPECTRO CONTINUO DE ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS
Al incidirlas ondas electromagnéticas sobre un prisma es posible separar las componentes según sus distintas frecuencias.



Algunos experimentos cruciales:
a) El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno



Según Ridberg la frecuencia de las señales está dada por la relación:
n = R H ( 1 / n2 - 1 / m2 ) RH = 109.677 cm –1
n y m enteros
b) El efecto fotoeléctrico



Según a física moderna la energía es de carácter discontinuo y se presenta en forma de pequeños paquetes de energía llamados cuantos, cuantas o fotones. De esta manera la energía de una onda electromagnética esta determinada de forma proporcional a la frecuencia de esta.

ECUACIÓN DE MAX PLANCK
ENERGÍA DE UN FOTÓN = h v
h = Constante de Planck = 6,62 10 -27 erg. seg

EL ATOMO DE HIDROGENO DE BOHR
1) Orbitas circulares
2) Momento angular = m e v r = n h / 2·pi n = 1,2,3........infinito

ESTUDIO DE LOS ATOMOS (unidad 2)

átomos:

partículas llamadas átomos; son estudiados por la química, que surgió en la edad media y que estudia la materia.

Para comprender los átomos, cientos de científicos han anunciado una serie de teorías que nos ayudan a comprender su complejidad. Durante el renacimiento, la química fue evolucionando; a finales del siglo XVIII se descubren los elementos y en el siglo XIX se establecen leyes de la combinación y la clasificación periódica de los elementos y se potencia el estudio de la constitución de los átomos.

EL MODEL ATOMICO DE THOMSON

Joseph John Thomson (1856-1940) fue un físico británico; nació cerca de Manchester, estudio en Owens College y en el Trinity College de la universidad de Cambridge, aquí enseño matemáticas y física, fue profesor de física experimental en el laboratorio de Cavendish y rector de Trinity College. También fue presidente de la sociedad Real y profesor de filosofía natural de la institución regia de Gran Bretaña.

Según su modelo el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones. Esto explicaba que la materia fuese eléctricamente neutra pues en los át

omos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa.

Calculo la relación entre la carga y la masa de los átomos realizando un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y por uno magnético; esto llevo a Thomson a suponer que las partículas que formaban los rayos catódicos no eran átomos cargados, sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatomicas a las que llamo electrones.

EL MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD

Ernest Rutherford (1871-1937) nació el 30 de agosto en Nelson, Nueva Zelanda y estudio en la universidad de Nueva Zelanda y en la de Cambridge. Fue profesor de física en la universidad de McGill de Montreal, Canadá, y en la de Manchester en Inglaterra. Se convirtió en director del laboratorio Cavendish en la universidad de Cambridge y mantuvo una cátedra en la institución real de Gran Bretaña en Londres.

Su experiencia consistió en bombardear con partículas alfa una fina lamina de oro, la partícula alfa atravesaban la lamina y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc; resulto que mientras que la mayoría de las partículas la atravesaban sin desviarse o solo desviándose en poco ángulos, este hecho hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño, esta parte positiva fue llamada núcleo.

Rutherford poseía información sobre la masa, el tamaño y la carga del núcleo , pero no tenia información acerca de la distribución o posición de los electrones.

En su modelo, los electrones se movían alrededor del núcleo; pero observo una contradiccion: el electrón del átomo de Rutherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular, por tanto debería emitir radiación electromagnética y esta causaría la disminución de la energía, así que debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo.

EL MODELO ATOMICO DE BOHR

Niels Bohr (1885-1962) nació en Copenhague el 7 de octubre; era hijo de un profesor de fisiología, y estudio en la universidad de Copenhague donde alcanzo el doctorado en 1911 donde ese mismo año fue a la universidad de Cambridge para estudiar física nuclear con J.J Thomson pero pronto se transladó a la universidad de Manchester para trabajar con E. Rutherford.

Bohr aplico por primera vez una hipótesis a la estructura atómica, todo llevo a formular un nuevo modelo que superaba al modelo atómico de Rutherford.

Se aplicaba de la siguiente manera:

-El electrón tenia ciertos estados definidos estacionarios del movimiento que le eran permitidos, cada uno de estos estados tenia una energía fija y definida.

-Cuando un electrón estaba en uno de esos estados no variaba, pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.

-En cualquier estado, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.

-Los estados de movimiento electrónico eran aquellos en los cuales el movimiento angular del electrón era un múltiplo entero de h/2 X 3´14

-Aplicando esta hipótesis se resolvía la dificultad de átomo de Rutherford:

el electrón al girar alrededor del núcleo no iba perdiendo energía, sino que se situaba en uno de los estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón solo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado a otro.

La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía de electrón libre.

NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES.

A Carga
S
Z X (atomicidad)

NÚMERO ATÓMICO = NÚMERO DE PROTONES = Z
NÚMERO MÁSICO = NÚMERO DE PROTONES + NÚMERO DE NEUTRONES = A
CARGA ELECTRICA = NÚMERO DE PROTONES - NÚMERO DE ELECTRONES


Ión: Átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente.
Ión Negativo: (Catión) Número de electrones mayor al de protones
Ión Positivo: (Anión) Número de electrones menor al de protones

Isótopos: son átomos de igual Z pero distinto A.
Isóbaros: son átomos de distinto Z pero igual A

1 unidad de masa atómica, 1 (u.m.a.), equivale a 1/12 de la masa del átomo de 12C.

1 unidad de masa atómica prácticamente coincide con la masa de un protón o de un neutrón.
1 (u.m.a.) = 1, 67 . 10 - 24 ( g ).

