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Diapositivas Unidad I

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Se presenta el contenido de la Unidad I de la Unidad Currícular Química I para los Programas de Ingeniería Mecánica, industrial y Civíl de la Universidad Nacional Experimental Francisco de Miranda.

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Diapositivas Unidad I

  1. 1. El ÁTOMO Y LA MOLÉCULA
  2. 2. Estructura del Átomo El átomo es una partícula de tamaño submicroscopico y constituye toda la materia (elementos químicos). Se encuentra conformado por: • El núcleo: es la parte central del átomo, en el podemos encontrar dos tipos de partículas: los protones, partículas cargadas positivamente y los neutrones que son partículas que no poseen carga alguna; ambas son las responsables de la masa del átomo. • Los orbitales: según el modelo atómico actual los orbitales se definen como los lugares donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón, los cuales poseen carga negativa y se mueven en orbitas más o menos elípticas de acuerdo al nivel energético; los electrones juegan un papel muy importante en lo relativo a las propiedades de un elemento.
  3. 3. Número Atómico • El número de protones que se encuentra en el núcleo se denomina número atómico y se designa con la letra “Z” y es el parámetro de organización actual de los elementos en la tabla periódica. Número Másico • La masa del átomo se concentra en el núcleo, formado por protones y neutrones, la suma de ambos recibe el nombre de número de masa y se le designa con la letra “A”. Por ejemplo: El átomo de Na libre en la naturaleza contiene 11 protones y 12 neutrones; lo que significa que su Z=11 y su A= 23.
  4. 4. Notación Isotópica • Los núcleos de los átomos de un elemento en particular tienen el mismo número atómico, sin embargo pueden tener diferentes números de masa; esto se debe a que hay átomos de un elemento químico que si bien los núcleos tienen el mismo número de protones, pueden tener diferente número de neutrones. A estos átomos con diferente número de masa e igual número atómico, se le conoce con el nombre de Isótopo.
  5. 5. Niveles de Energía. Números Cuánticos Cada átomo tiene igual número de electrones y protones si se encuentra en su estado basal, en función de ello se describen cuatro números cuánticos: Número cuántico principal (n): • son números enteros que describen el nivel de energía principal que tienen un electrón. Puede ser: n= 1, 2, … Número cuántico secundario (l): • Designa el subnivel o clase especifica de orbital atómico que puede ocupar el electrón, es decir denota la forma de la región espacial que ocupa el electrón, tomando valores desde 0 hasta (n- 1). Puede ser: l=0, 1,2, … (n-1), es decir s, p, d y f Número cuántico magnético (ml): • Indica la orientación espacial del orbital atómico que ocupa un electrón. Puede ser desde +l hasta –l, ambos inclusive. Número cuántico de spín (ms): • Los electrones giran en forma distinta existiendo dos posibilidades: una en un sentido y otra en el sentido contrario formando un campo magnético que favorezca su proximidad. Puede tener sólo los valores de +1/2 ó -1/2
  6. 6. Formas de Orbitales
  7. 7. Configuración Electrónica y Principio de Aufbau • La configuración electrónica es la distribución de los electrones en los orbitales atómicos de un elemento. El ordenamiento sigue un principio de construcción o “principio de Aufbau”. Este principio nos permite ubicar los electrones a medida que aumenta el número atómico. Recordemos que el número atómico, Z, equivale al número de protones y por tanto también al número de electrones de un elemento en su estado basal. A medida que vamos agregando protones al núcleo, los electrones van ocupando niveles de mayor energía (más alejados del núcleo). • El principio de Aufbau o “regla de la lluvia” (por la semejanza que hacen las líneas descendientes con la lluvia), se muestra en la figura: Las letras s, p, d, y f representan diferentes tipos de orbitales. Por el principio de exclusión de Pauli, en cada orbital sólo puede haber un número máximo de dos electrones. Los superíndices que se muestran (s2, p6, d10, f14) indican el número máximo de electrones que pueden entrar a un determinado tipo de orbital.
