Unidad 1 Introduccion a la Qca

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QUÍMICA
Materia 
Propiedades de la materia
Estructura atómica
Tabla periódica
Configuración Electrónica
La química es una ciencia que está presente 
en nuestra vida cotidiana “nos acompaña” en 
todas las actividades que realizamos
Definición
Se define como el estudio de la materia, los 
cambios que ella experimenta y las 
variaciones de energía que acompañan a 
estos cambios
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La Química es una ciencia experimental, 
estudia los materiales que constituyen el 
universo y los cambios que dichos 
materiales experimentan.
MATERIA: Ocupa espacio, tiene volumen, masa, peso.
Se percibe por los sentidos.
CUERP0: Porción limitada de materia.
SISTEMA MATERIAL: Porción del universo, formada 
por sustancias, dotada de masa que se aísla para su 
estudio. 
SUSTANCIA: Forma de materia que tiene una 
composición definida. 
Propiedades distintivas.
Pueden ser elementos o compuestos.
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Una sustancia es una clase de materia 
cuya composición tiene propiedades físicas 
y químicas características.
Una mezcla es la reunión de 
dos o más sustancias que 
permanecen en contacto, 
sin que entre ellas ocurra un
reacción química.
Una reacción química es un proceso 
durante el cual una o varias sustancias se 
transforman en otras diferentes.
Sustancia:
Una sustancia es una forma de materia que
tiene una composición constante, definida y
propiedades distintivas.
Ejemplos: agua, amoniaco, azúcar, oro,
oxígeno, etc.
Las sustancias difieren entre sí por su
composición y se pueden identificar por su
aspecto, olor, sabor etc.
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PROPIEDADES DE LA MATERIA
Propiedades Extensivas: Depende de la cantidad 
de materia considerada: Volumen, Longitud, Masa, 
Peso.
Propiedades Intensivas: No depende de la cantidad 
de materia: Densidad, Color, Textura, Sabor, 
Punto de Ebullición, Punto de Fusión
Transformaciones de la materia
Transformaciones físicas: modifican 
algunas propiedades de la materia pero no 
su composición química, es decir que las 
sustancias no se transforman en otras.
Por ejemplo : cortar un papel en pedacitos
Transformaciones químicas o reacciones:
provocan una modificación en la composición 
química de la sustancia, dando lugar a la
formación de otra diferente.
Por ejemplo: quemar ese papel
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Estados de la Materia
La materia puede presentarse en los tres 
estados:
SÓLIDO: - Moléculas unidas en distribución 
organizada.
- Presenta forma y volumen propio.
LÍQUIDO: - Moléculas muy cercanas entre sí.
- Presenta volumen constante y 
adquieren la forma del recipiente que lo 
contiene.
GASEOSO : - Moléculas separadas 
distancias muy grandes.
- Moléculas en libre movimiento. 
- No presentan forma ni volumen 
definido, adoptan la forma del volumen 
del recipiente que lo contiene. 
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SISTEMAS MATERIALES:
Es una porción de materia que se ha 
seleccionado para su estudio.
Clasificación : 
* Homogéneos
* Heterogéneos
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SISTEMAS HOMOGÉNEOS Y 
HETEROGÉNEOS
Sistemas homogéneos:
son aquellos que 
presentan las mismas 
propiedades 
en todos los
puntos de 
su masa. 
Por ej: agua
Sistemas 
heterogéneos: 
presentan distintas 
propiedades por lo 
menos en dos puntos 
de su 
masa.
Por ej: 
aceite y 
agua. 
FASES Y COMPONENTES DE
UN SISTEMA
Fase (f) :es toda porción homogénea dentro de un 
sistema heterogéneo, separada de otra por una 
superficie límite llamada interfase. Los sistemas 
homogéneos están constituidos por una fase y los 
heterogéneos por dos o más.
Componente (n): es la sustancia que constituye un 
sistema. Tanto para homogéneos como para 
heterogéneos, el número de componentes puede 
ser igual o mayor que 1.
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SISTEMAS MATERIALES
. Sustancia pura simple 
HOMOGÉNEOS compuesta
Soluciones Diluidas
Concentradas
Saturadas
Sobresaturadas
Dispersión Grosera
HETEROGÉNEOS Mezclas Dispersión fina
Coloides 
�ÁTOMO
�ESTRUCTURA ATÓMICA
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MOLÉCULAS: Constituidas por átomos 
enlazados mediante fuerzas. 
