PORTAFOLIO DE ERICK MATIAS BALBOA MORALES: Clases de Química General.

---> 07 de Marzo de 2011.

Primera clase de química del año, donde se pueden destacar las ponderaciones para la calificación final del semestre en el ramo.

Recordar:

--> Certamen 1 ----------> 20%

--> Certamen 2 ----------> 30%

--> Laboratorios ---------> 25%

--> Permanent Work----->5%

--> Class work----------->5%

--> Home work---------->5%

--> Final work----------->5%

--> Part en clase --------> 5%

---> 11 de Marzo de 2011 / UNIDAD 1

Se pudo apreciar el concepto de química, que en simples palabras es una rama de la ciencia que estudia la obtencion y transformación de las sustancias puras y lo que las conforman, para luego dar paso al concepto ciencia, el cual fue conversado en clase muy "detalladamente".

Podemos decir entonces que la ciencia es un conjunto de conocimientos obtenidos a través del método científico.

METODO CIENTÍFICO.

Consiste en los siguientes pasos:

1) Observación de un fenómeno determinado

2) Formulación de hipótesis.

3) Experimentación, para confirmar o descartar la hipótesis.

A través de este metodo científico se pueden obtener diversas leyes que juntas pueden crear grandes teorías, como las leyes de gravedad y teorías del Big- Bang. También esto da pie a ampliar la mente del científico y lo hace ser más cuidadose y respetuoso con su prójimo, todo esto después de haber comprobado de fidedignidad de su experiencia.

LOS SISTEMAS MATERIALES.

Vimos que estos se relacionancon los aspectos estructurales y propiedades de la materia.

MODELO ESTRUCTURAL MOLECULAR DE LAS SUSTANCIAS PURAS.

La materia es discontinua, hecha por partículas, siendo la más pequeña la MOLÉCULA, sabiendo esto, podemos decir que una sustancia pura es un conjunto de moléculas IDÉNTICAS en tamaño, masa y forma. Podemos apuntar como ejemplo las moléculas de agua, butano y helio, entre muchas más.

Las moléculas tienen las sgtes cualidades:

- Movimiento ( E. cinética), directamente proporcional a la temperatura.

- Fuerza de atracción intermolecular.

Sabiendo esto, podemos afirmar que en los distintos estados de la materia, el comportamiento de las moléculas es el siguiente:

-Sólido: las moléculas están ordenadas ( muy poco movimiento, casi nulo) y poseen una estructura cristalina.

-Líquido: las moléculas resbalan entre si, teniendo un movimiento mayor al estado sólido y menos fuerza de atracción, perdiendo así su estructura cristalina.

-Gaseoso: Las moléculas adquieren mucho más movimiento comparado con los líquidos y su fuerza de atracción es mínima.

Vemos los cambios estructurales de las moéculas al subir la materia.

---> 15 de Marzo de 2011.

Podemos ahora apreciar los distintos cambios de la materia, estos son cambios físicos ya que sus moléculas no son alteradas, sino que si estructura molecular es la que cambia. Los cambios de la materia dependen de 2 cosas, La temperatura y la presión.

Apreciamos aca 2 estados diferentes, plasma y cristal líquido.

Plasma: móleculas de gas calentadas a muy alta temperatura

Cristal Líquido: líquido que adopta la forma del recipiente que los contiene y que posee estructura cristalina. Estos pueden ser de ordenamientos moleculares de tipo esmético, nemático y colestérico.


Acá, podemos ver que el cristal líquido es anisotrópico, es decir, que sus propiedades dependen de la dirección de sus moléculas.

LAS SUSTANCIAS PURAS Y SUS PROPIEDADES.

El aspecto de las propiedades de los sitemas materiales recibe el nombre de FASE.

Una fase se define como una porción material que posee idénticas propiedadees en toda su extensión.


Podemos observar que dentro del mismo material se encuentran 3 fases (sólida, líquida y gaseosa).


