SESIÓN Nº 2

1. SESIÓN Nº 2 “Estados de la materia” Literatura sugerida sesión 1: R. Chang 7º Ed. Cap. 1, Pág. 8-29.

2. INTRODUCCION Se denomina química (del egipcio kēme (kem), que significa "tierra") a la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de la materia, como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía. SALUD MEDICINA ALIMENTOS AGRICULTURA QUIMICA MATERIALES TECNOLOGIA ENERGIA AMBIENTE

3. 1.- Materia y Clasificación (De acuerdo a su composición química) MATERIA “Todo aquello que tiene masa y ocupa un espacio” Separación por medios físicos en Materia homogéneas “Composición constante en toda su extensión” Materia heterogéneas “Propiedades y composición distintas, es siempre una mezcla” Separación por medios físicos en Sustancias puras “Composición química constante y propiedades únicas” Mezclas homogéneas(soluciones) “Dos o mas sustancias en proporciones variables” Separación por medios químicos en Compuestos “Formada por 2 o mas elementos en proporciones fijas” Elementos “No pueden separarse por medios físicos o químicos”

4. Propiedades de la materia • Materia:ocupaespacio, tieneunapropiedadllamada • masa y poseecaracterísticasdistintivas. • Propiedadesfísicas y químicas. • - Físicas, no experimentancambios en sucomposición, estaspropiedades se aprecian con los sentidos o con alguninstrumento. • - Químicas, cuando la materiaexperimentacambios en sucomposición, ejemplo, oxidación de compuestos. • Mg(s) + O2 (g) MgO(s) • Clasificación de laspropiedades de la materia; estas se puedenmedir en propiedadesintensivas y extensivas: ej. temperatura y masarespectivamente. Literatura sugerida; R. Chang 7º Ed. pag. 8-13

5. 2.- Estados de la Materia • De acuerdo a su estado físico.

6. La materia experimenta cambios que pueden clasificarse en: CAMBIOS FÍSICOS * Transformaciones que sufre la materia sin que se altere su composición. * Son reversibles. * Los cambios de estado son cambios físicos. * La masa se mantiene constante durante el cambio físico. CAMBIOS QUÍMICOS * Transformaciones en las que se altera la composición de la materia. * Se llaman también Reacciones Químicas (reactivos y productos). * Suelen ser procesos irreversibles. * En las reacciones químicas la masa inicial de materia es igual a la masa final. * Ocurren por un cambio energético: se puede liberar calor o absorber calor del entorno. - Alotropía; en química es la propiedad que poseen determinados elementos químicos de presentarse bajo estructuras químicas diferentes, como el oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3) 3.- Cambios Físicos y Químicos de la Materia.

7. CAMBIOS DE ESTADO DE LA MATERIA

8. SESIÓN Nº 3 “ÁTOMOS, MOLECULAS, IONES” Algunas teorias atómicas Literatura sugerida: R. Chang 7º Ed. Cap.2 Pag. 36-48

9. En en siglo V a.C. Los filósofos griegos se preguntaban si la materia podía ser dividida indefinidamente o si llegaría a un punto, que tales partículas, fueran indivisibles. Es así, como Demócrito formula la teoría de que la materia se compone de partículas indivisibles, a las que llamó átomos (del griego átomos, indivisible). En 1803 el químico inglés John Dalton propone una nueva teoría sobre la constitución de la materia. Según Dalton toda la materia se podía dividir en dos grandes grupos: los elementos y los compuestos. Los elementos estarían constituidos por unidades fundamentales, que en honor a Demócrito, Dalton denominó átomos. Los compuestos se constituirían de moléculas, cuya estructura viene dada por la unión de átomos en proporciones definidas y constantes. La teoría de Dalton seguía considerando el hecho de que los átomos eran partículas indivisibles. Breve desarrollo histórico: Evolución del modelo atómico. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza comoHOH o H2O.

10. El átomo se ha definido, tradicionalmente, como la partícula mas pequeña de un elemento la cual puede participar en una combinación química. El químico ruso Mendeleev formuló la Ley Periódica de los Elementos Químicos la cual ordenaba a los elementos de acuerdo con el valor creciente de sus masas atómicas. Basado en la Ley Periódica de los elementos químicos, Mendeleev propuso su representación visual creando la Tabla Periódica. En 1912 el físico y químico inglés Moseley enunció que la verdadera base de la Ley Periódica no era la masa atómica sino el numero de protones en el núcleo atómico, que es numéricamente igual a la cantidad de electrones en la envoltura del átomo. La Tabla Periódica aceptada oficialmente por la IUPAC organiza los elementos químicos en 18 grupos (columnas) y 7 periodos (filas). 1.- EL ÁTOMO

11. 2.- ESTRUCTURA ATÓMICA • La materia esta constituida por átomos, los que a su vez están formados por un núcleo y una envoltura electrónica. • El núcleo atómico posee casi toda la masa del átomo y está constituido por protones (+) y neutrones (sin carga eléctrica). • La envoltura electrónica del átomo esta constituida por unas partículas subatómicas llamadas electrones (-) que giran al- rededor del núcleo.

12. J. Chadwick (1891-1974) Descubrió una nueva partícula fundamental en los átomos, el neutrón, partícula sin carga eléctrica, con masa muy parecida a la de los protones y que se encontraban también en el núcleo (partículas subatómicas). Notación de los isótopos de un elemento: A E Z número atómico = nº de protones o electrones A número másico = nº de protones + nº de neutrones Z Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico pero difieren en el número de masa Ej: 12C(98.9%) 13C(1.1%)

13. Descubrimiento de la estructura atómica Durante los siglos XIX-XX: se demostró que los átomos en realidad poseen una estructura interna conocidas como partículas subatómicas (electrones, protones y neutrones). J.J. Thomson (1856-1940) Demostró la existencia de los electrones dentro de los átomos. Dedujo que el átomo debía ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.Modelo atómico de Thomson.

