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Estructura de la materia y enlace químico, image, image, image, image,…
Estructura de la materia y enlace químico
Química orgánica
Grupos funcionales
Alcoholes (-OH)
Primario
Secundario
Terciario
Ácidos carboxílicos (R-COOH-R)
Cetonas (R-CO-R). Siempre van en medio
Ésteres (R-COO-R)
Aldehídos (R-COH). Siempre van al final
Éteres (R-O-R)
Aminas (R-NH2)
Terciarias
Secundarias
Primarias
Amidas (R-CONH2)
Secundaria
Terciaria
Primaria
Aromáticos
Tolueno
Fenol
Benceno
Benzaldehído
Ácido benzóico
Anilina
Alcanos (ano), Alquenos (-eno; doble enlace), alquinos (-ino; triple enlace)
Hibridación
Es la distribución para formar orbitales con la misma energía. Además de combinarse para formar "nuevos" elementos.
Hay clasificaciones de acuerdo a los carbonos que esté unidos
Secundario
Doble enlace
Terciario
Triple enlace
Primario
Enlace sencillo
Cuaternario
SP3
Cuando se combina un orbital S con 3 orbitales P. Sus ángulos de enlace son 109.5°. Forman un tetraedro triangular y enlaces sencillos
SP2
Es la combinación de un orbital S con 2 orbitales P, quedando un P puro que forma enlace con otro y da paso a un doble enlace.
Su geometría es plana, formando un triangulo equilátero con ángulos de 120°, trigonal planar. Se forma un enlace pi y un sigma
SP
Se presenta al combinar un orbital S con uno P. Tienen una geometría lineal y ángulos de 180°. Quedan 2 orbitales P puros que forman un triple enlace, un sigma y 2 pi.
Teoría de los Orbitales Moleculares (TOM)
Orbital molecular enlazante (OME)
Interferencia constructiva
Genera enlace químico
Energía menor que el orbital de partida
Orbital Molecular Antienlazante (OMA)
Interferencia destructiva
Densidad electrónica baja entre núcleos
Energía menor que el orbital de partida
Geometría molecular
Tetraédrica (AB4)
Bipiramidal trigonal (AB5)
Plana Trigonal (AB3)
Octaédrica (AB6)
Lineal (AB2)
Modelo de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV)
Explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean al átomo central.
Sirve para predecir la geometría de una molécula
Los pares de electrones de valencia se repelen entre sí. La geometrpia final de la molécula es aquella en la que la repulsión entre ellos es mínima
Moléculas Diatómicas
Diamagnéticas
Poseen todos sus electrones apareados y no se ven afectados por campos magnéticos
Polares
Su vector momento dipolar es distinto de cero, son afectados por campos electricos
Paramagnéticas
Poseen electrones desapareados, se ven afectados por campos magnéticos
Apolares
Su vector momento dipolar es igual a cero, no se ven afectados por campos eléctricos
Heteronucleares
Poseen núcleo distintos
Vector momento dipolar
Vector cuya magnitud está determinada por la diferencia de electronegatividades entre átomos, cuya dirección está definida por el ángulo.
Homonucleares
Poseen mismos núcleos
Orden de enlace
Determina el número de enlaces que tiene la molécula. En caso de ser cero, esta no existe.
