UNIVERSIDAD DE SANTIAGO DE CHILE FACULTAD DE QUIMICA Y BIOLOGIA DEPARTAMENTO DE CIENCIA DE LOS MATERIALES https://www.youtube.com/watch?v=H7rIhQdHi7o https://www.youtube.com/watch?v=za-nxN1QCrk&t=90s Química: Ciencia avocada al estudio de la materia y a los cambios que esta presenta i) Antiguas tradiciones artesanales: curtiembre, metalurgia Los orígenes de la química se remontan a la antiguedad industria cervecera, ii)Antiguos filósofos Griegos: Aplicación de la lógica para entender la naturaleza y sus fenómenos. Breve Perspectiva Histórica. Modelos Atómicos: Ideas Preliminares Demócrito (S. V a.c). Filosofo griego, mediante el razonamiento lógico llega a concluir que la materia es indivisible. Primero en ocupar el termino ÁTOMO como aquello que no puede ser subdividido Aristóteles y Platón contradicen las ideas atomísticas Breve Perspectiva Histórica. Las ideas de Demócrito no fueron admitidas; la influencia de Aristóteles, otro gran pensador griego, hizo que se impusiese la teoría de los cuatro elementos. Según Aristóteles, la materia estaba formada por cantidades variables de Tierra Agua Aire Fuego Breve Perspectiva Histórica. Representación esquemática de los cuatro elementos Griegos y sus propiedades Breve Perspectiva Histórica. Alquimistas: • Buscan la “transmutación” de metales comunes en oro. • Por el mismo proceso buscan un “elixir” que de la vida eterna. • En su búsqueda encuentran nuevos compuestos químicos. Los alquimistas de la Edad Media creían que para lograr la transformación de metales como el plomo, sin gran valor, en oro o plata, había que agregar y combinar una cantidad justa de mercurio, a fin de lograr la transmutación. También pensaban que para que esta reacción se produjera tendría que ocurrir en presencia de un catalizador (sustancia que provoca la modificación de ciertos cuerpos sin modificarse ella misma) al que se llamó piedra filosofal. La historia de la alquimia es básicamente la historia de la búsqueda de este catalizador. Breve Perspectiva Histórica. Teoría del Flogisto Flogisto Material Inflamable Combustión Cal “Cuando un material se quema, libera FLOGISTO al aire” Georg Ernst Stahl (1660-1734) Breve Perspectiva Histórica. “La materia no se crea ni sede destruye, nacimiento la solo se transforma” 1772, El Química Moderna Fósforo Combustión Residuo Observaciones: Antoine Lavoisier (1743-1794) Lavoisier, padre de la Química 1. El peso del residuo > peso del fosforo. 2. El aire contribuye con oxigeno en la reacción. 3. En un recipiente cerrado el peso no variaba. Por lo tanto la teoría del flogisto queda DESCARTADA!!!! Teoría Atómica de Dalton John Dalton (1766-1844). Químico y Físico Ingles, Profesor de escuela, autor, entre otras cosas, de la Ley de las Proporciones Múltiples base de su Teoría Atómica, de la cual derivo su tabla de Masas Atómicas Relativas. Teoría Atómica de Dalton Postulado Nº1: “Toda la materia esta constituida por partículas extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas ATOMOS, los cuales son imposibles de crear o destruir.” Por lo tanto, la materia es DISCONTINUA, y no se puede dividir infinitamente. Teoría Atómica de Dalton Postulado Nº2: “Los átomos de un mismo elemento son todos idénticos entre si, pero distintos a los átomos de otro elemento.” Tamaño átomo A > Tamaño átomo B Masa átomo A > Masa átomo B Propiedades átomo A ≠ Propiedades átomo B Teoría Atómica de Dalton Postulado Nº3: “La porción más pequeña de un compuesto es la MOLECULA, y esta es el resultado de la combinación de átomos de dos o mas elementos distintos en una proporción numérica simple, manteniendo su identidad.” Teoría Atómica de Dalton Postulado Nº4: “Dos o más átomos de distintos elementos pueden combinarse de diferentes maneras para formar mas de un tipo de molécula, o sea, más de un tipo de compuesto.” Evaluación de la Teoría Atómica de Dalton DESACIERTOS: 1) Los átomos