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Aldea San CasimiroCULTICA – Misión Sucre

Introducción a la Química

Facilitador Integrantes:Sandra Contreras Miguel Romero

Scarly RiveroCarmen DiazCarmen CastroEleinny Alfonzo

INDICE

Introducción 03Desarrollo 04

Átomo 04Molécula 04Iones 05Estructura atómica 05Configuración electrónica 07Tabla periódica 08Modelos atómicos 09Aniones 11Halógeno 11Anfígenos 12Compuestos de azufre 13Nitrogenoideos 15Carbonoideos 15Óxidos 16Principios de la termodinámica 16Disoluciones 17Solución 17Concentración 17Soluciones diluidas 18Soluciones concentradas 18Molaridad 18Molalidad 18Fracción Molar 18Normalidad 19

Conclusión 20Anexos 21Bibliografía 23

INTRODUCCION

En química se utilizan diversas estructuras con diferentes nombres y variadas funciones, entre ellas encontramos los átomos, moléculas iones, halógenos, anfígenos, nitrogenoideos, entre muchos otros más.

A continuación hablaremos sobre ellas y algunos otros términos y estructuras relacionados con la química.

ATOMO:

En química y física, átomo (del latín atomum, y éste del griego ἄτομον, sin

partes; también, se deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no divisible) [1] es la unidad

más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus

propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

Su denso núcleo representan el 99.9% de la masa del átomo, y está

compuesto de bariones llamados protones y neutrones, rodeados por una nube de

electrones, que -en un átomo neutral- igualan el número de protones.

Los átomos con un número diferente de protones que de electrones

adquieren una carga eléctrica (al tener más carga neta de electrones o de

protones), y por tanto, se clasifican como iones.

El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la

materia del universo fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia.

Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el

desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede

subdividirse en partículas más pequeñas.

MOLECULA:

En química, se llama moléculas a las partículas neutras formadas por un

conjunto estable de al menos dos átomos enlazados covalentemente. [1] [2] No es

posible exagerar la importancia del concepto de molécula para la química

ordinaria, especialmente para la química de la vida.

Casi toda la química orgánica y buena parte de la química inorgánica se

ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La

química física y, especialmente, la química cuántica también estudian,

cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La

bioquímica está íntimamente relacionada con la biología molecular, ya que ambas

estudian a los seres vivos a nivel molecular. El estudio de las interacciones

específicas entre moléculas, incluyendo el reconocimiento molecular es el campo

de estudio de la química supramolecular. Estas fuerzas explican las propiedades

físicas como la solubilidad o el punto de ebullición de un compuesto molecular.

Las moléculas rara vez se encuentran sin interacción entre ellas, salvo en

gases enrarecidos. Así, pueden encontrarse en redes cristalinas, como el caso de

las moléculas de H2O en el hielo o con interacciones intensas pero que cambian

rápidamente de direccionalidad, como en el agua líquida. En orden creciente de

intensidad, las fuerzas intermoleculares más relevantes son: las fuerzas de Van

der Waals y los puentes de hidrógeno. La dinámica molecular es un método de

simulación por computadora que utiliza estas fuerzas para tratar de explicar las

propiedades de las moléculas.

IONES:

Un ion, también escrito ión,[1] (‘el que va’, en griego; siendo ἰών [ión]

el participio presente del verbo ienai: ‘ir’) es una partícula cargada eléctricamente

constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra.

Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro

de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se

conoce como ionización.

Los iones cargados negativamente, producidos por haber mas electrones

que protones, se conocen como aniones (que son atraídos por el ánodo) y los

cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen

como cationes (los que son atraídos por el cátodo).

ESTRUCTURA ATÓMICA DE LOS ELEMENTOS

En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito postuló, sin

evidencia científica, que el Universo estaba compuesto por partículas muy

pequeñas e indivisibles, que llamó "átomos".

Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la

filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la

parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”,

por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible.

De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. El conocimiento del tamaño y la

naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la

gente se limitaba a especular sobre él.