  8. 8. Configuración Electrónica y Diagrama de Orbitales. Ejemplo • Realice la configuración electrónica del elemento potasio. Para realizar la configuración electrónica del potasio, se busca, en la tabla periódica, el símbolo del elemento y se halla el número atómico. El símbolo del potasio es K y el número atómico 19, por lo que su notación es 19K. Esto indica que el potasio tiene 19 protones en su núcleo, de modo que en estado neutro debe tener también 19 electrones, entonces: [K]=1s22s22p63s23p64s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Es muy común abreviar las configuraciones electrónicas, para ello se sustituye, la parte de la configuración que corresponde al gas noble inmediatamente anterior, por su símbolo. Por ejemplo, en el caso del potasio, el argón, es el gas que tiene configuración electrónica [Ar]=1s22s22p63s23p6. Se sustituye, y la configuración del potasio queda: [K]=[Ar]4s1. Lo anterior, muestra únicamente los electrones de valencia, los de mayor interés: que son el número total de electrones que hay en la ultima capa
  9. 9. Configuración Electrónica Se puede ver que la tabla periódica se separa en varios bloques según los orbitales de mayor energía de los elementos. Separación de la tabla periódica en bloques de elementos según el llenado de los orbitales de valencia s p d f
  10. 10. Tabla Periódica La tabla periódica moderna es un sistema de clasificación de los elementos químicos, que los ordena de acuerdo a sus propiedades, las cuales son una función periódica del número atómico. Este orden viene determinado por la distribución electrónica de los átomos. Los elementos que tienen el mismo número de electrones en el nivel energético más externo presentan propiedades similares. A estas propiedades las conocemos como propiedades periódicas. La tabla periódica se ordena de izquierda a derecha y de arriba abajo conforme va aumentando el número atómico (Z): • Las filas (horizontal), son los períodos. En los períodos el número atómico varía de uno en uno desde los metales, pasando por los semimetales, hasta culminar en los no metales. La tabla periódica se divide en 7 períodos. • Las columnas (verticales) son los grupos. En estos se encuentran los elementos con propiedades químicas similares. Los grupos están constituidos por elementos con el mismo número de electrones en su última capa (conocida como capa de valencia). Actualmente la tabla se organiza en 18 grupos, numerados del 1 al 18, aunque existen otras nomenclaturas anteriores que todavía se usan. En la nomenclatura antigua, se tiene que los grupos se identifican por un número romano y una letra, ya sea A ó B.
  11. 11. ALCALINOS ALCALINOTÉRREOS METALES DE TRANSICIÓN TÉRREOS CARBONOIDEOS NITROGENOIDEOS CALCÓGENOSO ANFÍGENOS HALÓGENOS GASESNOBLES LANTÁNIDOS O TIERRAS RARAS ACTINIDOS
  12. 12. Propiedades Periódicas
  13. 13. Radio Atómico • Como la nube electrónica de un átomo no tiene límite definido, el tamaño de un átomo no se puede precisar en una forma simple y única, por lo que existen varias formas de especificar el tamaño de los átomos dependiendo de la propiedad que se mida. • El radio metálico, se define como la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos adyacentes. • Para moléculas diatómicas, el radio covalente, se define como la mitad de la distancia entre los dos núcleos. 2rvdw 2rcov 2rmetálico
  14. 14. Radio Iónico • Se refiere al tamaño del átomo al quitar un electrón para formar un catión o al añadir un electrón al átomo para formar un anión. Energía de Ionización • Es la energía necesaria para quitar el electrón y llevarlo hasta una distancia infinita del núcleo
  15. 15. Afinidad Electrónica • Es el cambio de energía que acompaña a la adición de un electrón a un átomo gaseoso. Electronegatividad • La electronegatividad de un átomo es la capacidad de dicho átomo, en una molécula, de atraer los electrones hacia sí para formar un anión; de esta forma los no metales tienen más tendencia de atraerlos, en cambio los metales disminuyen esta tendencia.
  16. 16. RADIO ATÓMICO Periodo: Disminuye de izquierda a derecha Grupo: Aumenta de arriba hacia abajo RADIO IÓNICO Periodo: Disminuye de Izquierda a derecha Grupo: Aumenta de arriba hacia abajo ENERGÍA DE IONIZACIÓN Periodo: Aumenta de izquierda a derecha Grupo: Disminuye de arriba hacia abajo. AFINIDAD ELECTRÓNICA Periodo: Aumenta de izquierda a derecha Grupo: Disminuye de arriba hacia abajo. ELECTRONEGATIVIDAD Periodo: Aumenta de izquierda a derecha Grupo: Disminuye de arriba hacia abajo. Propiedades Periódicas
  17. 17. Enlaces Químicos Cuando las fuerzas eléctricas atractivas son lo suficientemente grandes para mantener unidos los átomos se dice que se ha formado un enlace químico. Los electrones de valencia son los responsables de formar los enlaces. Existen tres modelos de enlaces, los cuales permiten representar las interacciones electrostáticas entre los átomos enlazados, estos son:  Modelo de enlace iónico  Modelo de enlace covalente  Modelo de enlace metálico