si se pueden crear o destruir, por ejemplo en una reacción de fisión nuclear: Evaluación de la Teoría Atómica de Dalton Los átomos presentan una ESTRUCTURA INTERNA, no prevista por Dalton. Protón Neutrón Átomo Electrón Evaluación de la Teoría Atómica de Dalton DESACIERTOS: 2) Átomos de un mismo elemento si pueden presentar volúmenes y masas distintas, Dalton no previó la existencia de ISOTOPOS: Isótopos del Hidrógeno: Hidrógeno Deuterio Tritio Las propiedades químicas de un elemento solo dependen de su numero de PROTONES y ELECTRONES Evaluación de la Teoría Atómica de Dalton DESACIERTOS: 3) El modelo Atómico de Dalton no considera la existencia de moléculas di-atómicas para una misma clase de elementos: Hidrógeno Nitrógeno Oxígeno Flúor H2 N2 O2 F2 4) Dalton consideraba que los compuestos mas estables eran aquellas con la menor proporción atómica entre los elementos (ej. 1:1). Escala de Masas Atómicas de Dalton Mediante el uso de la “Teoría Atómica”, Dalton propone un método para determinar una escala de masas atómicas relativa. A 4,0g + B 12,0g AB 16,0g Se puede decir que en 4,0g de A hay igual numero de átomos que en 12,0g de B, por lo tanto se puede establecer que: masa B 12,0 3 masa B 3 masa A masa A 4,0 Escala de Masas Atómicas de Dalton Por otra parte: C + 5,0g D C2D 10,0g 15,0g masa D 10 2 masa D 4 masa C 2 masa C 5 A 3,0g + C AC2 12,0g 15,0g 2 masa C 12 masa C 2 masa A masa A 3 Escala de Masas Atómicas de Dalton Normalizando la masa del átomo A a uno, y tomándolo como referencia, se obtiene: Átomo Masa Relativa A 1 B 3 C 2 D 8 Mediante este procedimiento Dalton elabora su tabla de masas atómicas relativa al Hidrógeno. Escala de Masas Atómicas de Dalton Nombre Masa Atómica (Dalton) Masa Atómica (Actual) Hidrógeno 1,0 1,008 Nitrógeno 5,0 14,007 Carbono 5,4 12,001 Oxígeno 7,0 15,999 Magnesio 20,0 24,305 I Hierro 50,0 55,847 G Oro 190,0 196,966 Símbolo Modelo Atómico de Thomson. • Dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa (electrones). • De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. Deficiencias: El átomo no es macizo ni compacto, es prácticamente hueco y el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo, según demostró E. Rutherford en sus experiencias Modelo Atómico de Ruthenford. Experimento de Ruthenford Los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. La masa del átomo está concentrada en el centro del átomo Modelo Atómico de Ruthenford. • El átomo está formado por un núcleo central (+) rodeado por los electrones (-) • El núcleo es muy pequeño con relación al diámetro total del átomo pero contiene la mayor parte de la masa. • Los electrones giran alrededor del núcleo. • El número de electrones compensa la carga positiva del núcleo. • Los electrones tiene una masa despreciable. Diámetro del núcleo 10.000 veces menor Diámetro del Átomo Modelo Atómico de Rutherford. Deficiencias: Contradecía a las leyes del electromagnetismo de Maxwell y no explica los espectros de emisión atómica. Modelo Atómico de Bhor. La energía que radian lo átomos cuando son sometidos al calor NO puede tener cualquier valor. Los electrones se encuentran distribuidos en el átomo en determinados NIVELES DE ENERGÍA Bhor propone que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas o niveles de energía Modelo Planetario Átomos Son la unidad más pequeña de un elemento que conserva las propiedades de dicho elemento. El átomo : Consiste en núcleos positivos cargados, muy pequeños y muy densos, rodeados por nubes de electrones a distancias del núcleo relativamente grandes. Átomos a) Los átomos se componen principalmente de 3 partículas: Protones; Neutrones; Electrones b) La materia puede tener cargas (+) (-) o neutra. c) Los e- y p+ tienen la unidad elemental de carga más pequeña encontrada en la materia. Partícula Protón Electrón Neutrón símbolo p+ en0 Masa, g 1,660 x 10-24 9,11 x 10-28 1,673 