 Sin embargo, los avances científicos de este siglo han demostrado que la

estructura atómica integra a partículas más pequeñas.

Así una definición de átomo sería:

El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de

forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden

existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado

por un núcleo, compuesto a su vez por protones y neutrones, y por una corteza

que lo rodea en la cual se encuentran los electrones, en igual número que los

protones.

Protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, el

protón es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier

átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico,

es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones

poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los

electrones.

Neutrón, partícula elemental que constituye parte del núcleo de los

átomos. Fueron descubiertos en 1930 por dos físicos alemanes, Walter Bothe y

Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero

el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del

átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión,

fusión o emisión de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son

inestables cuando se hallan fuera del núcleo, desintegrándose para dar un protón,

un electrón y un antineutrino.

Electrón, partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo,

descubierta en 1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno

a su núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es

1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En

condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que

electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras. Si

un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion.

CONFIGURACION ELECTRONICA:

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la

cual los electrones se estructuran en un átomo, molécula o en otra estructura

física, de acuerdo con el modelo de capas electrónico, en el cual la función de

onda del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizado.[1] [2]

Cualquier conjunto de electrones en un mismo estado cuántico deben cumplir el

principio de exclusión de Pauli al ser partículas idénticas. Por ser fermiones

(partículas de espín semientero) el principio de exclusión de Pauli nos dice que la

función de onda total (conjunto de electrones) debe ser antisimétrica.[3] Por lo

tanto, en el momento en que un estado cuántico es ocupado por un electrón, el

siguiente electrón debe ocupar un estado cuántico diferente.

En los átomos, los estados estacionarios de la función de onda de un

electrón en una aproximación no relativista (los estados que son función propia de

la ecuación de Schrödinger en donde es el hamiltoniano

monoelectrónico correspondiente; para el caso general hay que recurrir a la

ecuación de Dirac de la mecánica cuántica de campos) se denominan orbitales

atómicos, por analogía con la imagen clásica de los electrones orbitando alrededor

del núcleo. Estos estados, en su expresión más básica, se pueden describir

mediante cuatro números cuánticos: n, l, m y ms, y, en resumen, el principio de

exclusión de Pauli implica que no puede haber dos electrones en un mismo átomo

con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

De acuerdo con este modelo, los electrones pueden pasar de un nivel de

energía orbital a otro ya sea emitiendo o absorbiendo un cuanto de energía, en

forma de fotón. Debido al principio de exclusión de Pauli, no más de dos

electrones pueden ocupar el mismo orbital y, por tanto, la transición se produce a

un orbital en el cual hay una vacante.

TABLA PERIODICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los

distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos

basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius

Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de

las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada

de la de Mendeléyev, fue diseñada por Alfred Werner.

MODELOS ATOMICOS MÁS FRECUENTES

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la

materia.

Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la

materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas

en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego

quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser

eternos, inmutables e indivisibles.

Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los

filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea

de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año CientíficoDescubrimientos

experimentales Modelo atómico

180

8

John Dalton

Durante el s.XVIII y principios

del XIX algunos científicos

habían investigado distintos

aspectos de las reacciones

químicas, obteniendo las

llamadas leyes clásicas de la

Química.

La imagen del átomo expuesta

por Dalton en su teoría atómica,

para explicar estas leyes, es la de

minúsculas partículas esféricas,

indivisibles e inmutables,

iguales entre sí

en cada

elemento

químico.

189

7

J.J.

Thomson

Demostró que dentro de los

átomos hay unas partículas

diminutas, con carga eléctrica

negativa, a las que se llamó

electrones.

De este descubrimiento dedujo

que el átomo debía de ser una

esfera de materia cargada

positivamente, en cuyo interior

estaban incrustados los

electrones.

(Modelo atómico

de Thomson.)

