Propiedades FISICO-QUIMICO de las Sustancias Puras

• Existen grandes moléculas, los polímeros, constituidos de una infinidad de unidades monométricas.


• Las grasas o aceites son lípidos constituyentes de tejidos animales y vegetales.


• De una grasa o aceite se puede obtener un jabón.


• Los azúcares fundamentales mas conocidos poseen estructuras cíclicas.


• Las proteínas son macromoléculas constituidas de aminoácidos.

Polímeros

Los polímeros son macromoléculas formadas por la unión de pequeñas moléculas denominadas monómeros.

Los polimeros, por lo general, son compuestos no volátiles, de alta viscosidad si son líquidos, textura vidriosa o sólida. Agunos polímeros sintéticos son moldeables a temperaturas moderadas.

Se encuentran en forma natural en animales y vegetales. Entre ellos tenemos la proteínas, resinas, celulosa o almidon. Industrialmente se preparan polimeros sintéticos tales como: fibras textiles, plásticos, resinas, gomas sintéticas, etc. Algunos polímeros especialmente sintéticos se conocen con el nombre genérico de plásticos, lo que alude a su facilidad para moldearlos y deformarlos.

Moleculas de vida

Es desconsertante la gran variedad de formas de vida animal y vegetal en nuestro planeta, en la que participa 50% de los elementos conocidos. Sin embargos, los elemtos mas frecuentes son el carbono, hidrogeno, oxigeno y nitrogeno, que en conjunto conforman el 96 % de la masa corporalde un ser humano.

Lipidos

Entre ellos se encuentran las grasas y aceites constituyentes de tejidos animales y vegetales. El reino animal almacena energía en moléculas de lípidos, las que actuan además como aislante térmico.

Los lipidos son ésteres que se forman por reacción de la glicerina y ácidos carboxílicos de cadena larga (ácidos grasos).

El triéster de la glicerina se denomina frecuentemente triglicérido. Las grasas son lípidos formados de ácidos grasos alifáticos saturados, que a temperatura ambiente son sólidos. En cambio, los aceites son líquidos constituidos de ácidos grasos alifáticos no saturados (poseen enlaces dobles).

Enlace Químico

La mayor parte de nuestro planeta está conformado de compuestos y de mezclas de compuestos. Así sucede en las rocas, en el suelo, en las aguas y en los sres vivos. La presencia natural de materiales constituidos de átomos aislados es muy escasa. Unos de los pocos ejemplos son el helio y el árgon presentes en la atmofera en cantidades inferiores al 1%.

La escasez de átomos aislados en la naturaleza, revela que deve existir una fuerza que tiende a la formación de conglomeradosde átomos o compuestos. Esta fuerza s el enlace quimico. En unátomo aisladosus electrones se encuentran sometidos a la acción de un nucleo central. Cuando dos átomos se acercan, sus electrones caen bajo la influciasimultánea de los dos núcleos, pasando a un estado energético más bajo que en los átomos aislados.

En el proceso de formación de enlaces, participan fundamentalmente los electrones del nivel mas externo de los átomos, denominados electrones de valencia.

Existe una gama de átomos que van dede una alta capacidad para atraer electrones (alta electronegatividad) hasta los que tienen baja capacidad para retenerlos ( baja electronegatividad).

Cuando la union se verifica entre átomos iguales, como en H2 o Cl2, los electrones del enlace se comparten por igual entre ambos átomos. Este tipo de enlace, producto de una compartición de electrones, se denomina enlace covalente.


Esta clase de enlace también ocurre entre átomos diferentes, siempre que las electronegatividades no sean muy desiguales. En el caso de H2O o CO que también son covalentes, el átomo mas electronegativo atrae hacia sí los electrones del enlace, despoblando parcialmete al otro.

Se establece un cierto grado de asimetría en la distribución de cargas, lo que conduce a un enlace covalente polar o parcialmente iónico.

