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UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER DEPARTAMENTO DE QUÍMICA QUÍMICA GENERAL TEMA: ESTRUCTURA DE LA MATERIA PROF:PEDRO MANUEL SOTO GUERRERO PROGRAMA ACADEMICO:__________________________________________ GUIA N° ___ : OBJETIVOS Comprender la estructura íntima de la materia, el principio de la química moderna, el concepto de isótopos, masa molecular, mol, número de Avogadro, fórmula empírica, fórmula molecular entre otros y su aplicación en la solución de diferentes problemas. 2.1 ESTRUCTURA DE LA MATERIA En el siglo V a.C., el filósofo griego Demócrito expresó la idea de que toda la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible e indivisible). A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, ésta se mantuvo. En 1808, un científico inglés, el profesor JOHN DALTÓN, formuló una definición precisa sobre las unidades indivisibles con las que está formada la materia y que llamamos átomos. 2.2 TEORIA DE DALTÓN El trabajo de DALTÓN marcó el principio de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia en las que se basa la teoría atómica de DALTÓN, puede resumirse como sigue: 1. 2. 3. 4.

Toda la materia está formada por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en su tamaño, forma y masa. Los átomos de diferentes elementos son diferentes. Los átomos de diferentes elementos se combinan químicamente para formar compuestos. Al combinarse, los átomos de un elemento no se transforman en átomos de otros elementos; tampoco se crean o se destruyen. 5. En un compuesto dado el número relativo y la clase de átomos son constantes A partir de esta teoría, se establecen conceptos más refinados de elementos, compuestos y mezclas en términos de la organización atómica. 

CRÍTICA DE LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTÓN

Las ideas atómicas de DALTÓN aún se conservan. Sin embargo, algunos de esos postulados hoy no son válidos, como se analiza a continuación. a. Según DALTÓN, los átomos son la unidad más pequeña de la materia y son indivisibles, hoy se conoce que el átomo es una unidad compleja de materia y energía que es divisible. b. También se acepta que no todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y propiedades, como lo pensó DALTÓN. En la actualidad, se conoce la existencia de ISÓTOPOS, átomos de un elemento que difieren por su masa y algunas otras propiedades. 

LA TEORIA DE DALTÓN Y LAS LEYES DE LA QUÍMICA

La teoría de DALTON, explica la LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA, al establecer que, durante una combinación química, los átomos de los elementos no se crean ni se destruyen. Así, el número de átomos que forman los reactivos será el mismo de los productos, pero en organizaciones diferentes.


LA LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS encuentra una explicación en la teoría, si se tiene en cuenta el quinto postulado: En un compuesto, el número relativo y la clase de átomos son constantes. LA LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES Se deduce teniendo en cuenta el número de átomos de cada elemento en compuestos diferentes formados por los mismos elementos, así, en el CO y CO2, según los postulados de DALTÓN, en el CO2 existen dos veces más átomos de oxígeno por átomo de carbono que en el CO. TEORIA ATOMICA DE DALTON

En la actualidad

Propuesta para explicar

Clasificación de la materia

No aceptada totalmente

Leyes de la química

en

como

Existen isótopos

Conservación Proporciones Proporciones De la masa Múltiples Definidas Mezclas

porque

Compuestos

Los átomos son complejos y divisibles

Elementos

2.3 ESTRUCTURA DEL ATOMO

CONSTITUCION INTERNA DE LOS ATOMOS Constituidos fundamentalmente por

ELECTRONES Ubicados en la PERIFERIA

PROTONES

NEUTRONES Ubicados en

determinan el NUMERO ATOMICO Se representa Z

NUCLEO determinan el NUMERO DE MASA Se representa A

A partir de la teoría atómica de DALTON se puede definir el ÁTOMO como la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Dalton imaginó un átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible. Sin embargo, una serie de investigaciones, que empezó alrededor de 1850 y se extendió hasta el siglo XX demostró que los átomos tienen una estructura interna, es decir están formados por partículas aún más pequeñas, denominadas partículas subatómicas. Estas investigaciones condujeron al descubrimiento de tres partículas : electrones, protones y neutrones. EL ELECTRÓN :Alrededor de 1890 muchos científicos estaban interesados en el estudio de la radiación, la emisión y transmisión de la energía a través del espacio en forma de ondas. La información obtenida por estas investigaciones contribuyó al conocimiento de la estructura atómica. El físico ingles J.J.THOMSON utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. El número que él obtuvo es – 1,76 x 108 C/g , donde C es la unidad de carga eléctrica, en Coulombs. 2.3.1


Más tarde entre 1880 y 1917, R.A.Millikan llevó a cabo una serie de experimentos y encontró que la carga de un electrón es de –1,6 x 10 – 19 C. A partir de estos datos calculó la masa de un electrón : Carga

Masa de un electrón = -----------------Carga / masa - 1,60 x 10 – 19 C = -------------------- 1,76 x 10 8 C/g =

9,1095x10-28 g que es un valor de masa extremadamente pequeño.