OE= 1/2 (electrones enlazantes - electrones antienlazantes)
Fórmulas
Semidesarrollada
Se muestran todos los carbonos y sus enlaces, pero no se escriben todos los hidrógenos, solamente su cantidad
Condensada
Solamente se escriben la cantidad de hidrógenos y carbonos
Desarrollada
Se muestran todos los carbonos. los hidrógenos y todos los enlaces
Topográficas
Se representan con líneas y puntos
Isómeros
Compuestos con la misma fórmula condensada, pero con diferentes arreglos
Funcionales
Específicos de quienes son funcionales
Posición
Estructura
Química inorgánica
Nomenclatura
Hidruros
Metal + Hidrógeno
Hidrácidos
Hidrógeno + No metal
Anhídridos
No metal + Oxígeno
Oxiácidos
Hidrógeno + No metal + Oxígeno
Óxidos
Metal + Oxígeno
Oxisales
Metal + No metal + Oxígeno
Sales binarias
Metal + No metal
Oxisales ácidas
Metal + Hidrógeno + No metal + Oxígeno
Hidróxidos
Metal + OH
Peróxidos
Metal + Oxígeno molecular (O2)
Soluciones
Cuantitativas
Molaridad (M)
M=n/L ó M=m/(P.M)(L)
Normalidad (N)
N= E/L ó N= M*E/(P.M)(L)
Partes por millón (ppm)
ppm= (masa del soluto/masa del solvente)x1,000,000
ppm= (masa del soluto/ volúmen del solvente)x 1,000,000
Porcentaje (m/m, v/v, m/v)
%= (Masa del soluto/masa del disolvente)x100
Cualitativas
Saturadas
Máxima cantidad de soluto
Sobresaturadas
Máxima cantidad de doluto al calentarlas
Diluidas
Concentradas
Reacciones
Tipos de reacciones
Descomposición
AB------>A+B
Sustitución doble
AB+CD----->AC+BD
Neutralización
Ácido+Base---->Sal+Agua
Redox
Los elementos que se encuentren solos, tienen valencia 0
Hay un agente reductor que se oxida
Pierde electrones
Hay un agente oxidante que se reduce
Gana electrones
Combustión
Completa
Combustible+O2----->CO2+agua+energía
Incompleta
Combustible+O2 ----> CO + CO2 + H2O + Energía
Combustible + O2 ---> CO + H2O + Energía
Sustitución simple
AB+C------->AC+B
Síntesis
A+B---> AB
Reactivo Limitante
Es aquel que en una reacción química se acaba antes y limita la cantidad de producto que se va a producir
Reactivo en exceso
Es aquel que en una reacción química no se termina
Ondas
Teoría ondulatoria
Huygens propone que la luz es una onda
Bases
La propagación rectilínea y la reflexión se pueden explicar ondulatoriamente
La refracción es un fenómeno típico de las ondas
La masa de los cuerpos que emiten luz no cambia
Sin explicación
No se encontraba una explicación para la propagación de la luz en el vacío, ya que se pensaba que todas las ondas necesitaban un medio material para propagarse
No se habían observado en la luz los fenómenos de interferencia y de difracción que ya se conocían
Teoría corpuscular
Newton propone que la luz está compuesta por partículas luminosas de distinto tamaño según el color, que son emitidas por cuerpos luminosos y que producen la visión al llegar a nuestros ojos
Hechos
Cuando se interpone un obstáculo, los corpúsculos no pueden atravesarlo y así se produce la sombra
La reflexión se debe al rebote de los corpúsculos sobre la superficie reflectora
La trayectoria seguida por los corpúsculos es rectilínea y por ello la luz se propaga en línea recta
Sin explicación
Los cuerpos, al emitir cirpúsculos, debían perder masa y esto no se había observado
No podía explicarse porqué algunos corpúsculos se reflejaban y otros se refractaban. Segpun Newton, la refracción se debía a un aumento de velocidad
Líneas espectrales
Balmer
Los electrones parten del segundo nivel de energía
Paschen
Los electrones salen del tercer nivel de energía
Lyman
Todos los electrones salen del primer nivel
Bracket
Los electrones salen del cuarto nivel de energía
Rydberg
Plantea un proceso que nos permite cuantificar la energía del hidrógeno. Postula la ecuación que lleva su nombre
Pfund
Los electrones parten del quinto nivel de energía
Características
Frecuencia
Número de ondas que pasa por unpunto en una unidad de tiempo
Amplitud
Es la altura de la onda, la máxima distancia con respecto al centro
Longitud de onda
Distancia entre cresta y cresta. Se mide en Amstrongs y mientras más pequeña sea, más noscivo es.
Periodo
Tiempo en el que una partícula realiza una vibración completa
Luz
Onda
En 1860, Maxwell predecía la existencia de ondas electromagnéticas que se propagaban a la misma velocidad que la luz. Las ondas de radio y de luz eran las mismas, pero con frecuencias distintas.