Cuando las electronegatividades son muy diferentes, la polarizacion de cargas es extrema. El átomo menos electronegativo entrega completamente uno o mas electrones al átomo mas electronegativo, proceso que conduce a la formación de iones de carga opuesta. En este caso no hay electrones compartidos y la unión se verifica por la atacción electrostática entre iones de cargas contrarias. Este tipo de enlace se denomina enlace iónico.


Un tercer tipo de enlace, el enlace metálico, se origina en el movimiento azaroso de los electrones de valencia entre espacios que posee una matriz ordenada de iones negativos.





Simbolo de Lewis

A fin de sistematizar el estudio del enlace quimico, es necesario de disponer de un medio grafico que describa la cantidad de los electrones de valencia en los átomos. Para tal propósito se utilizan los símbolos de Lewis, que consisten en escribir el simbolo químico de un elemento rodeado de un número de ountos que equivalen a sus electrones de valencia. La característica fundamental es que "la cantidad de electrones de valencia en elementos representativos y gases nobles es igual al número del grupo". Esta correlación entre el sistema periódico y los símbolos de Lewis facilita la comprensión del enlace químico.


Enlace iónico

El enlace iónico se caracteriza por una transferencia total de uno o más electrones desde la capa de valencia de un átomo de baja electronegatividad hasta un átomo de alta electronegatividad. El átomo que cede electrones se transforma en un ión positivo (catión) y el que los gana se convierte en un ión negativo (anión). El enlace iónico resulta por atracción electrostática entre iónes de cargas opuestas.

La atracción electroestática entre iónes de cargas opuestas (-)(+).

Esta entidad es tan polar que induce a la asociación con otros pares iónicos, generando progresivamente una estructura tridimensional ordenada, denominada cristal o red cristalina. En ella los cationes y aniones se ordenan, ocupando posiciones alternadas.







Enlace covalente

Para comprender este tipo de enlacves es fundamental conocer las configuraciones electrónicas de los átomos que se enlazan y en particular los electrones de valencia. Un enlace covalente consiste fundamentalmente en un apareamiento y compartición de dos electrones entre dos átomos. Con el objeto de alcazar un mejor conocimiento de la naturaleza molecular de la materia, es necesario disponer de modelos estructurales que nos acerquen a la realidad. Uno de estos modelos son las formulas o estructuras electrónicas de Lewis, que describen aproximádamente la distribución electrónica de una especie molecular.

Moléculas diatómicas covalentes

Estas moléculas se forman entre moléculas iguales (homoatómicas u homonucleares) o entre átomos diferentes (heteroatómicas u heteronucleares) y de electronegatividades parecidas.

Moléculas homoatómicas

Ejemplos de estas oléculas son: H2, Cl2 y N2.
En la molécula de hidrógenos H2 los únicos dos electrones disponibles son compartidos ente los átomos formando un enlace simple.

Moléculas covalentes poliatómicas

Son moléculas que tienen tres o más átomos. En ellas se debe definir un átomo centralque, por lo general, es el menos electronegativo. El átomo de hidrógeno es un caso especial, porque debido a su baja covalencia, sólo puede ser un átomo ligerante o lateral.


Excepciones a la regla de octeto


1.- Se ha visto anteriormente que el hidrógeno está incapacitado para alcanzar un octeto.
2.- Moléculas deficientes en electrones.
3.- Moléculas que sobrepasan el octeto.
4.- Moléculas impares.

Enlasce covalente coordinado o dativo

En algunos enlaces covalentes, los dos electrones del enlace son donados o aportadossólo por uno de los átomos que dispone de electrones no compartidos.


Resonancia

En algunas moléculas es posible escribir más de una fórmula de Lewis.
Sin embargo, ante la carencia de un modelo simple, la molecula real no corresponde a ninguna de las estructuras sino a un híbrido de resonancia, que es el resultado de las estructuras de Lewis

Geometría molecular

La estructura y forma de las moléculas juegan un rol muy importante en los procesos químicos y biológicos. Las reacciones químicas dependen de la forma que tienen las moléculas.