NATURALEZA DE LA RADIACTIVIDAD : En 1895, el físico alemán Wilhelm Roentgen observó que los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, ocasionaban que éstos emitieran ciertos rayos desconocidos. Estos rayos muy energéticos podían atravesar la materia, oscureciendo placas fotográficas, aún estando cubiertas, y producían fluorescencia en algunas sustancias. En virtud de su naturaleza desconocida, Roentgen les dio el nombre de rayos X. Antoine Becquerel, poco después empezó a estudiar las propiedades fluorescentes de las sustancias. Accidentalmente encontró que algunos compuestos de uranio causaban el oscurecimiento de las placas fotográficas cubiertas, incluso en ausencia de rayos catódicos . Marie Curie : discípula de Becquerel, sugirió el nombre de RADIACTIVIDAD para describir la emisión espontánea de partículas y/o radiación. Desde entonces se dice que un elemento es radiactivo si emite radiación de manera espontánea 2.3.2 EL PROTÓN : partículas del núcleo que tienen carga positiva. En otros experimentos se encontró que los protones tienen la misma cantidad de carga que los electrones y que su masa es de 1,67252 x 10–24g, aproximadamente 1840 veces la masa de los electrones . Hasta este punto, los científicos visualizaban el átomo de la siguiente manera: la masa del núcleo constituye la mayor parte de la masa total del átomo, pero el núcleo ocupa solo 1/1013 del volumen total del átomo. Las dimensiones atómicas se expresan según el SI con el picómetro, 1pm = 1x 10-12m. 2.3.3 EL NEUTRÓN: En 1932 James Chadwick, bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas , el metal emitió una radiación de muy alta energía similar a los rayos . Estos rayos, conforman el tercer tipo de partículas subatómicas, denominadas NEUTRONES, debido a que se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa un poco mayor que la masa de los protones. Hay otras partículas subatómicas, entre las cuales están top quark, lambda, sigma, omega, etc. MASA Y CARGAS DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS FUNDAMENTALES CARGA COLOMBS CARGA UNITARIA PARTICULA MASA (g) ELECTRON 9,1095 X 10 – 28 - 1,6022 X 10 –19 -1 – 24 –19 PROTON 1,67252 X 10 + 1,6022 X 10 +1 0 0 NEUTRON 1,67495 X 10 –24

2.4 CONCEPCIONES SOBRE LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO 2.4.1 ATOMO DE J.J. THOMSON, los postulados son: 

La materia se presenta normalmente neutra, lo que supone que, junto a los electrones los átomos contienen materia cargada positivamente.


Los electrones pueden ser extraídos de los átomos de cualquier sustancia, pero no ocurre igual con la carga positiva.

2.4.2 MODELO NUCLEAR DE RUTHERFORD : Experimentalmente comprobó la distribución de la masa y de la carga del átomo. Características:    

Existe un núcleo cargado positivamente en el que se encuentra concentrada toda la masa. Los electrones giran alrededor del núcleo en número igual a la carga nuclear. La carga positiva del núcleo coincide con el número de orden del elemento en el sistema periódico, o sea, con su número atómico. Los átomos son en su mayor parte espacio vacío.

2.4.3 MODELO CUÁNTICO DEL ATOMO 

TEORIA CUANTICA DE RADIACION : La teoría de la naturaleza discontinua o cuántica de la radiación, representó, junto con la teoría de la relatividad, una revolución de los conceptos físicos. CUANTOS: Son porciones discontinuas denominadas fotones. La teoría cuántica establece que la radiación está formada por cuantos y fotones, cuya energía es proporcional a la frecuencia de la radiación, es decir, E = hv, donde v es la frecuencia y h una constante de proporcionalidad. (constante de Plank: h= 6,625x10- 27erg/s)

2.4.4 MODELO CUÁNTICO DE BOHR, 1914. Postulados :    

Los electrones en los átomo están localizados en orbitas concéntricas o niveles de energía girando alrededor del núcleo. Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos en órbitas más alejadas del núcleo. Cualquier electrón en un átomo puede tener solo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón. Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto, un electrón debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un cuanto de energía.

