QUÍMICA GENERAL UNIDAD 3

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Unidad iIi
Teoría atómica moderna
· Dalton (1803): Esfera sólida, compacta e invisible.
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 
3. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. 
4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
· Thomson (1904): Esfera de carga positiva, con los electrones distribuidos en número suficiente para neutralizar la carga positiva. 
El átomo está constituido por una masa positiva y en ella se encuentran incrustados los electrones negativos como “pasas en un pastel”, de manera que resulta eléctricamente neutro.
· Rutherford (1911): La mayor parte del átomo es vacío. Está constituido por un núcleo que concentra la carga positiva. Los electrones giran a su alrededor.
Propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, que llamó núcleo. 
· Bohr (1913): Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares. Bohr postuló que el electrón sólo puede ocupar ciertas órbitas de energía específicas. En otras palabras, las energías del electrón están cuantizadas. Un electrón en cualquiera de las órbitas permitidas no se moverá en espiral hacia el núcleo y, por lo tanto, no radiará energía.
· Schrödinger (1926): Los electrones se encuentran en orbitales, que son zonas en el espacio donde es probable encontrar al electrón.
Modelo atómico actual
Algunos de los postulados del modelo atómico actual son 
· El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo.
· No es posible predecir la trayectoria exacta del electrón alrededor del núcleo.
· Existen varias clases de orbitales que se diferencian por su forma y orientación en el espacio; así decimos que hay orbitales: s, p, d, f. 
· En cada nivel energético hay un número determinado de orbitales de cada clase.
· Un orbital atómico es la región del espacio donde existe una probabilidad aceptable de que se encuentre un electrón.
El electrón
Partículas con carga negativa
 La radiación es la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de ondas. Para investigar se utilizó un tubo de rayos catódicos, son dos placas metálicas y se conectan a una fuente de alto voltaje, la placa con carga negativa (cátodo) emite un rayo invisible. Este se dirige hacia la placa con carga positiva (ánodo) que pasa por una perforación y continúa su trayectoria hasta el otro extremo del tubo. Cuando dicho rayo alcanza la superficie, produce una fuerte fluorescencia. Debido a que los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga positiva y repelidos por la placa con carga negativa, deben consistir en partículas con carga negativa. Los rayos catódicos son atraídos por la placa con carga + (a) y son repelidos por la placa con carga – (b). Los rayos catódicos están constituidos por partículas con carga eléctrica negativa: ELECTRONES
Rayos x y radioactividad
Rayos X: rayos que no eran desviados de su trayectoria por un imán, no podían contener partículas con carga, como los rayos catódicos. Röntgen les dio el nombre de rayos X, por su naturaleza desconocida.
Radiactividad: describe la emisión espontánea de partículas o radiación. Desde entonces se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea. Marie Curie le otorgó este nombre.
Los rayos alfa (⍺) constan de partículas cargadas positivamente, se apartan de la placa con carga positiva. Los rayos beta (β), o partículas b, son electrones y se alejan de la placa con carga negativa. Un tercer tipo de radiación consta de rayos de alta energía, llamados rayos gamma (γ). Al igual que los rayos X, los rayos γ no presentan carga y no les afecta un campo externo.
Teoría cuántica
Planck descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o cuantos. 
Cuanto: La mínima cantidad de energía que se podía emitir (o absorber) en forma de radiación electromagnética.
Mecánica cuántica
Schrödinger sugirió que un electrón o cualquier otra partícula que posea propiedades de onda podrían ser descritos mediante una ecuación matemática denominada función de onda.
 La función de onda en sí no tiene un significado físico directo. Sin embargo, la probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio es proporcional a ψ2. Los estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan por un conjunto de números cuánticos con los que es posible construir un modelo comprensible del átomo.
El orbital atómico se considera como la función de onda del electrón de un átomo. Cuando decimos que un electrón está en cierto orbital, significa que la distribución de densidad electrónica, que se refiere a la probabilidad de encontrar un electrón en cierta región del átomo.
Dualidad onda-partícula
Es un fenómeno cuántico, muchas partículas pueden exhibir comportamientos típicos de ondas en unos experimentos mientras aparecen como partículas compactas y localizadas en otros experimentos, donde algunas partículas pueden presentar interacciones muy localizadas y como ondas exhiben el fenómeno de la interferencia.
Una onda se puede expresar como una alteración vibracional mediante la cual se transmite la energía. La longitud de onda es la distancia entre puntos iguales de ondas sucesivas. La frecuencia es el número de ondas que pasan por un punto particular en un segundo. La amplitud de la onda es la distancia vertical de la línea media de una onda a su cresta o a su valle.
Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con certeza el momento y la posición de una partícula simultáneamente.
Regla de Hund la cual establece que la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.
Números cuánticos 
Se utilizan para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y otros átomos, la mecánica cuántica precisa de tres números cuánticos, estos son: el número cuántico principal, el número cuántico del momento angular y el número cuántico magnético. Estos números se utilizan para describir los orbitales atómicos e identificar los electrones que están dentro. El número cuántico de espín es un cuarto número cuántico que describe el comportamiento de determinado electrón y completa la descripción de los electrones en los átomos.
Las energías de los orbitales De acuerdo con la ecuación: 
 La energía del electrón de un átomo de hidrógeno se establece sólo por su número cuántico principal. Así, las energías de los orbitales del hidrógeno aumentan en la siguiente forma.
Configuración electrónica 
Es la distribución de los electrones de un átomo entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas. 
El orbital es la descripción ondulatoria del tamaño, forma y orientación de una región del espacio disponible para un electrón. Cada orbital con diferentes valores presenta una energía específica para el estado del electrón.
Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales 
1. Los electrones ocupan los orbitales de forma que se minimice la energía del átomo. 
2. El principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener lo cuatro números cuánticos iguales. Esto significa que solamente dos electrones pueden ocupar el mismo orbital y que estos electrones deben tener espines opuestos.
3. Cuando hay orbitales con la misma energía, los electrones ocupan inicialmente estos orbitales de forma individual. Como resultado de esta regla, conocida como regla de Hund, un átomo tiende a tener tantos electrones desapareados como sea posible.
Enlacesquímicos
Regla del octeto y del dueto
 Los átomos interaccionan para modificar el número de electrones en sus niveles electrónicos externos en un intento de lograr una estructura electrónica similar a la de un gas noble. 
Todos los átomos tienen a adquirir la configuración del gas noble más cercano en la Tabla Periódica y lograr de esta manera su máxima estabilidad. Para esto se unen entre sí con el objeto de que todos tengan su última capa electrónica completa, con 8 electrones. Para lograrlo pueden: Perder electrones (metales); Ganar electrones (no metales); Compartir electrones 
Dueto: El La excepción son el hidrógeno y el helio completan su nivel con 2 electrones., en donde el nivel completo consiste en sólo 2electrones: Dueto.
Excepciones
· Octeto incompleto: el número de electrones que rodean el átomo central de una molécula estable es inferior a ocho. Enlace covalente coordinado se define como un enlace covalente en el que uno de los átomos cede los dos electrones.
· Moléculas con número impar de electrones: Las moléculas con número impar de electrones algunas veces se denominan radicales.
· Octeto expandido: compuestos en los que hay más de ocho electrones alrededor del átomo central. 
Clasificación los enlaces químicos
A los tipos de enlaces presentes en una substancia se deben las propiedades químicas y físicas de las sustancias. Un enlace químico puede ser: 
· Iónico
· Covalente 
· Metálico 
La posibilidad de predecir qué tipo de enlace químico se producirá entre 2 átomos dependerá de su electronegatividad. 
Electronegatividad La capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones, en un enlace químico. Podría pensarse como la capacidad de un átomo de competir por los electrones con los otros átomos a los que está unido. 
Propiedades periódicas 
Afinidad Electrónica: Es una medida de la variación de energía cuando un átomo neutro atrae un electrón para formar un ion negativo. Hace referencia a un átomo aislado, no formando un enlace. 
Energía de Ionización: Es la energía necesaria para extraer un electrón de un átomo neutro. Puede ser considerada como un tipo de propiedad en contra de la electronegatividad en el sentido de que una baja energía de ionización implica que un elemento da fácilmente electrones a una reacción, mientras que una alta electronegatividad implica que un elemento busca fuertemente tomar electrones en una reacción.
Teoría de lewisLewis 
Los átomos se combinan para lograr una lograr una configuración electrónica más estable. Los electrones de la capa más externa o de valencia, son juegan un papel fundamentales en el enlace químico. 
Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento.
Enlaces iónico
Es la fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico. Es el conjunto de fuerzas que mantiene unidos los átomos, iones, moléculas, cuando forman distintas agrupaciones estables. Ocurre cuando las diferencias de electronegatividades son grandes: Aproximadamente mayores a 2. Se caracteriza por la transferencia total de electrones desde un átomo a otro. Se forman cationes y aniones, ambos iones con la configuración de gas noble con alta estabilidad
Los átomos se unen porque siguen la tendencia a llegar al estado de energía mínima (más estable), esto indica que se forma un sistema energéticamente más favorable que el correspondiente a los átomos separado.
Por ejemplo, la reacción entre litio y flúor produce fluoruro de litio, un polvo blanco venenoso que se usa para disminuir el punto de fusión de la soldadura y en la fabricación de cerámica. 
Forman una estructura ordenada llamada estructura cristalina. Son sólidos a temperatura ambiente y son buenos conductores de la corriente eléctrica en solución acuosa.
Uniones metálicas
 Los electrones externos tienen libertad de moverse por la red cristalina tridimensional. Esto le otorga importantes propiedades: Conductividad eléctrica y térmica; Ductilidad; Maleabilidad; Brillo.
Cuando se unen átomos que tienen electronegatividades bajas y cercanas, ninguno de los átomos atrae con fuerza los electrones de la unión. Esto hará que los electrones externos se hallen en un estado relativamente libre, formando una red cristalina de cationes con electrones “libres” entre ellos. Se da en los metales puros y en las aleaciones. Los electrones no pertenecen a ningún átomo en particular, sino al cristal como un todo.
Enlace covalente
Es un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. El par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos.
 Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.
Una estructura de Lewis es una representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia. 
Tipos de enlaces covalentes
· Enlace sencillo: dos átomos se unen por medio de un par de electrones. 
· Enlaces múltiples: cuando dos átomos comparten dos o más pares de electrones. 
· Enlace doble: dos átomos comparten dos pares de electrones.
· 
Enlace covalente polar: ocurre cuando los electrones pasan más tiempo alrededor de un átomo que del otro. Ejemplo: la molécula de HF, los electrones pasan más tiempo cerca del átomo de flúor (F). Refiere una transferencia parcial de electrones. 
Enlace covalente apolar: Los enlaces covalentes no polares los elementos comparten electrones de manera más o menos equitativa. 
Puentes de hidrógeno: Son las fuerzas intermoleculares entre moléculas polares que contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno, son más intensas de lo que sería de esperar con base en las fuerzas dipolares de atracción únicamente.
 H2O