Observamos acá una gráfica, donde se encuentran los 3 estados de la materia a una determinada T° y P. La línea roja indica en que momento se encuentran 2 fases ( a 760 mmHg y 100°C hay gas y líquido, por ejemplo). El punto donde las 3 líneas se intersectan, indica que estan las 3 fases.

SISTEMAS MATERIALES.

Ejemplos de sistemas heterogéneos.

Podemos apreciar que no tan solo puede haber una sustancia pura dentro de un sistema homogéneos, sino que pueden ser 2, aca representada una con pelotitas negras y otra con las naranjas.


Acá vemos un sistema de 2 fases, también un ejemplo con 1 sustancia puro y el otro con 2.


Acá vemos un sistema de una fase (sólido) pero con 2 sustancias, ahora si, estas siempre se encuentran juntas y nunca repartidas, ya que en los sólidos siempre hay cristanilidad.

** Los sistemas heterogéneos a simple vista pueden parecer homogéneos, pero muchas veces no lo son, esto solo se ve en un microscopio, un claro ejemplo de esto es el acero. A estos sistemas se les llama COLOIDES.

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS.

Los métodos que se emplean acá son los siguientes.

--->Filtración, tanto simple como por succión

--->Decantación

--->Centrifugación

--->Sublimación

También hay otros métodos que tienen integrado 2 o más de los nombrados anteriormente como la Disolución y Tamización que no son muy utilizados, pero son igual de efectivos.

---> 18 Marzo de 2011.

SISTEMAS HOMOGÉNEOS.

Recordemos que un sistema homogéneo, está conformado por sólo una fase, pero se le llama solución a los sistemas conformados por una fase y que además poseen 2 tipos de moléculas formando esta sustancia.

Aca vemos en este mapa conceptual como se dividen los S. homogéneos, soluciones y sustancias puras.

Vemos acá la representación de una solución y una sustancia pura, en este caso, en la fase líquida hay 2 tipos de moléculas, las pelotitas naranjas y las negras.

Como ejemplos de soluciones sólidas se puede destacar las aleaciones (estaño), en las líquidas la salmuera (agua con sal) y en las gaseosas el aire (oxígeno, nitrógeno, etc).

Ejemplos de soluciones en los 3 estados de la materia. Cuando uno analiza distintos tipos de S. homogéneos, eso implica separar las diferentes sustancias puras que lo conforman.

MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE LOS SISTEMAS HOMOGÉNEOS.

Destilación: Consiste en calentar un líquido. al ser 2 sustancias puras diferentes, tienen diferentes ptos de ebullición, esto separa las moléculas ( de líquido - líquido a gas - líquido), para luego rescatar el gas y hacerlo líquido nuevamente o pasarlo a sólido. El rotavapor hace este mismo proceso pero por diferencias de presión (presión reducida o al vacío).

Extracción por solvente: El soluto es extraído del solvente original, por un solvente extractor, inmiscuible con el primero y que disuelve mejor al soluto.

Cristalización: Se lleva la solución a condición de saturación a una temperatura alta, luego se deja enfrian lentamente y como la solubilidad es menor a menores temperaturas, se forman cristales.

Cromatografía: una mezcla aca se lleva a un soporte estacionario (fase estacionaria), luego el flujo de una fase móvil arrastra de diferente manera los distintos tipos de moléculas, separándolas.

SOLUBILIDAD.

Es la mayor cantidad de soluto que en forma estable, se puede disolver en una determinada cantidad de solvente a una P y T° determinadas. Cuando la solución tiene disuelto la cantidad de soluto que corresponde a la solubilidad, se dice que la solución está saturada.

EL CAMBIOO QUÍMICO Y LAS LEYES FUNDAMENTALES.

Es la transformación de una sustancia pura a una completamente diferente. Acá la molécula se destruye (altera).

Cambio Químico

Sustancia pura unicial ------> Sustancia pura final

Molécula inicial ------> Molécula final

Reaccionante ------> Producto

La sustancia fundamental (derecha) se les llama Elementos. Estas forman sustancias aun más complejas, que se les denomina como Compuestos (izquierda).