191

1

Demostró que los átomos no

eran macizos, como se creía,

sino que están vacíos en su

mayor parte y en su centro

Dedujo que el átomo debía estar

formado por una corteza con los

electrones girando alrededor de

un núcleo central cargado

E.

Rutherford

hay un diminuto núcleo. positivamente.

(Modelo atómico

de Rutherford.)

191

3

Niels Bohr

Espectros atómicos

discontinuos originados por la

radiación emitida por los

átomos excitados de los

elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo

atómico, según el cual los

electrones giran alrededor del

núcleo en unos niveles bien

definidos.

(Modelo atómico

de Bohr.)

ANIONES MAS FRECUENTESEN LA QUIMICA INORGANICA

Cl- (cloruro)

I- (Ioduro)

F- (fluoruro)

Br-(bromuro)

SO3= (sulfito)

SO4= (sulfato)

PO4 3- (fosfato)

S= (sulfuro)

CO3= (carbonato)

ClO- (hipoclorito)

(ClO2)- (clorito)

(ClO3)- (clorato)

(ClO4)- (perclorato)

OH- (hidroxido u oxhidrilo)

(MnO4)- (permanganato)

Cr2O7 = (dicromato)

HALOGENOS

Los halógenos (del griego, formador de sales) son los elementos que

forman el grupo 17 (anteriormente grupo VII A) de la tabla periódica: flúor, cloro,

bromo, yodo y astato.

En estado natural se encuentran como moléculas diatómicas

químicamente activas [X2]. Para llenar por completo su último nivel energético

(s2p5) necesitan un electrón más, por lo que tienen tendencia a formar un ion

mononegativo, X-. Este anión se denomina haluro; las sales que lo contienen se

conocen como haluros.

Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling,

presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en

el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el

grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor

estado de oxidación que presentan.

Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen

halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados. La

hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel

importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del

neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA.

Algunos compuestos presentan propiedades similares a las de los

halógenos, por lo que reciben el nombre de pseudohalógenos. Puede existir el

pseudohalogenuro, pero no el pseudohalógeno correspondiente. Algunos

pseudohalogenuros: cianuro (CN-), tiocianato (SCN-), fulminato (CNO-), etcétera.

Los fenicios y los griegos de la antigüedad utilizaron la sal común para la

conservación de alimentos, especialmente en la salazón del pescado.

ANFIGENOS

El grupo de los anfígenos o calcógenos es el grupo conocido

antiguamente como VIA, y actualmente grupo 16 (según la IUPAC) en la tabla

periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O),

azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po).

Aunque todos ellos tienen seis electrones de valencia (última capa s2p4),

sus propiedades varían de no metálicas a metálicas en cierto grado, conforme

aumenta su número átomico.

El oxígeno y el azufre se utilizan ampliamente en la industria y el telurio y

el selenio en la fabricación de semiconductores.

COMPUESTOS DE AZUFRE

El H2S es un gas que se quema con una llama azul. Es poco soluble en

agua y tiene un olor característico definido como olor a huevos podridos (resultado

de la descomposición anaerobia de las proteínas que contienen azufre) Está

presente en los depósitos de gas natural como consecuencia de la fermentación

de materia orgánica en condiciones anaerobias. Es uno de los responsables del

mal olor de las aguas estancadas o de los cadáveres en estado de putrefacción. El

H2S mantiene una cierta analogía estructural con el H2O, pero es mucho menos

estable (el enlace S-H es más débil que el O-H).

  H2S H2O

Long. enlace E–H (pm) 133,6 95,7

Ángulo enlace H–E–H 92,1 104,5

P. fusión (ºC) -85,6 0

P. ebullición (ºC) -60,3 100

pKa: H2E(ac) → HE- + H+

(ac)6,9 14

Es extremadamente tóxico (comparable a la toxicidad del HCN). A pesar

de ser incoloro, es fácilmente detectable por su olor.