x 10-24 Carga 1+ 10 d) El p+ posee la misma magnitud que el e-, pero su carga es (+).Los neutrones no tienen carga (0). Bibliografía Recomendada • Curso de Química General. Emilio Balocchi, Lilian Bouyssieres, otros. Universidad de Santiago de Chile, 7ª Edición (2002). Capitulo II (Secciones 2,1-2,6). • Química, La Ciencia Central. Brown-LeMay-Bursten. Pearson Educación, 9ª Edición (2004). Capitulo II (Secciones 2,1-2,3). • Química. Raymond Chang. Mc Graw-Hill, 7ª Edición (2002). Capitulo II (Secciones 2,1-2,3; 2,5). Teoría Atómica de Dalton Postulado Nº1: “Toda la materia esta constituida por partículas extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas ATOMOS, los cuales son imposibles de crear o destruir.” Por lo tanto, la materia es DISCONTINUA, y no se puede dividir infinitamente. Modelo Atómico de Thomson. • Dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa (electrones). • De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. Deficiencias: El átomo no es macizo ni compacto, es prácticamente hueco y el núcleo es muy pequeño comparado con el tamaño del átomo, según demostró E. Rutherford en sus experiencias Modelo Atómico de Ruthenford. Los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Modelo Atómico de Bhor. La energía que radian lo átomos cuando son sometidos al calor NO puede tener cualquier valor. Los electrones se encuentran distribuidos en el átomo en determinados NIVELES DE ENERGÍA Bhor propone que los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas o niveles de energía Modelo Planetario Número Atómico y Número Másico Número Másico: A = np+ + nnº (número de protones más neutrones) = Peso atómico Número Atómico: Z = nº de protones (número de protones en el núcleo) X = Símbolo del elemento Numero de neutrones (n) = A -Z 1 1H 12 C 6 16 O 8 235 92U hidrógeno carbono oxígeno uranio 1p; 1e; 0n 6p; 6e; 6n 8p; 8e; 8n 92p; 92e; 143n Número Atómico e Isótopos • El número de protones en el núcleo, llamado número atómico (Z) es característico de cada elemento. • En cambio, diferentes átomos de un elemento determinado pueden poseer números distintos de neutrones (distinto A). • Los átomos con el mismo número de protones (átomos del mismo elemento) pero con números diferentes de neutrones reciben el nombre de isótopos. Ej: Hay tres clases diferentes de átomos de H. 1 H 1 2 1H 3 1H hidrógeno (PROTIO) hidrógeno (DEUTERIO) hidrógeno (TRITIO) 1e; 1p ; 0n 1e; 1p ; 1n 1e; 1p ; 2n Ejercicio: Indicar Nº de protones, electrones y neutrones en los siguientes isótopos: 14 6 C 13 6 C 12 6 C Z= 6 p+ Existen en distintas abundancias relativas: A = 14 (14 – 6)= 8 n A = 13 (13 – 6)= 7 n A = 12 (12 – 6)= 6 n 98,89 % de 12C; 1,11 % de 13C; y trazas de 14C 6 e- ¿Cuántos protones, neutrones y electrones en los sgtes. Átomos? Símbolo 31P 15 40Ca 20 59Ni 28 Protones Neutrones Electrones 84Kr 52Cr 36 24 15 20 28 36 24 16 20 31 48 28 15 20 28 36 24 Iones Cationes y Aniones Puede ocurrir que el átomo pierda o gane electrones (nunca que pierda o gane protones pues esto acarrearía la transformación de ese átomo en otro átomo de un elemento químico diferente), adquiriendo carga eléctrica neta y dando lugar a un ión: Si pierde electrones, adquiere carga eléctrica positiva y el ión se llama catión. Si gana electrones, adquiere carga eléctrica negativa y el ión se llama anión. Cationes y Aniones Indique el número de electrones de:: Fe (Z = 26) Fe+2 I (Z = 53) I- Co (Z = 27) Co+3 26e 24e 53e 54 e 27e 24e 15 20 24 53 Leyes Ponderales. Con el advenimiento de la balanza, los químicos pudieron determinar cuidadosamente las masas de las sustancias participantes en las relaciones químicas. Estas observaciones cuantitativas permitieron formular una serie de leyes científicas llamadas leyes pondérales porque derivaron a partir de la masa de las sustancias reaccionantes. Antoine Lavoisier (1743-1794) • Químico Francés, padre