ÁTOMOS: Son las unidades más pequeñas de 
una sustancia.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: 
Protones (p+)
Electrones (e-) 
Neutrones (nº)
MODELOS ATÓMICOS 
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Estructura de Átomo
Se diferencian dos zonas:
- Zona nuclear: donde se encuentran los protones (p+) y los 
neutrones (nº)
- Zona extranuclear: donde se encuentran los electrones (e-), 
girando en órbitas definidas alrededor del núcleo
Número Atómico (Z)
Número de protones en el núcleo de cada 
átomo de un elemento. En un átomo neutro, 
también indica el número de electrones 
presentes en el átomo.
Indica también el número de orden en la 
tabla periódica 
Z = n° de p+
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Número Másico (A): 
Número total de protones y neutrones 
presentes en el núcleo de un átomo de un 
elemento.
A= num p+ + num nº 
num nº = A – p+ 
� Nº entero
� A= protones + neutrones
� Nº entero
� Z= protones=electrones
� Todo átomo es 
eléctricamente neutro
� NUMERO MASICO A � NUMERO ATOMICO Z
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VEAMOS UNOS EJEMPLOS:
A=46 A= 18 
Z=15 Z= 7
p+= ? p+=?
e- = ? e-=?
nº= ? nº= ?
A= 33 p+= 14
p+= 12 nº= 7
Z= ? A= ?
e-= ? Z= ?
nº= ? e-=?
Isótopos:
Átomos que tienen el mismo 
número atómico (Z), pero diferente 
número másico (A). 
Ejemplo:
Hidrógeno H11 Deuterio H
2
1 Tritio H
3
1
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Radioisótopos
Son átomos que liberan radioactividad, 
tienen en su núcleo más de 83 protones, 
haciéndolo inestable y liberando 
radiaciones.
Por ejemplo: uranio, polonio
Atomicidad :
La Atomicidad es el subíndice que 
acompaña a cada átomo en una molécula 
e indica la cantidad de veces que dicho 
átomo se encuentra presenta en la 
misma.
Ejemplo: AlCl3 formado por 1 átomo de 
aluminio por cada 3 átomos de cloro.
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Configuración Electrónica
Forma en la que se distribuyen los e-
en los orbitales de un átomo en su 
estado fundamental.
Principios:
*Principio de mínima energía: Los e-
ocupan los orbitales en orden creciente 
de energía (desde el más cercano al 
núcleo).
* Principio de exclusión de Pauli:
Cada orbital acepta 2 e- como máximo, con 
spines contrarios (Spin: giro del e-)-
* Regla de Hund: 
• Un orbital no debe completarse hasta que no 
haya un e- en todos los orbitales del 
subnivel.
* Orden de llenado de Aufbau o Regla de 
las diagonales: los e- se van ubicando en los 
orbitales comenzando por el de menor energía.
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Números cuánticos
� Son parámetros que caracterizan los 
electrones de un átomo. 
� Describen la ubicación de los 
electrones en los orbitales 
disponibles.
� Se denominan: 
� Principal n
� Azimutal o Secundario l
� Magnético ml
� Spin ms
Número cuántico principal
Permite designar el número de nivel de 
energía.
Identifica el espacio donde hay mayor 
probabilidad de encontrarlos.
Número cuántico 
principal (n) : 
1,2,3,4,etc
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Número cuántico secundario o azimutal
Indica el subnivel de energía dentro de cada nivel y 
describe la forma de los orbitales.
� Indica subnivel donde podemos encontrar al e-
� Se nombran con números o letras: s,p,d,f,g
� El número de 
Subniveles es igual
Al valor de n
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� Indica los orbitales dentro de cada subnivel 
donde puede encontrarse en e-
� En cada orbital caben 2e-
� s= 1 orbital:0
� p= 3 orbitales: -1,0,1
� d= 5 orbitales: -2,-1,0,1,2
� f= 7 orbitales: -3,-2,-1,0,1,2,3
NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO
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Número cuántico de spin o ms
Representa el sentido del giro del 
electrón sobre su propio eje.
Puede tomar dos valores posibles : +1/2 
y -1/2 , que representan los dos 
sentidos opuestos de giro del electrón.
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Resumiendo:
� Los números cuánticos permiten 
conocer el nivel y subnivel de energía 
en el que se halla el electrón,
� Cuál es la zona donde es más 
probable encontrarlo,
� La forma del orbital,
� El sentido de giro sobresu eje.
TABLA PERIÓDICA
� -La Tabla Periódica Moderna está 
relacionada con la configuración 
electrónica de los elementos.
� -Se encuentran los 109 elementos 
químicos conocidos : tanto los 92 que se 
encuentran en la naturaleza como como los 
obtenidos por síntesis.