Partícula
Hertz confrima la teoría de maxwell y observa un nuevo fenómeno, el efecto fotoeléctrico, que es la liberación de electrones por medio de un material debido a la acción de la radiación
La emisión de electrones es mayor uando se aumenta la intensidad de la radiación que incide sobrre el metal
La energía de los electrones liberados no depende de la intensidad de la radiación con que se iluminan
Cada sustancia tiene una frecuencia mínima o umbraal por debajo de la cual no se produce la emisión de electrones por más intensa que sea la radiación
Fotón: Partícula de luz
Einstein consideraba que la luz está formada por prtículas indivisibles de energía, a los que llamó fotones y que pueden tener diferente energía dependiendo de su frecuencia. A mayor frecuentcia más fotones de alta energía y por lo tanto, más noscivos para los seres vivos
Tabla periódica
Propiedades periódicas
Electronegatividad
Es la capacidad de un átomo de atraer hacía si el par (o pares) de electrones compartidos en el enlace
Radio atómico
Es la distancia que hay entre 2 núcleos dividida a la mitad
Afinidad electrónica
Es la cantidad de energía que libera un átomo aislado en fase gaseosa para formar un ion con una carga eléctrica
Caracter metálicoo
Inica la tendencia de un elemento a perder electrones.
Radio iónico
El exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para reestablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de moso que el radio iónico es mayor que el atómico
Estructura de lewis
Se fundamenta con la ley del octeto, algunos se consiguen dando o recibiendo electrones para lograr la configuración ns2, np6
Carga formal
CF= electrones de val. - electrones no enlazados - 1/2 (electrones enlazados)
configuración electrónica
Números cuánticos
Número cuántico secundario o momento angular 'l'
Expresa la forma de los orbitales (s,p,d,f) y su valor depende de la regla n-1 (0,1,2,3)
Número cuántico magnético 'm'
Describe la orientación del orbital en el espacio y depende del número secundario.
Sus valores son los enteros de -3,-2,-1,0,1,2,3
Número cuántico principal 'n'
Está asociado con el periodo, su valor va de 1 a 7
Spin +1/2 o -1/2
Está asociado con el giro de los electrones
Configuración de Kernell
Basada en los gases nobles: He, Xe, Ar, Kr, Rn y Ne
Efecto de apantallamiento
"Los electrones más cercanos al núcleo tapan o cubren la carga positiva de los protones, Disminuyen su atracción hacia el núcleo"
La repulsión de los electrones es medible y se conoce como carga nuclear efectiva (Z*), que delimita la atracción entre el núcleo y los electrones.
Z*= Z- constante de apantallamiento
Ley periódica
Postula que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de manera sistemática conforme aumenta el número atómico
Átomo
Modelos atómicos
Lewis
Modelo átomico cúbico. Los átomos están distribuidos en forma cúbica. Da las bases para lo que hoy se conoce como estructura de lewis.
J.J.Thompson
Modelo del pudín de pasas. Es una esfera donde distintas cargas negativas "flotan" dentro de un mar de cargas positivas.
Niels Bohr
Toma el átomo como un sistema solar. Sus electrones tienen órbitas y no pueden ocupar otras órbitas, además de tener niveles de energía.
Sommerfeld
Completa el modelo de Bohr. Propone que las órbitas de los electrones son circulares o elípticas y que dentro de un mismo nivel existen subniveles de energía
Schrödinger
Propone el modelo más preciso del átomo. Los electrones se encuentran en las órbitas en direcciones aleatorias que giran alrededor del protón
Niveles de energía
Ernest Rutherford
Publica el modelo nuclear del átomo. El átomo es un mini sistema solar, en sus órbitas hay electrones y protones.
Teorías y propuestas
Lucipo y Demócrito
Descubren el átomo y proponen que es una partícula indivisible, eternos e invisibles.
Aristotéles
Divide todo en 4 elementos: aire, tierra, fuego y agua. Los 4 elementos de Empédocles.
John Dalton
Teoría atómica
Los elementos están hechos de átomos y son iguales para un mismo elemento. Los átomos se combinan y formar compuestos.
Los átomos solamente se reacomodan
Heisenberg
Principio de incertidumbre
"No es posible conocer 2 pare de magnitudes físicas, observables, complementarias y que sean conocidas con precisión arbitraria."
Schrödinger
Teoría atómica moderna, números cuánticos y ecuación de Schrödinger
Partículas subatómicas
James Chadwick
Descubre el neutrón, partícula que aporta peso al átomo
J.J. Thompson
Divide los átomos y descubre el electrón
Ernest Rutherford
Descubre el protón con el experimento de la lámina de oro
Schrödinger
John Dalton
J.J thompson
Ernest Rutherford
James Chadwick
Niels Bohr
Sommerfeld
Equipo 1
Aguilar Guerra Paola Estefanía
Chávez Zepeda Andrea
Heredia Gómez Elisa
Olivo Salcedo Iliana