Preparación en el laboratorio

A partir de la hidrólisis de sulfuros metálicos:

FeS(s) + 2 HCl(ac) → FeCl2(ac) + H2S (g)

Un producto más puro se puede obtener por hidrólisis del Al2S3:

Al2S3 + 2 H2O → Al(OH)3 + 3 H2S

Reactividad

Es un buen reductor pudiéndose oxidar a S elemental o a SO2

dependiendo de las condiciones:

defecto de O2: 2 H2S(g) + O2 (g) → 2 H2O(l) + 2 S (s)

exceso de O2: 2 H2S(g) + 3 O2 (g) → 2 H2O(l) + 2 SO2 (s)

En disolución es oxidado a azufre por casi todos los agentes oxidantes:

H2S(g) → 2 H+(ac) + S (s) + 2e-; Eº(S/H2S) = +0,14V

Dada su toxicidad es conveniente eliminarlo del gas natural y otros

combustibles fósiles antes de su utilización. Uno de los métodos es la reacción

con NaOH:

H2S (g) + 2 NaOH (ac) → Na2S (s) + 2 H2O (l)

A pesar de su toxicidad, se ha utilizado el H2S para el análisis cualitativo

de mezclas de cationes metálicos. El método se basa en la dependencia con el pH

de la solubilidad de los sulfuros metálicos. Así al pasar sulfuro de hidrógeno a

través de una disolución que contenga distintas sales se produce la precipitación

fraccionada de grupos de iones según el valor de pH (pH<1 sulfuros más

insolubles: PbS, CuS, HgS (Kps<10-28); pH neutro o débilmente alcalino ZnS,

MnS, FeS, NiS (10-15>Kps>10-22))

NITROGENOIDEOS

Entre estos elementos se encuentran el nitrógeno (N), el fósforo (P) y el

arsénico (As).

El nitrógeno se encuentra en la naturaleza en estado libre (N2)

constituyendo el 78% de las moléculas de la atmósfera y combinado con otros

elementos formando muchos compuestos (como nitratos y nitritos). Cuando se

encuentra en estado libre es muy poco reactivo.

El fósforo es un sólido que se presenta principalmente en dos formas

alotrópicas: fósforo rojo y fósforo blanco, normalmente se encuentra combinado

formado las sales denominadas fosfatos.

Tanto el nitrógeno como el fósforo o el arsénico forman iones con tres

cargas negativas.

CARBONOIDEOS

El grupo XIV de la tabla periódica de los elementos (antiguo grupo IV A),

también conocido como grupo del carbono o de los carbonoideos, está formado

por los siguientes elementos: carbono (C), silicio (Si), germanio (Ge), estaño (Sn)

y plomo (Pb).

La mayoría de los elementos de este grupo son muy conocidos y

difundidos, especialmente el carbono, elemento fundamental de la química

orgánica. A su vez, el silicio es uno de los elementos más abundantes en la

corteza terrestre (28%), y de gran importancia en la sociedad a partir del siglo XXI,

ya que forma parte principal de los circuitos integrados.

OXIDOS

Un óxido es un compuesto químico que contiene uno o varios átomos de

oxigeno, presentando el oxígeno un estado de oxidación -2, y otros elementos.

Hay óxidos que se encuentran en estado gaseoso, líquidos o sólidos a

temperatura ambiente. Hay una gran variedad. Casi todos los elementos forman

combinaciones estables con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación.

Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las

características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces

covalentes. Por ejemplo son óxidos el óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno

(NO2).

PRINCIPIOS DE LA TERMODINAMICA

Este principio establece que existe una determinada propiedad,

denominada temperatura empírica θ, que es común para todos los estados de

equilibrio termodinámico que se encuentren en equilibrio mutuo con uno dado.

Tiene tremenda importancia experimental — pues permite construir instrumentos

que midan la temperatura de un sistema — pero no resulta tan importante en el

marco teórico de la termodinámica.