LEYES FUNDAMENTALES.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA. / LAVOISIER

La masa reaccionante es igual a la masa del producto.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS. / PROUST

La proporción en que los elementos se combinan para formar compuestos es definida o constante, no importando la procedencia del compuesto.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES. / DALTON

Los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad física de un segundo elemento, cuando se forman 2 o más compuestos, están en la relación a números enteros.

---> 22 de Marzo de 2011

MODELO ATÓMICO

En base a las leyes anteriorres, se pudo demostrar que hay un elemento aun más pequeño que las moléculas, estos son los átomos, siendo sus características las siguientes.

Son partículas que mediante fuerzas llamadas " ENLACE QUÍMICO" forman moléculas manteniendose unidos.
Cada elemento posee un átomo caracteristico, de un determinado tamaño y masa.
A átomos iguales se les llama elemento y a atomos desiguales se les llama compuesto.
El cambio químico es prácticamente un reordenamiento de átomos.

SUSTANCIAS PURAS.


Al análisis de este tipo de sustancias se les llama "Químicos". Se pueden analizad de forma "Química cualitativa" (separación e identificación de elementos que forman un compuesto) y "Química cuantitativa" ( medición de la cantitadad de cada elemento que forma un compuesto).

** Los compuestos químicos se separan por medio de la electrólisis.

NOMENCLATURA QUÍMICA.

El átomo de un elemento se representa por su símbolo, por ejemplo:

átomo de cobre ---------------> Cu

átomo de oxígeno -------------> O

átomo de hidrógeno -----------> H

Una molécula de una sustancia pura se representa por su fórmula:, por ejemplo:

Óxido de cobre ---------------> Cu2O

** El subíndice (2) indica el número de átomos del elemento y se llama Atomicidad.

Un reordenamiento de átomos puede ser el hidróxido de carbono, representado por:

Cu2O + H20 = 2 Cu O

** El número de partículas idénticas se identifica por el número delante de la fórmula, recibe el nombre de COEFICIENTE ESTEQUIOMÉTRICO.

LEY DE VOLÚMENOS DE LOS GASES. / GAY LUSSAC

Los volúmenos de los gases reaccionante y productos, medidos en iguales condiciones de P y T°, están en relación a números enteros. Por ejemplo:

2V de Hidrógeno + 1V de Oxígeno -------> 2V de Agua

1V de Nitrógeno + 3V de oxígeno --------> 2V de Amoniaco

1V de Nitrógeno + 1V de Cloro ----------> 2V Ácido clorhídrico

PRINCIPIO DE AVOGADRO.

En volúmenos iguales, de cualquier gas, medidos en iguales condiciones de P y T°, existe igual número de moléculas.

También propone: la presión de las moléculas que ejercen al chocar contra las paredes de un recipiente depende de:

Magnitud de impactos ( m x v).

Número de impactos ( proporcional al número de moléculas).

También Avogadro explica los experimentos de Gay Lussac y permite conocer la fórmula de los gases simples. Otro aporte de él, fue que permitió establecer la primera relación de masas de los diferentes átomos, tomando como el punto de comparación al Hidrógeno, el más liviano.

---> 25 de Marzo de 2011 / UNIDAD 2

ESTUDIO DE LOS ÁTOMOS.

La materia y la electricidad.

Diferentes experimentos demuestran la existencia de cargas eléctricas, estas son dos y corresponden a una carga positiva (+) y una negativa (-).

Según los experimentos de Faraday (electrólisis), se pudo determinar una nueva magnitud, un flujo de particulas a la que se le denominó Corriente Eléctrica (flujo de electrones).

Experimento de Rutherford.

Consistió en hacer pasar un haz de partículas subatómicas por una lámina de oro, ¿Qué ocurrió?, resultó que este haz atravesó la lámina de oro, donde muy pocas rebotaron. Rutherford razonó entonces que la lámina de oro era pácticamente "hueca", es decir, que concentraba la mayoría de su masa en el núcleo, generando vacíos en esta. Esto fue el empujón que lo llevó a su propio diseño atómico.