Dos pares o grupos de pares de electrones AX2

Dos pares de electrones experimentan una repulsión mínima cuando se encuentran en lados opuestos al átomo central. La molécula AX2, por consiguiente es lineal, con un ángulo X-A-X de 180º

Tres pares o grupos de pares de electrones

La repulsión mínima entre tre pares de electrones en torno al átomo central A, ocurre cuando éstos se sitúan en los vértices de un triángulo equilátero. Son posibles las moléculas AX3 Y AX2.

Cuatro pares o grupos de electrones

La geometría optima para la mínima repulsión entre cuatro pares se obtiene cuando los electrones se ubican en los vértices de un tetraedro, ángulos X-A-X cercanos a 109º

Polaridad molecular

Un enlace covalente puro ocurre solo entre átomos idénticos, situación que se da en las moléculas diatómicas H2, F2 o N2. Estas moléculas son apolares, donde la densidad electrónica esta simétricamente distribuida. Sin embargo, cuando los átomos son distintos y con diferentes electronegatividades el enlace se polariza hacia el elemento mas electronegativo. En este caso el enlace covalente es polar.

En moléculas poliatómicas para establecer si son polares o apolares, no basta con conocer las electronegatividades. Es preciso conocer la geometría espacial de la molécula y de ella establecer la distribución de la nube electrónica.

Interacciones moleculares

La fuerza o tendencia a formar agregados moleculares se conoce como interacción molecular o fuerza intermolecular.
Las interacciones moleculares más fundamentales son los enlaces por puente de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.

• Enlaces por puentes de idrógeno: estos ocurren entre compuestos que ademas de hidrógeno contenen un elemento muy electronegativo, como F,O, N o Cl.
• Fuerzas de Van der Waals: son interacciones débiles entre moléculas polares o no polares.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

El RADIO ATOMICO (R.A.)

El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la que se encuentre el elemento en cuestión.
En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo.
En los períodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón.

EL POTENCIAL DE IONIZACIÓN ( P . I .)

Es la Energía que se necesita para arrancar el electrón periférico a un átomo neutro libre.

A 0 (g) + POTENCIAL DE IONIZACIÓN = A+ 1 (g) + e-

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 .

A 0 (g) + e- = A-1 (g) + ELECTROAFINIDAD

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 medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro, en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

Iónico (diferencia superior o igual a 1,7)
Covalente polar (diferencia entre 1,7 y 0,4)
Covalente no polar (diferencia inferior a 0,4)

Cuanto más pequeño es el

radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa.

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.
Tampoco cuenta para los gases nobles

FORMACIÓN DE LOS IONES

Un ion es un átomo o grupo de átomos cargado eléctricamente. Un ion positivo es un catión y un ion negativo es un anión. La formación de los iones a partir de los átomos es, en esencia, un proceso de pérdida o ganancia de electrones. Así, cuando un átomo como el de sodio (Na) pierde un electrón (e-) se convierte ( ) en el catión Na+: Na - 1 e-  Na+ (18.1) Si un átomo de oxígeno gana dos electrones se convierte en el anión O=: O + 2 e-  O= (18.2) Cuando un ion sencillo se une con moléculas neutras o con otro ion de signo opuesto que no compensa totalmente su carga, se forma un ion complejo. Tal es el caso del ión amonio NH4 + producido por la unión del ión hidrógeno con la molécula de amoníaco NH3 : H+ + NH3  NH4 + o del ion hidronio formado por la unión del ion hidrógeno con la molécula de agua H2 O:
H+ + H2 O ® H3 O+
Aun cuando los iones proceden de los átomos son, desde un punto de vista químico, muy diferentes de ellos. Así, la sustancia sodio metálico, compuesta por átomos de sodio Na, reacciona enérgicamente con el agua, mientras que el ion sodio Na+ no lo hace. Debido a las diferencias existentes en su configuración electrónica, átomos e iones suelen presentar diferencias notables en su capacidad para reaccionar químicamente con otras sustancias.