14. Niels Bohr (1885-1962) Propuso un nuevo modelo atómico en el que los electrones giraban alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos, donde dichos niveles sólo podían albergar un número limitado de electrones. Modelo atómico de Bohr. Este modelo no explica porqué el electrón no caía finalmente en contacto con el núcleo. • Postulados: • El electrón se mueve alrededor del núcleo en órbitas circulares según las leyes del movimiento de la mecánica clásica (Modelo de Rutherford) • Solo están permitidas aquellas órbitas en las que el momento angular l, cumpla la relación, l= n h/2p n= 1,2,3,.... (número cuántico) • En estas condiciones las órbitas son estacionarias y el electrón no emite energía: estado estacionario • El paso de unos estados estacionarios a otros solo se puede hacer mediante la emisión o absorción de cantidades fijas de energía (cuantos) y si la energía es radiante, da lugar a los espectros de emisión o de absorción

15. E.Rutherford (1871-1937) Demostró que los átomos no eran macizos, sino que estaban vacíos en su mayor parte. En su centro (núcleo) residían los protones, partículas con carga idéntica a los electrones, pero positivas. Pensó que los electrones, en número igual al de los protones, debían girar alrededor del núcleo en órbitas circulares. Modelo atómico de Rutherford.

16. RESUMIENDO

17. El átomo es una partícula eléctricamente neutra, es decir su carga neta es 0 ya que el número de protones es igual al numero de electrones. • El número de protones en el núcleo de un átomo de un elemento se define como su NUMERO ATOMICO designado por la letra Z. • El numero atómico es una propiedad única que distingue un elemento de otro. • Para un elemento dado, este número es siempre el mismo, mientras que el número de electrones fuera del núcleo puede variar para los átomos de un elemento particular. • Un átomo neutro puede ganar o perder uno o mas electrones para formar un ION. • El NÚMERO MÁSICO designado con la letra A se define como el número de protones mas neutrones en el núcleo de un átomo. ZXA 3.- CARGA Y MASA

18. Los ISOTOPOS se definen como átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico (Z) pero diferente número másico (A). • El PESO ATÓMICO se define como la masa promedio ponderada, en unidades de masa atómica de una mezcla natural de isótopos de ese elemento. 5.- SISTEMA O TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS. * Corresponde a la clasificación de los diversos átomos conocidos en función de sus propiedades químicas, en ella los distintos elementos se ordenan en orden de número atómico creciente, en COLUMNAS en función de sus propiedades químicas parecidas, y en FILAS, en que las propiedades van variando periódicamente. 4.- ISOTOPOS Y PESO ATOMICO

19. Gases nobles Metales alcalinos Grupo principal Alcalinotérreos Halógenos Metales de transición Lantánidos y actínidos Grupo principal La tablaperiódica Química General: Capítulo 2

20. El conteofísico de los átomosesimposible. Debemos ser capaces de relacionar la masamedida de un elemento y algúnnúmero de átomosconocidoaunque no se puedacontar. El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades. La constante de Avogadro (símbolos: L, NA) es el número de entidades elementales (normalmente átomos o moléculas) que hay en un mol, esto es el número de átomos de carbono contenidos en 12 gramos de carbono-12. Originalmente se llamó número de Avogadro Concepto de mol Literatura sugerida concepto de mol: R. Chang 7º Ed. Cap.3 Pág. 69.

21. Otros Conceptos: Moléculas: es un agregado de, por lo menos, dos átomos que se mantienen unidos por medios de enlaces químicos. Ej: O2 , O3 , H2O ,NH3 Ión: especie cargada formada a partir de átomos o moléculas neutras, que han ganado o perdido electrones producto de una reacción química Ej: Na+ , Ca2+ , Al3+ , Cl- , S2- , OH- , NH4+ Iones y moleculas

22. Masas atómicas promedio (peso atómico) La mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza como mezclas de isótopos, podemos determinar la masa atómica promedio de un elemento utilizando las masas de sus varios isótopos y su abundancia relativa Ejemplo: El carbono presente en la naturaleza está compuesto por: 98,93% de C-12 y 1,07% de C13. masas atómicas son 12 y 13,00335 u.m.a. (0,9893)(12 uma) + (0,0107)(13,00335 uma) = 12,01 uma

23. Peso Molecular (masa molecular): Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que conforman la molécula. Multiplicados cada uno por el número de veces en que está presente el elemento. Ej: Calculemos el P.M. de NaOH 1 x Na = 1 x 23.00 uma = 23.00 uma de Na 1 x H = 1 x 1.01 uma = 1.01 uma de H = 40.01 uma 1 x O = 1 x 16.00 uma = 16.00 uma de O P. M (x) = m(x) /n(x)

24. Ejercicio. • Calcule la masa molecular de la cafeína (C8H10N4O2). • - Razonamiento y solución, para calcular la masa molecular es necesario contar el número de cada tipo de átomo presente en la molécula y buscar su masa atómica en la tabla periódica. • En la cafeína hay 8 átomos de C, 10 de H, 4 de N y 2 de O, así se debe plantear la siguiente suma. • 8 (12,01 u.m.a.)+ 10 (1,008 u.m.a.)+ 4 (14,01 u.m.a.) + 2 (16,00 u.m.a.) • = 194,2 u.m.a.