De este experimento, también concluye la presencia de los protones, partículas dentro del núcleo con carga positiva y de los neutrones, elementos con carga neutra también dentro del núcleo.

VISION ATÓMICA DE RUTHERFORD.

NOMENCLATURA PARA SISTEMAS ATÓMICOS.

Z: Número atómico (número de PROTONES ).

A: Número másico (Suma de protones y neutrones).

X: Atomicidad (átomos unidos).

CARGA ELECTRICA: Número de protones menos número de electrones.

Con esto nace el concepto de Ión.

ION POSITIVO

Pérdida de electrones.

ION NEGATIVO

Ganancia de electrones.

** Isótopos: átomos de igual Z, pero con distinto A.
** Isóbaros: átomos de distinto Z, pero con igual A.

PESOS ATÓMICOS O PESOS RELATIVOS.

Al existir átomos con distinto Z, se es necesario encontrar una forma de calcular cuanto es el peso de estas partículas, donde el peso atómico se calcula de la siguiente manera:

At = A1 * X1 + A2 * X2 .... An * Xn

Donde A es la masa atómica del isótopo (u.m.a) y X el % en abundancia / 100.

---> 01 de Abril de 2011 // UNIDAD 3

LA ENVOLTURA DE LOS ÁTOMOS.

LAS ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS.

Se definen como campos eléctricos y magnéticos variables, oscilantes y mutuamente perpendiculares en el espacio. Se relacionan con el concepto energía.


Onda electromagnétca en el espacio.

Una onda tiene ciertas magnitudes y cualidades, las cuales son:

- Amplitud de onda.

- Velocidad de propagación de la onda.

- Longitud de onda.

-Periodo.

- Frecuencia.

FENÓMENO DE INTERFERENCIA.

Se presenta cuando 2 o más ondas electromagnéticas se encuentra o en fase o desfase:

Fase o constructiva: las ondas suman sus amplitudes

Desfase o destructiva: ambas se anulan.

También aparece el concepto de difracción, el cual se produce cuando ocurren ambos fenómenos al mismo tiempo. como por ejemplo, ver en una hoja de acero lados oscuros y lados brillantes, ahi se puede apreciar el fenómeno de difracción de la luz.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.


Apreciamos el espectro electromagnético, donde lo perceptible por el ser humano es muy poco, solo una pequeña parte de este.

FÍSICA CLÁSICA.

Plantea que la energía eras de manera continua y que la energía de una onda electromagnética era proporcional a la amplitud de la onda.

Después de este planteamiento hubieron ciertas experiencias que pusieron en duda esta hipótesis, estos fueron el espectro discontinuo de la emisión de Hidrógeno y el efecto fotoeléctrico.

FÍSICA MODERNA.

Plantea que la energía es de carácter discontinuo y que se presenta en forma de "pequeños paquetes de energía" que se denominan fotones y que la energía de una onda electromagnética es proporcional a su frecuencia.

En base a esto, el número de razonamiento y ecuaciones matemáticas para describir el comportamientó, ya sea del átomo, fotón, etc, aumentaron, como por ejemplo, la energía de un foton (const. de plank (h) x n)

EL MODELO ATÓMICO DE BOHR.

Bohr plantea que el átomo tiene órbitas circulares alrededor del núcleo y que por lo tanto, un momentum angular.

A la izq, los niveles de órbitas permitidas (r) y a la derecha los niveles de energía permitidos (E).


Acá se aprecia la energía asociada a los cambios de onda.

LA MECÁNICA CUÁNTICA ONDULATORIA.

Encontramos el efecto Compton el cual dice que al chocar un electrón con un fotón, el fotón pierde energía y aumenta su longitud de onda, el electrón gana energía. Esto da pie a un nuevo concepto, el del comportamiento foto- onda de la energía.

---> 05 de abril de 2011.

-Broglie: "todo cuerpo en movimiento tiene una onda asociada".


Onda alrededor de la órbita.

-Heissenberg: "es imposible conocer simultáneamento la posición x y el momento p de un electrón".

Ecuacion de Schrodinger:


Ecuación diferencial de 2° orden para sistemas onda partícula, en tres dimensiones e independiente del tiempo.