El equilibrio termodinámico de un sistema se define como la condición del

mismo en el cual las variables empíricas usadas para definir o dar a conocer un

estado del sistema (presión, volumen, campo eléctrico, polarización,

magnetización, tensión lineal, tensión superficial, coordenadas en el plano x , y) no

son dependientes del tiempo. El tiempo es un parámetro cinético, asociado a nivel

microscópico; el cual a su vez esta dentro de la físico química y no es parámetro

debido a que a la termodinámica solo le interesa trabajar con un tiempo inicial y

otro final. A dichas variables empíricas (experimentales) de un sistema se las

conoce como coordenadas térmicas y dinámicas del sistema.

Este principio fundamental, aun siendo ampliamente aceptado, no fue

formulado formalmente hasta después de haberse enunciado las otras tres leyes.

De ahí que recibiese el nombre de principio cero.

DISOLUCIONES

En química, una disolución (del latín disolutio), también llamada solución,

es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que

no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporción que varía

entre ciertos límites.

Un ejemplo común podría ser un sólido disuelto en un líquido, como la sal

o el azúcar disuelto en agua; o incluso el oro en mercurio, formando una

amalgama.

SOLUCION

Una solución es la respuesta a un problema o a una situación difícil. En una

ecuación siempre se le llama solución al valor de la incógnita.

CONCENTRACION

En química, la concentración de una disolución es la proporción o relación

que hay entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es

la sustancia que se disuelve, el disolvente la sustancia que disuelve al soluto, y la

disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor

proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la

disolución, y a mayor proporción más concentrada es ésta.

SOLUCIONES DILUIDAS

Aquellas que poseen menor cantidad de soluto que la que el solvente

puede disolver a una temperatura y presión dadas.

SOLUCIONES CONCENTRADAS

Aquellas soluciones que poseen prácticamente la totalidad de soluto que el

solvente puede disolver a una presión y temperatura dadas.

MOLARIDAD

En química, la concentración molar (también llamada molaridad) es una

medida de la concentración de un soluto en una disolución, o de alguna especie

molecular, iónica, o atómica que se encuentra en un volumen dado. Sin embargo,

en termodinámica la utilización de la concentración molar a menudo no es

conveniente, porque el volumen de la mayor parte de las soluciones depende en

parte de la temperatura, debido a la dilatación térmica. Este problema se resuelve

normalmente introduciendo coeficientes o factores de corrección de la

temperatura, o utilizando medidas de concentración independiente de la

temperatura tales como la molalidad

MOLALIDAD

La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramode

solvente. Para preparar soluciones de una determinada molalidad enun disolvente,

no se emplea un matraz aforado como en el caso de lamolaridad, sino que se

puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica,

previo peso del vaso vacío para poderle restar el correspondiente valor.

FRACCION MOLAR

La fracción molar es una unidad química para expresar la concentración de

soluto en una disolución. Nos expresa la proporción en que se encuentran los

moles de soluto con respecto a los moles totales de disolución, que se calculan

sumando los moles de soluto(s) y de disolvente.

NORMALIDAD

Al igual que la molaridad, esta unidad de concentración se basa en el

volumen de solución. La normalidad se define como el número de equivalentes del

soluto por litro de solución

L

eg

V

egN

#

CONCLUSION

Un átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene

su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos

químicos.

Una solución es la respuesta a un problema o a una situación difícil. En una

ecuación siempre se le llama solución al valor de la incógnita.

Un ion, también escrito ión,[1] (‘el que va’, en griego; siendo ἰών [ión] el

participio presente del verbo ienai: ‘ir’) es una partícula cargada eléctricamente

constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra.

Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro

de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se

conoce como ionización.

Muchos compuestos orgánicos sintéticos, y algunos naturales, contienen

halógenos; a estos compuestos se les llama compuestos halogenados. La

hormona tiroidea contiene átomos de yodo. Los cloruros tienen un papel

importante en el funcionamiento del cerebro mediante la acción del

neurotransmisor inhibidor de la transmisión GABA.

ANEXOS

BIBLIOGRAFIA

www.monografias.com

www.rena.edu.com

www.wikipedia.com

www.elrincondelvago.com