� -La mayoría de los elementos son metales, 
16 son no metales y 8 son metaloides
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TABLA PERIODICA DE 
ELEMENTOS
MENDELEIEV -1869
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Relaciones periódicas entre los 
elementos 
Las propiedades de los 
elementos están relacionadas con 
su configuración electrónica y con 
su posición en la tabla periódica 
Ley periódica: 
“Las propiedades de los 
elementos varían en función de sus 
números atómicos 
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Elementos Químicos:
Son sustancias puras, constituidas por 
un tipo de átomos. No se pueden 
descomponer en otras más simples 
mediantes cambios químicos. 
Ejemplos: sodio, aluminio, carbono, 
azufre 
Metales 
Propiedades Físicas:
� Buenos conductores del calor y electricidad.
� Sólidos a temperatura ambiente (excepto Hg, Cs, 
Ga).
� Poseen brillo y color característico.
� Son maleables (se convierten el láminas).
� Son dúctiles (pueden estirarse en hilos).
� Maleables (pueden laminarse)
Propiedades Químicas:
� La capas externas contienen pocos electrones, 3 o 
menos.
� Forman cationes, iones positivos por pérdida de 
electrones.
� Forman compuestos iónicos con no metales.
� Estado sólido caracterizado por enlace iónico. 
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No Metales 
Propiedades Físicas:
� Malos conductores del calor 
� y la electricidad.
� Sin brillo metálico. 
� Se presentan en los tres estados.
� Frágiles en estado sólido.
� No son dúctiles.
Propiedades Químicas:
� Las capas externas contienen 4 o más electrones 
(excepto H2 y He ).
� Forman aniones, iones negativos, por ganancia de 
electrones (excepto Gases Nobles).
� Forman compuestos iónicos con metales (excepto 
Gases Nobles).
Metaloides: 
Son aquellos elementos que se 
encuentran alrededor de la «escalera» que 
separa mentales de no metales.
Presentan propiedades intermedias entre 
metales y no metales.
Por ejemplo: arsénico, antimonio, boro
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� Malos conductores del calor y electricidad
� Son monoatómicos
� Inactividad química, prácticamente no se 
combinan con otros elementos
� Algunos están presentes en la atmósfera en baja 
proporción
GASES NOBLES O INERTES
� Los elementos se organizan en :
Grupos: son las columnas verticales (18)
Períodos: son las filas horizontales (7)
Los elementos se clasifican en: - Metales
- No Metales
- Metaloides
- Gases Nobles
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Clasificación según configuración electrónica:
* Elementos representativos: del grupo IA al VIII A
- Grupo IA: Metales Alcalinos
- Grupo IIA: Metales Alcalinotérreos
- Grupo VIIA: Halógenos
- Grupo VIIIA: Gases Nobles
* Elementos de transición: del grupo IB al VIIIB 
* Elementos de transición interna: dentro del grupo IIIB 
-Lantánidos: en el período 6
-Actínidos: en el período 7 
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Propiedades Periódicas
Radio Atómico:
Distancia que existe entre el centro del 
núcleo de un átomo y su nivel u órbita 
electrónica más externa.
Radio Iónico:
Si un átomo de un metal pierde e-, origina que el 
núcleoRadio IónicRadio Iónico:
Si un átomo de un metal pierde e-, origina que el 
núcleo atraiga con más fuerza a los e- originando 
un catión de menor tamaño del que proviene.
A mayor número de e- que se pierden, menor es 
el radio iónico 
o:
Si un átomo de un metal pierde e-, origina que el 
núcleo atraiga con más fuerza a los e- originando
Radio Iónico:
Si un átomo de un metal pierde e-, 
origina que el núcleo atraiga con más 
fuerza a los e- originando un catión de 
menor tamaño del que proviene.
A mayor número de e- que se pierden, 
menor es el radio iónico 
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Electronegatividad:
Capacidad de un átomo de atraer con 
más fuerza y por más tiempo el par de 
electrones compartidos en una unión 
covalente.
EJERCITACIÓN:
� Elija un elemento de la tabla periódica. Indique del 
mismo:
1. Símbolo
2. A y Z
3. Cantidad de protones, neutrones y electrones
4. Grupo y período al que pertenece
5. Clasificación dentro de la tabla
6. Configuración electrónica
7. ¿ el electrón de su último nivel se encuentra 
apareado?
8. ¿ qué relación encuentra entre la configuración 
electrónica y su posición en la tabla?
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UNIONES QUIMICAS
Atracción entre átomos que 
origina la formación de una 
molécula
Atracción que ejercen las 
moléculas entre sí
UNIONES QUÍMICAS
• * Unión iónica o electrovalente
• * Unión covalente
• * Unión intermoleculares
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� Moléculas :
� La molécula es la menor porción de la sustancia.
� Puede existir libre y conserva sus propiedades físicas y químicas . 