  18. 18. Modelo de Enlace Iónico Se presenta cuando un metal que tiene baja electronegatividad se une con un no metal con alta electronegatividad, produciendo una apreciable diferencia de electronegatividad. Este enlace se forma cuando la diferencia de electronegatividad es igual o mayor a 2,0 con lo cual se puede predecir que el electrón del átomo menos electronegativo le transfiere los electrones de valencia al átomo más electronegativo. Debido a ello, uno de los átomos pierde electrones formando un catión y el otro gana electrones formando un anión, estableciéndose una fuerza electrostática que los enlaza y da origen a los compuestos iónicos. 2,0 3,3 ENLACE IÓNICO
  19. 19. Modelo De Enlace Covalente • Se produce por compartición de pares de electrones entre átomos de elementos no metálicos, los cuales tienen electronegatividades similares, produciendo una diferencia de electronegatividad que puede ser igual o superior a 0 pero menor a 1,9. de esta manera a diferencia del enlace iónico, no se forman iones, debido a que los electrones no se transfieren de un átomo a otro, por el contrario, se comparten. 0 1,9 ENLACE COVALENTE El enlace que se forma cuando los elementos no se comparten en forma equitativa, se le conoce como enlace covalente polar, en el se comparten de forma desigual los electrones generándose dos polos a través del enlace, donde el polo positivo está centrado en el átomo menos electronegativo. ENLACE COVALENTE PURO
  20. 20. Modelo de Enlace Metálico En este modelo los electrones de valencia actúan como una nube negativa que se desplaza a través de todo el sólido metálico. En el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos los sentidos
  21. 21. Regla del Octeto y Estructura de Lewis Los átomos interaccionan para modificar el número de electrones en sus niveles externos, en un intento de lograr una estructura electrónica similar a la de un gas noble de ocho electrones. Esta tendencia de los átomos por adquirir la configuración estable de ocho electrones en el nivel de energía más externo se le conoce como regla del octeto. Gilbert Newton Lewis desarrolló un modelo para su teoría , el cual consistía en un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos del átomo, y alrededor de éste se encuentran unos puntos que constituyen los electrones de valencia, a esto se le conoce como simbolo de Lewis. La estructura de Lewis es una combinación de simbolos de Lewis –con puntos- que representa la transferencia o compartición de electrones en un enlace
  22. 22. Regla del Octeto y Estructura de Lewis H O H O C O
  23. 23. Nomenclatura de Compuestos Químicos Inorgánicos • Óxidos Básicos: Son producto de la reacción entre un metal y el oxígeno metal + oxígeno → óxido básico 4 Na(s) + O2 (g) → 2 Na2O (s) Óxido de Sodio • Óxidos Ácidos o Anhídridos: Son compuestos producto de la unión entre un no metal y el oxígeno. Los números romanos en superíndice indican la valencia del elemento. no metal + oxígeno → óxido ácido o anhídrido 2 CII(s) + O2 (g) → 2 CO(g) CIV(s) + O2 (g) → CO2(g) Tradicional Stock Sistemática Óxido de Sodio Óxido de Sodio Monóxido de disodio Tradicional Stock Sistemática Anhídrido Carbonoso Óxido de Carbono (II) Monóxido de Carbono Anhídrido Carbónico Óxido de Carbono (IV) Dióxido de Carbono
  24. 24. • Hidruros Metálicos: Son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los metales. metal + hidrógeno → hidruro metálico 2Al + 3H2 → 2 AlH3 • Hidruros no metálicos: Son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los no metales. no metal + hidrógeno → hidruro metálico N2 + 3H2 → 2 NH3 Nomenclatura de Compuestos Químicos Inorgánicos Tradicional Stock Sistemática Hidruro de Aluminio Hidruro de Aluminio Trihidruro de Aluminio Tradicional Stock Sistemática Hidruro de Nitrógeno (Amoníaco) Nitruro de Hidrógeno Trihidruro de Nitrógeno
  25. 25. • Hidróxidos o bases: Se originan de la reacción entre un óxido metálico y el agua. óxido básico + agua → hidróxido o base Na2O (s) + H2O(l) → 2 NaOH(s) • Ácidos oxácidos: Se originan de la reacción entre un anhídrido y el agua. anhídrido + agua → ácido oxácido N2O5 (g) + H2O (l) → 2 HNO3 (ac) Nomenclatura de Compuestos Químicos Inorgánicos Tradicional Stock Sistemática Hidróxido de Sodio Hidróxido de Sodio Monohidróxido de Sodio Tradicional Stock Sistemática Ácido Nítrico Trioxonitrato (V) de Hidrógeno Ácido Trioxonitrico (V)
  26. 26. • Ácidos hidrácidos: La reacción entre un halógeno (F, Cl, Br, I) o un anfígeno (S, Se Te) con hidrógeno origina un ácido hidrácido. Estos ácidos se caracterizan por la carencia de oxígeno halógeno o anfígeno + hidrógeno → ácido hidrácido Cl2(g) + H2 (g) → 2 HCl (l) • Sales: existen varios tipos de sales: ácido oxácido + hidróxido → sal + agua H2SO4(ac) + 2 NaOH (ac) → Na2SO4 (s) + 2 H2O(l) Nomenclatura de Compuestos Químicos Inorgánicos Tradicional Cloruro de Hidrógeno o Ácido clorhídrico Tradicional Sulfato de Sodio
  27. 27. ácido + metal activo → sal + hidrógeno 3 H2SO4 (ac) + 2 Al (s) → Al2(SO4)3 (s) + H2(g)  óxido básico + ácido hidrácido → sal + agua Na2O (s) + 2 HCl(ac) → 2 NaCl(ac) + H2O(l) sal A + sal B → sal C + sal D NaCl (ac) + AgNO3 (ac) → NaNO3 (ac) + AgCl(s)  Nomenclatura de Compuestos Químicos Inorgánicos Tradicional Sulfato de Aluminio Tradicional Cloruro de Sodio Tradicional Nitrato de Sodio Tradicional Cloruro de Plata

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