Modelo Atómico

Las leyes fundamentales recién estudiadas demuestran que las moléculas a su vez están formadas por otras partículas aún más pequeñas. Estas nuevas partículas se denominan átomos y deben poseer las siguientes cualidades:

1.- Los átomos son partículas, que mediante fuerzas denominadas enlace químico, se unen para formar las moléculas.

2.- Cada elemento tiene un átomo característico, es decir, de tamaño y masa determinados. Existen tantos tipos de átomos como de elementos. (Los Elementos son aquellas Sustancias que mediante Símbolos se presentan en el Sistema Periódico)

3.- Si los átomos se presentan solitarios, o bien unidos del mismo tipo, se trata de moléculas de un Elemento. Si los átomos se presentan unidos, de distinto tipo, se trata de molécula de un Compuesto.

4.- Un Cambio Químico es un reordenamiento de átomos

Con esta visión más profunda de los aspectos estructurales de la materia (modelo atómico) se comprenden categorías aún mas finas de los sistemas materiales, esta vez en relación a las Sustancias Puras. Estas se subdividen en compuestos (moléculas constituidas por distintos tipos de átomos) y elementos (moléculas constituidas por un mismo tipo de átomo).

Análisis de Sustancias Puras: corresponde al denominado Análisis Químico.

Análisis Químico Cualitativo Este comprende la separación e identificación de los elementos que forman un compuesto.
Análisis Químico Cuantitativo Este comprende la medición de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.

El método más importante para separa elementos d su compuesto es la electrolisis.

Nomenclatura Química

Un átomo de un Elemento se representa por su Símbolo

Una molécula de una Sustancia Pura se representa por su Fórmula

El número de átomos del elemento se indica con un subíndice después del Símbolo y se llama Atomicidad.

Un reordenamiento de átomos de un cambio Químico se representa por su Ecuación

El número de partículas idénticas se indica delante de la fórmula con el Coeficiente Estequiométrico

Ley de volúmenes de combinación de gases (Gay Lussac): Los volúmenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presión y Temperatura, están en relación de números enteros.

Hipótesis O Principio De Avogadro

En volúmenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual número de moléculas.

La Presión que ejercen las moléculas al chocar con las paredes del recipiente depende:

1) de la magnitud de los Impactos = masa x velocidad

2) del número de Impactos (proporcional al número de moléculas)

Avogadro razona:
Si las temperaturas son iguales, las magnitudes de los impactos son iguales (m v = m’v’, la molécula liviana se mueve rápido y la pesada se mueve lento) y si las presiones son iguales, el número de Impactos (número de moléculas) son iguales.

La Hipótesis de Avogadro no sólo explica los experimentos de Gay Lussac y permite conocer la fórmula de las moléculas de gases simples, sino que permite, pesando volúmenes iguales de diferentes gases medidos en iguales condiciones de P y T donde hay igual número de átomos, establecer la primera relación de masas de los diferentes átomos.
Estos pesos permitieron las relaciones de la Ley de las Proporciones Recíprocas, que junto a otras reglas, permitieron conocer la masa relativa de otros átomos como los de elementos metálicos.

Avogadro, cuando presentó su hipótesis en 1811, era un joven desconocido y su aporte no fue reconocido sino hasta el 1858 cuando la fuerza de lo verdadero se impuso. Medio siglo de masiva dependencia intelectual y carencia de espíritu crítico, situación incomprensible e inaceptable entre quienes se supone hacen la Ciencia.

Química

La Química es parte de la Ciencia que estudia la obtención, las propiedades y la transformación de las Sustancias Puras y los sistemas que ellas forman.

SISTEMAS MATERIALES (UNIDAD 1)

Modelo Estructural Molecular de las Sustancias Puras

1 .- Un cierto tipo de partículas, llamadas moléculas, invisibles y que poseen cualidades que veremos a continuación, nos permiten comprender el concepto de Sustancia Pura.

2.- Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma.

Materia

Es todo lo que posee masa, y ocupa un lugar en el espacio.

- Sistema Material

Porción de materia que se aisla para su estudio.

- Sistema Homogéneo

Es aquel sistema que en todos los puntos de su masa posee iguales propiedades físicas y químicas (mismas propiedades intensivas). No presenta solución en su continuidad ni aun con el ultramicroscopio:

1 . Sustancia Pura

Sistema homogéneo con propiedades intensivas constantes que resisten los procedimientos mecánicos y físicos del análisis.

- Simples

Sustancia pura que no se puede descomponer en otras. Esta formada por átomos de un mismo elemento.

- Compuesto

Sustancia pura que se puede descomponer en otras. Esta formada por átomos de diferentes elementos.

2- Solución

Sistema homogéneo constituido por dos o más sustancias puras o especies químicas.

- Soluto

Sustancia en menor abundancia dentro de la solución.

- Solvente

Sustancia cuyo estado físico es el mismo que el que presenta la solución.

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS

DESTILACIÓN

EXTRACCIÓN POR SOLVENTE

CRISTALIZACIÓN

- Sistema Heterogéneo

Es aquel sistema que en diferentes puntos del mismo tiene distintas propiedades físicas y quimeras (distintas propiedades intensivas). Presenta solución en su continuidad (superficie de separación).

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEOS

FILTRACIÓN

FILTRACIÓN SIMPLE

FILTRACION CON SUCCIÓN O DE VACÍO

DECANTACION

CENTRIFUGACIÓN

SUBLIMACIÓN

DISOLUCIÓN

TAMIZACIÓN