El razonamiento de Bohr proporciona una explicación satisfactoria para el espectro del hidrógeno y supera la inestabilidad del átomo de Rutherford. Sin embargo, resulta poco adecuado para explicar los espectros de los elementos más pesados que el hidrógeno. MODIFICACIONES DE LA TEORÍA DE BOHR Y NUMEROS CUÁNTICOS: SOMMERFIELD, 1916. Además de las órbitas circulares existen otras órbitas elípticas, los subniveles, para cuya descripción necesitan dos números cuánticos: el número cuántico principal n y un número cuántico azimutal secundario o de momento angular l. El nuevo número cuántico secundario puede tomar, según los datos experimentales, n valores desde l = 0 a l = n – 1. Un tercer valor llamado número cuántico magnético, representado por m, fue introducido para explicar el efecto magnético. Se introdujo un cuarto número cuántico para tomar en cuenta el giro del electrón puede girar en sentido de las agujas del reloj o en dirección contraria respecto a un eje y en cada tipo de giro, da una línea espectral característica. Este es el número cuántico spin o giro del electrón (s). n : Define el número del electrón y el tamaño de las órbitas. l : Define el impulso angular y la forma de las órbitas. m: Define la orientación del electrón en el espacio en presencia de un campo magnético. s : Se considera una consecuencia del efecto magnético producido por un hipotético giro del electrón sobre su eje (spin).


2.5 NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO DE MASA E ISOTOPOS.

Todos los átomos se pueden identificar por el número de neutrones y protones que contienen: 2.5.1 EL NÚMERO ATÓMICO (Z): Es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. Los elementos en la tabla periódica se identifican por su número atómico, puesto que no hay dos elementos que tengan igual número atómico . Z = # p+ = # eEjemplo : Oxígeno, # atómico 8 = 8 e- y 8 p+ 2.5.2 EL NÚMERO DE MASA (A): Es el número total de neutrones y protones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. Con excepción de la forma más común del hidrógeno, que tiene un protón y no tiene neutrones, todos los núcleos atómicos contienen tantos protones como neutrones. En general el número de masa está dado por : Numero de masa (A) = Número de protones + número de neutrones. Número de masa (A) = Número Atómico (Z) + número de neutrones. Número de neutrones = A – Z No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tienen dos o más ISÓTOPOS 2.5.3 ISÓTOPOS : Átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa. Lo que caracteriza a un isótopo es que tienen igual Z pero diferente A. La forma aceptada para denotar el número atómico y el número de masa de un átomo de un elemento (X) es como sigue : Número de masa ------ A X Número atómico ------ Z El número de neutrones no afecta las propiedades químicas de los átomos, los distintos isótopos tienen masas diferentes y propiedades nucleares distintas. Al sumar el número de protones y el número de neutrones en un Isótopo se obtiene el número de masa del Isótopo. 2.5.4 MASA ATÓMICA PROMEDIO: La masa atómica promedio de un elemento, depende de cuántos isótopos tiene dicho elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada isótopo de ese elemento y su masa atómica exacta. MASA ATOMICA X = MASA ISÓTOPO 1 * ( % ABUNDANCIA / 100) + MASA ISÓTOPO 2 * (% ABUNDANCIA / 100) + … 2.5.5 MASAS MOLECULARES : Una vez que se conocen las masas atómicas para los átomos de los diferentes elementos es posible calcular las masas moleculares, ya que las moléculas son conjuntos unitarios de átomos. Además, se ha dicho que los elementos se combinan químicamente para dar compuestos y que los compuestos se representan por fórmulas. Conocida la fórmula de un compuesto, es posible establecer la masa o peso molecular sumando las masas atómicas de cada uno de los elementos que integran la fórmula. 2.5.6 MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO : Los átomo más grandes poseen un diámetro de sólo 5,24x10-8 centímetros. Por tanto, en una distancia de 1mm cabrían cerca de 1.910.000 átomos alineados. Esto quiere decir que un átomo es extremadamente pequeño y que, en una muestra de una sustancia, hay un gran número de átomos. Por otra parte se conoce que una docena está compuesta por 12 unidades, una centena 100 unidades. Esta idea ha servido a los científicos para relacionar las partículas submicroscópicas, con las cantidades medibles y visibles de materia, EL MOL. EL MOL, es un paquete de unidades, como la docena o la centena, pero a diferencia de ellas, el número de unidades que contiene es muy grande. 1 MOL = 6,023 X 1023 UNIDADES.