de la química. Introdujo los principios de la nomenclatura de las sustancias que se usan hasta hoy. Explicó las reacciones redox que ocurren en la combustión. Autor de la ley de la conservación de la materia. Fue el primero en escribir reacciones químicas. Leyes Ponderales. • a) LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA • b) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS • c) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES Leyes Ponderales. a) Ley de conservación de la materia: “La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma” • Si se hace reaccionar, en condiciones adecuadas, hidrógeno gaseoso con oxígeno gaseoso se obtiene vapor de agua. Hidrógeno (g) + oxígeno (g) 4,04 g 32,00 g ______ Hidrógeno (g) + oxígeno (g) Agua (g) 0 g 0g 36,04 g • Conclusión: En este experimento podemos comprobar que la suma de las masas de los reactantes es igual a la masa de los Productos. Leyes Ponderales. b) Ley de las Proporciones Definidas: “Cuando 2 o mas elementos se combinan para producir un cierto compuesto, siempre lo hacen en los mismos porcentajes en peso” A + B Compuesto mA x100 %A(en masa) m m B A mB x100 %B(en masa) m m B A Leyes Ponderales. b) Ley de las Proporciones Definidas: Hidrógeno + Oxígeno Agua 1. 50,00(g) 400,25(g) 450,25(g) 2. 50,00(g) 50,00(g) 56,24(g) 3. 10,00(g) 70,00(g) 78,74(g) Nota; En la reacción 2 sobraron 43,76 (g) de hidrógeno y en la reacción 3 sobraron 1,26(g) de hidrógeno ¿Cuál es el porcentaje de hidrógeno y oxígeno en el agua? ¿En que razón se encuentran? Leyes Ponderales. b) Ley de las Proporciones Definidas: En el cloruro de sodio siempre esta combinado un 39,4% en peso de sodio con un 60,6% de cloro. A partir de esta información, calcule cuantos gramos de sodio deben hacerse reaccionar con 10 g de cloro para obtener cloruro de sodio. Leyes Ponderales. c) Ley de las Proporciones Múltiples: Dos elementos se pueden combinar para formar diferentes compuestos Compuesto 1: 94,1% Oxígeno 5,9% Hidrógeno Hidrógeno + Oxígeno Compuesto 2: 88,9% Oxígeno 11,1% Hidrógeno “Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación de números enteros y sencillos, como 1 a 1, 2 a 1, 3 a 1, 2 a 3, etc.” (John Dalton 1804) Leyes Ponderales. c) Ley de las Proporciones Múltiples: Para tres óxidos de nitrógeno, el análisis arroja la siguiente composición Oxido 1 Oxido 2 Oxido 3 %Nitrógeno 63,64 46,67 30,43 %Oxigeno 36,36 53,33 69,57 a) Calcule la masa de oxígeno que, en cada caso, se combina con un gramo de nitrógeno. b) Obtenga los cocientes de los resultados de (a) e identifique cada óxido con su formula a) Calcule la masa de oxígeno que, en cada caso, se combina con un gramo de nitrógeno. R1 Oxido 1 %Nitrógeno 63,64 %Oxigeno 36,36 R2 Oxido 2 %Nitrógeno 46,67 %Oxigeno 53,33 R3 Oxido 3 %Nitrógeno 30,43 %Oxigeno 69,57 R1= 𝑂 𝑁 36,36% 0,571𝑔 𝑂 = 0,571 = = 63,64% 1𝑔𝑁 𝑂 R2= = 𝑁 𝑂 R3= = 𝑁 53,33% 1,143 𝑔 𝑂 = 1,143 = 46,67% 1𝑔𝑁 69,57% 2,286 𝑔 𝑂 = 2,286 = 30,43% 1𝑔𝑁 b) Obtenga los cocientes de los resultados de (a) e identifique cada óxido con su formula 𝑅2 1,143 = = R1 0,571 𝑅3 2,286 = R1 0,571 Oxido 1 2 =4 Oxido 2 Oxido 3 %Nitr ógeno 63,64 2 46,67 1 30,43 1 %Oxig eno 36,36 1 53,33 1 69,57 2 N2O NO NO2 Ejercicio: Analice la siguiente información experimental y demuestre que estos compuestos se ciñen a la ley de las Proporciones Múltiples. 1 g de Fe + 0,574 g de S Producto de color negro 1 g de Fe + 0,861 g de S Producto de color verde 1 g de Fe + 1,148 g de S Producto de color amarillo Bibliografía Recomendada • Curso de Química General. Emilio Balocchi, Lilian Bouyssieres, otros. Universidad de Santiago de Chile, 7ª Edición (2002). Capitulo II (Secciones 2,1-2,6). • Química, La Ciencia Central. Brown-LeMay-Bursten. Pearson Educación, 9ª Edición (2004). Capitulo II (Secciones 2,1-2,3). • Química. Raymond Chang. Mc Graw-Hill, 7ª Edición (2002). Capitulo II (Secciones 2,1-2,3; 2,5).