� Se encuentra formada por dos o más átomos. Puede ser:
� Monoatómicas: Na, K, C
� Simples Diatómicas: O2, H2, Cl2
� Poliatómicas: S8, P4 
� Compuestas Formadas por muchos átomos de diferentes 
� elementos
� H20, H2SO4 (ácido sulfúrico), 
� NH3 (amoníaco)
ION
Un Ión es un átomo o conjunto de átomos que 
presentan carga eléctrica.
Cationes (iones positivos): átomo que pierde 
electrones. Por ej. Na+, K+
Aniones (iones negativos):átomo que gana 
electrones. Por ej. Cl- anión cloruro, (SO4)-2 
anión sulfato
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ENLACES QUÍMICOS
Los átomos se combinan para 
alcanzar una configuración electrónica mas 
estable, la cual se logra cuando un átomo es 
isoelectrónico, es decir, se parece a un gas 
noble.
ELECTRONEGATIVIDAD
� Capacidad de un elemento para atraer electrones 
hacia sí mismo adoptando configuración estable.
� Es específica para cada elemento
� A mayor valor mayor tendencia a atraer e-
� Se relaciona con el radio atómico del elemento
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ENLACE IÓNICO
Se presenta entre dos elementos con mucha 
diferencia de electronegatividad, entre metales y 
no metales. Para que el enlace se produzca, los 
átomos deben transformarse en iones.
Catión: ión con carga eléctrica positiva, resultado 
de la pérdida de electrones por ionización del 
átomo neutro. Metales alcalinos y alcalinotérreos
Anión: ión con carga eléctrica negativa, resultado 
de la ganancia de electrones por ionización del 
átomo neutro. Halógenos y O2
La fuerza electrostática que une a los iones en un 
compuesto iónico se denomina enlace iónico
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ENLACE COVALENTE
En este enlace se comparten los electrones. 
Se presenta entre dos no metales, ya que tienen 
poca diferencia de electronegatividad.
Se sigue la regla del octeto excepto con el H2, 
para llegar a los 8 electrones de valencia. Al 
compartir los e cada átomo completa su octeto.
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Covalente común 
Enlaces simples: se comparten un par de electrones en 
la unión de dos átomos. Ej Cl2
� Enlaces dobles: cuando se comparten dos pares de 
electrones
� Enlaces triples: cuando se comparten tres pares de 
electrones
Covalente apolar
Se da entre elementos con la misma electronegatividad y los 
electrones son atraídos de igual manera por ambos núcleos. Por 
ejemplo las moléculas de elementos biatómicos: Cl2, O2, Br2
Covalente polar
Los electrones no son atraídos de la misma manera por ambos 
núcleos, y pasan más tiempo cerca del núcleo más electronegativo. 
Esta diferencia de atracción genera un dipolo permanente en la 
molécula. Por ej. La unión entre el cloro y el hidrógeno
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COVALENTE COORDINADA O DATIVA
�El par de electrones que se comparte es 
aportado por uno de los átomos.
�El átomo que aporta el par de e- : : dador
�El átomo que recibe e-: aceptor
�Se indican con flechas
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COMPARACIÓN ENTRE ENLACES IÓNICOS Y
COVALENTES
Iónico
*Entre átomos con gran 
diferencia de 
electronegatividad
*Resultan iones 
independientes
*entre un metal y un no 
metal
*Estos compuestos se 
ionizan
Covalente 
*Entre átomos de poca 
diferencia de 
electronegatividad
*Se comparten 
electrones
*Los átomos pierdensu
Independencia
*Entre dos no metales
*Estos compuestos no 
se ionizan
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ENLACE METÁLICO
�Enlace entre metales, especialmente del 
grupo 1y 2 
�Enlace fuerte
�Los e- de valencia se comparten 
colectivamente, así dichos electrones 
pueden moverse por toda la red formando 
una nube de electrones
FUERZAS MOLECULARES
� Fuerzas intramoleculares: mantienen juntas 
a los átomos de una molécula. Son más 
fuertes
� Fuerzas intermoleculares: fuerzas de 
atracción entre las moléculas. Son más 
débiles.
En general los puntos de ebullición de las 
sustancias refleja la magnitud de las fuerzas 
intermoleculares que actúan entre las moléculas
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Fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der 
Waals
Hay 3 tipos:
- Fuerzas dipolo-dipolo: las moléculas polares se 
atraen entre sí
- - Fuerzas de London: son características de 
moléculas apolares. Por ej. El hidrógeno o el 
oxígeno.
- -Puente de hidrógeno: se forma cuando un átomo 
de hidrógeno, interacciona con un par de electrones 
no compartidos
PUENTE DE HIDRÓGENO