También el mol es la masa de un elemento en gramos, numéricamente igual a su masa atómica. Puesto que no es posible ver un átomo, una molécula, un electrón o cualquier otra partícula submicroscópica, el mol se representa como un puente entre las partículas no visibles y las cantidades de compuestos y elementos que se pueden ver y pesar. MASA DEL ELEMENTO(g)

Masa Molar (g/mol)

MOLES DEL ELEMENTO

Número de Avogadro 6,022 x 1023

NUMERO DE ATOMOS DE ELEMENTO

2.5.7 FÓRMULA : Es la representación por medio de símbolos de cada uno de los elementos que forman parte de la molécula. 2.5.8 MOLÉCULA: Es una agregado de por lo menos, dos átomos en un arreglo definido que se mantienen unidos por medio de fuerzas químicas, también llamadas enlaces químicos.  

MOLECULAS DIATÓMICAS : Contienen sólo dos átomos MOLECULAS POLIATÓMICAS : Contienen más de dos átomos, pueden ser del mismo elemento (O3) OZONO.

2.5.9 IONES : Es una especie cargada, formada a partir de átomos o moléculas neutras que han ganado o perdido electrones como resultado de un cambio químico.  CATIÓN : La perdida de uno o más electrones a partir de un átomo neutro, es un ión con carga netamente positiva.  ANIÓN : Ión con carga netamente negativa.  COMPUESTO IÓNICO : Está formado por cationes y aniones, NaCl.  IONES MONOATÓMICOS : Contienen sólo un átomo, Fe+3  IONES POLIATÓMICOS : Los iones que contienen más de un átomo (OH)- ION HIDROXIDO 2.5.10 COMPOSICIÓN CENTESIMAL Son los gramos de cada elemento presente en el total del compuesto, multiplicando esta fracción por 100. % del elemento = Masa total elemento x 100% Masa Molecular Ejemplo: Cuántos gramos de Fe hay en 180g de Fe2O3 (masa molecular = 159,7 g) 180 g Fe2O3 * 111,7 g Fe = 125,9 g Fe 159,7 f Fe2O3 2.6 FÓRMULAS QUÍMICAS Los químicos utilizan las fórmulas químicas para expresar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos, por medio de los símbolos químicos. Composición significa no sólo los elementos presentes sino también la proporción en la cual se combinan los átomos. Es necesario familiarizarse con dos tipos de fórmulas: fórmulas moleculares y fórmulas empíricas. 2.6.1 FÓRMULA MOLECULAR : Indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento que está presente en la unidad más pequeña de una sustancia, son las fórmulas verdaderas. El H2 es la fórmula molecular del hidrógeno, el H2O es la formula molecular del agua. El subíndice numérico indica la cantidad de átomos de cada elemento que están presentes. El O2, Oxígeno y el O3, Ozono son alótropos del oxígeno. Un ALOTROPO es una de dos o más formas diferentes de un elemento. La fórmula molecular es un múltiplo de la fórmula empírica F.Molec = F.Emp. * n El número resultante (n), lo multiplicamos por cada uno de los subíndices de los elementos en la fórmula empírica.


Para realizar los cálculos se requiere conocer la masa real del compuesto. 2.6.2 FÓRMULA EMPÍRICA: Indica cuales elementos están presentes y la relación mínima, en números enteros, entre sus átomos, pero no indican necesariamente el número real de átomos en una molécula determinada. Para el peróxido de hidrógeno, sustancia que se utiliza como antiséptico o como agente blanqueador para fibras textiles y decolorande del cabello, es H2O2. Esta fórmula indica que la relación de átomos de H y O es de 2:2 ó 1:1 , la fórmula empírica del peróxido de hidrógeno es HO 2.63 FÓRMULA ESTRUCTURAL: Nos indica cuál es la estructura de la molécula; es decir, cuales son las posiciones que ocupan unos átomos con relación a otros. Es la fórmula que mayor información nos da, nos dice qué elementos conforman el compuesto, en qué cantidad exacta y nos muestra los enlaces y los ángulos entre los átomos dentro de la molécula. 2.6.4

FÓRMULA CONDENSADA: Es la fórmula más conveniente de escribir la fórmula estructural. En algunas ocasiones es posible acomodar los mismos átomos en más de una forma y aún así satisfacen sus valencias. Las moléculas que contienen el mismo tipo y número de átomos pero con diferente ordenamiento se llaman ISÓMEROS.