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.

TIPOS DE COMPUESTOS FUNDAMENTALES

• OXIDOS METALICOS
• OXIDOS NO METALICOS ( antes ANHIDRIDOS)
• LOS HIDRÓXIDOS (OXIDO METALICO+ AGUA)
• LOS OXACIDOS ( OXIDO NO METALICO + AGUA)
• LOS HIDRACIDOS (HIDROGENO +NO METALES)
• LAS SALES ( RESULTADO DE LA REACCION DE ACIDOS + BASES)
• LOS HIDRUROS ( IONES METALICOS CON IONES HIDRUROS)
  

LA ENVOLTURA DEL ÁTOMO

Las ondas electromagnéticas son campos eléctricos (E) y magnéticos (H) variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares que se desplazan por el espacio y se relacionan íntimamente con el concepto de energía.

La interferencia

La difracción

FÍSICA CLASICA

La energía era de naturaleza continua

y la energía electromagnética era proporcional a la amplitud de una onda.

Experimentos cruciales:

• El espectro discontinuo de emisión del Hidrógeno.
• El efecto fotoeléctrico.
  

FÍSICA MODERNA

La energía era de caracter discontinuo

se presenta en forma de pequeños "paquetes de enegía", que se denominan cuantos, cuantas o fotones.

La energía electromagnetica es proporcional a su frecuencia

Ecuación de Planck:

energía de un foton = hv donde 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 p n = 1,2,3...........a

Ciertos valores de r Ciertos valores de E
u órbitas permitidas o niveles de energía permitidos

Energía asociada a los cambios de órbita

E fotón absorbido= E(final) - E(inicial) E fotón emitido= E(inicial) - E(final)

LA MECANICA CUANTICA ONDULATORIA

DE BROGLIE " Todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada"
λ = h / m x v = h / p

NÚMEROS CUÁNTICOS

Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto esta basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico mas aceptado y utilizado en los últimos tiempos.Los números atómicos más importantes son cuatro:

Número Cuántico Principal.
Número Cuántico Secundario.
Número Cuántico Magnético.
Número Cuántico de Spin.

Número Cuántico Principal (n)El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7.

Número Cuántico Secundario (d)Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los numeros:
l = 0 s sharp
l = 1 p principal
l = 2 d diffuse
l = 3 f fundamental
l = 4 g
l = 5 h
l = 6 i

Número Cuántico Magnético (m) El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitales magnéticos en el espacio, los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones, el número magnético depende de l y toma valores desde -l hasta l.

Número Cuántico de Spin (s) El número cuántico de spin nos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital, este número toma los valores de -1/2 y de 1/2. De esta manera entonces se puede determinar el lugar donde se encuentra un electrón determinado, y los niveles de energía del mismo, esto es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Principio de Exclusión de Pauli

El mismo dice "En un mismo átomo no puede existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos" de esta manera podemos entonces afirmar que en un mismo orbital no puede haber más de dos electrones y que los mismos deben tener distinto número de spin.

Regla de Hund

Cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía o lo que es lo mismo que se encuentran en un mismo subnivel se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).

Principio de Estabilidad o menor Energía

ESTRUCTURA DEL NÚCLEO ATÓMICO

La materia y la Electricidad

Diferentes experimentos demuestran la existencia de dos tipos de electricidad, se les denomina la positiva y la negativa. Si dos cuerpos poseen igual tipo de carga se repelen en tanto que si tienen cargas de distinto signo se atraen

.

• Surge la noción que la corriente eléctrica es un flujo de partículas que se les llamó electrones.
• Thompson demuestra experimentalmente, con el tubo de rayos catódicos la existencia de los electrones

Tubo de rayos catódicos

• Millikan determina la carga eléctrica del electrón en su clásico experimento de la gota de aceite.