EJERCICIOS DE APLICACIÓN PARA DESARROLLAR COMO TRABAJO INDEPENDIENTE 1. Calcular la composición porcentual de los siguientes compuestos químicos: HNO3, AgCl, Al2O3, Ag2Cr2O4, Na2CO3. 2. Si el número atómico del Yodo es 53 y el número másico es 127. Cuál es el número de neutrones en sus átomos? 3. Las masas atómicas de los elementos en la tabla periódica corresponden a la masa promedio de los isótopos que conforman cada elemento. Se obtienen sumando las masas isotópicas individuales multiplicadas por su porcentaje de abundancia dividido por 100. Calcular la masa atómica promedio del Br de acuerdo a los siguientes datos: ISOTOPO MASA ATOMICA ABUNDANCIA Br - 79 78,9183 uma 50,44% Br - 81 80,9163 uma 49,46% 4. Cuántos electrones se encuentran en un átomo neutro de Li, Mg, Mn, Sn. 5. Cuál será la carga de un átomo de cloro si se le quitan dos electrones. Qué carga tendría si se le suma un electrón? 6. Qué carga tendrá un átomo de Be si se le eliminan todos los electrones? 7. Qué átomo neutro tiene una carga nuclear de + 35 y una masa nuclear de 79. Cuántos neutrones y cuántos electrones tiene? 8. El cloro tiene dos isótopos, el 17Cl 35 cuya masa es de 34,96 uma y su abundancia es de 75,5% y el 17Cl37 cuya masa es de 36,96 uma y su abundancia es de 24,5%. Calcular la masa atómica. 9. El Cromo natural está formado por cuatro isótopos cuyos porcentajes son los siguientes: 4,31% de 50Cr; 83,76% de 52Cr; 9,55% de 53Cr; y 2,38% de 54Cr. Las masas nuclídicas de estos isótopos son: 49,496; 51,940; 52,941 y 53,939 respectivamente. Mediante esta distribución calcular la masa atómica del cromo natural. 10. Escriba las fórmulas químicas para los siguiente compuestos: Acido clorhídrico, tetracloruro de carbono, ácido sulfúrico, ácido nítrico, amoníaco, anhídrido sulfuroso, anhídrido sulfúrico, monóxido de carbono, metano, etano, propano. 11. 11. Escriba la fórmula estructural para cada uno e los siguientes compuestos: H2O, H2O2, CCl4, C2H6, C3H8. 12. El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene 50,1% de azufre y 49,9% de oxígeno en masa. Cuál es la fm? 13. Deducir la fórmula empírica de un compuesto de hidrógeno y oxígeno cuyo análisis dio la siguiente composición en porcentaje: H = 11,2% y O = 88,8%. 14. Se determinó que una muestra de un compuesto iónico con masa igual a 20,882g, contiene 6,072 g de Na; 8,474 g de S y 6,336 g de Oxígeno. Cuál es su fm?


15. Un compuesto contiene 80% de Carbono y 20% de Hidrógeno. Su masa molecular es de 30 g/mol. Utilizando esta información determina la fm y la FM de dicho compuesto. 16. El análisis elemental de un compuesto dio una fm de CH y su masa molecular es de 78 g/mol. Calcula la fórmula molecular. 17. La aspirina es un analgésico y un antipirético (alivia el dolor y reduce la fiebre). Su masa molecular es de 180 g/mol. Tiene una composición de 60,0% de carbono, 4,48% de hidrógeno y 35,5% de oxígeno. Determina la fórmula molecular de la aspirina. BIBLIOGRAFIA * CHANG, Raymond.Química. Editorial Mc Graw Hill. Sexta edición. * PETRUCCI y HARWOOD. Química General. Editorial Prentice Hall. Séptima edición. * BROWN, LEMAY y BURSTEM. Química, la ciencia central. Editorial Prentice Hall. Séptima edición.

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