Así la carga del electrón se establece en 1,6 . 10 -19 coulomb y su masa en 9,1. 10 –28 gramos


Las particulas intratomicas fundamentales

Rutherford, bombardea una lámina de oro, con rayos alfa.

Se concluye la presencia en el núcleo del átomo, de los protones partículas cargadas positivamente. También se comprende la presencia en el nucleo de los neutrones sin carga eléctrica.

NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATOMICOS Y SUS MODIFICACIONES


NUMERO MÁSICO CARGA ELÉCTRICA O ESTADO DE OXIDACIÓN A CARGA
SÍMBOLO S

NÚMERO ATÓMICO ATOMICIDAD Z X

DEFINICIONES:

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


DETERMINACIÓN DE LOS PESOS ATOMICOS O PESOS RELATIVOS

MODELOS ESTRUCTURALES FUNDAMENTALES DE LA MATERIA

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.


La Ciencia es el conocimiento obtenido a través del llamado método científico.





Una Sustancia Pura es un conjunto de moléculas idénticas, de igual tamaño, masa, y forma. Y las moléculas la menor porción material en que se puede presentar una Sustancia Pura.


Las moléculas estan en movimiento por lo tanto poseen energia cinética que es proporcional a la temperatura y además se atraen entre sí mediante fuerzas de atracción intermoleculares.



A los estados fisicos de la materia ya mencionados podemos agregar los estados de cristal líquido y el estado de plasma.

fase: porcion material de idénticas propiedades físicas y químicas

Una Sustancia Pura puede ser una fase sólida o una fase líquida o una fase gaseosa dependiendo de la temperatura a la que se encuentre.

Clasificación de los sistemas materiales:

• Herterogéneos: 2 o más fases
• Homogéneos : 1 fase
  

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGENEOS:

• Filtración



• Decantación



• Centrifugación



• Sublimación



• Disolución



• Tamización

TECNICAS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS PURAS DESDE SISTEMAS HOMOGENEOS:

• Destilación



• Extracción por solvente



• Cristalización



• Cromatografía

SUSTANCIAS PURAS:

Cuando las Sustancias Puras reciben energia sus moleculas se modifican. En estos casos ha ocurrido un cambio quimico o reaccion quimica.

Sustancias de dificil ruptura o degradacion se consideran fundamentales y se les denomina Elementos y con ellas se formarian aquellas mas complejas y que se les denomina Compuestos.

Ley de la Conservacion de la Materia (Lavoisier):En un cambio quimico la masa de los reaccionantes es igual a la masa de los productos.

Ley de las Proporciones Definidas ( Proust): La proporcion en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante no importando la procedencia del compuesto.

Ley de las proporciones Mulltiples (Dalton): Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija de un segundo elemento cuando se forman dos o mas compuestos estan en relacion de numeros enteros.

MODELO ATOMICO

Las moléculas estan formadas por particulas aun mas pequeñas, estas particulas se denominan atomos

• los atomos por medio los enlaces quimicos forman moleculas.



• los atomos de un mismo elemento son iguales.



• Un Cambio Quimico es un reordenamiento de atomos .

Analisis de Sustancias Puras:

El analisis de Sustancias Puras corresponde al denominado Analisis Quimico.

analisis quimico cualitativo: este comprende la separacion e identificacion de los elementos que forman un compuesto.
ana¡lisis quimico cuantitativo: este comprende la medicion de la cantidad de cada uno de los elementos que forman el compuesto.

NOMENCLATURA QUIMICA

• un atomo de un elemento se representa por un simbolo.


• una molecula de una Sustancia Pura se representa por su Formula.

Ley de volumenes de combinacion de gases(Gay(lussac): los volumenes de gases de Reaccionantes y Productos, medidos en iguales condiciones de Presion y Temperatura, estan en relacion de numeros enteros.

Principio de avogadro: en volumenes iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T existe igual numero de moleculas.