Con estos nuevos avances se logró comprobar que una partícula es prácticamente imposible de encontrar mediante alguna forma matemática, pero si se puede determinar una zona donde es probable encontrar partículas en un plano cartesiano de 3D (x,y,z), a esta zona se le llamó orbital.


Orbital: zona donde la probabilidad de encontrar una partícula es alta.

LOS NÚMEROS CUÁNTICOS.

n: número cuántico principal, se asocia al tamaño y la energía de los orbitales.
l: número cuántico secundario, se asocia al tipo o forma de los orbitales.
m: número cuántico magnético: se asocia al giro del electrón sobre su eje, estos pueden ser solo dos, spin + o spin -.


spin negativo es aquel que va en sentido anti-horario (izquierda), mientras que el que va en sentido horario es el spin positivo(derecha). el negativo tiene spin - 1/2 y el positivo spin +1/2.

** No puede haber 2 electrones con los 4 números cuánticos iguales.

REGLA DE LAS DIAGONALES.

- Son de menor energía los de menor valor de n+1.
- A igualdad de n+1, se considera de menor energía los de menor n.

PRINCIPIO DE HUND.

Se aplica cuando cuando los orbitales de igual energía o degenerados ( igual n+1 e igual n, como por ejemplo, serie de orbitales 3p). Los electrones entran de uno en uno en cada uno de ellos, siendo primero rellenados por spin negativo.

Ejemplo de llenado de los orbitales, hacia abajo spin negativo, hacia arriba spin positivo.

PROPIEDADES MAGNÉTICAS DE LAS SUSTANCIAS.

Pueden ser dos, las paramagnéticas y el diamagnetismo.

Paramagnéticas: Se da con las sustancias que poseen orbitales con electrones desapareados (spin -1/2).Acá los campos magnéticos se suman, refuerzas o atraen otros campos magnéticos externos (sustancias imantables).
Diamagnetismo: Se da con las sustancias que poseen sus orbitales pareados con electrones (spin -1/2 y spin 1/2). acá la sustancia repele los campos magnéticos y no es imantable.

SISTEMA PERÍODICO DE LOS ELEMENTOS.

---> 08 de abril de 2011 / UNIDAD 4.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS.

Entre las propiedades podemos encontrar las siguientes:

Radio atómico: distancia que hay entre el núcleo y el electrón periférico. el radio aumenta de la primera columna hacia abajo y disminuye al avanzar hacia la derecha (esto se debe al "n" y el aumento de Z).
Átomos isoelectrónicos: átomos con el mismo número de electrones.

Atomos del un distinto Z, pero que tienden a parecerse al gas noble ( en este caso el Argón), por su carga eléctrica negativa, es decir, buscan estabilidad.

Potencial de ionización: es la energía necesaria para arrancar electrones de un átomo. El potencial de ionización es mayor hacia las columnas de la derecha de la tabla, los No metales, y es bajo o nulo en los metales, lado izquierdo de la tabla.

Electroafinidad: fenómeno que se origina cuando un átomo gana un electrón y se libera energía. La electroafinidad es mayor hacia los metales y tienede a ser menor para los no metales y gases nobles.

Electronegatividad y Electropositividad: Es la terndencia a formar iones negativos (electronegatividad) y a formar iones positivos (electropositividad). La electronegatividad tiende a los no metales y la electropositividad a los metales.

---> 15 de abril de 2011 / UNIDAD 5

EL ENLACE QUÍMICO.

Se define como la fuerza que une los átomos para formar moléculas. Esto implica una estabilización, basada en la "regla del octeto".

Estos enlaces pueden ser:

ENLACE IÓNICO: cesión de electrones. Este enlace se forma entre elementos metales y elementos no metales (los más electronegativos con los mas electropositivos), formando iones con cargas eléctricas.

ENLACE COVALENTE: compartición de electrones. Este enlace se forma solamente entre elementos no metales. comparten parejas de distinto spin.

Segun la diferencia de las electronegatividades, se puede determinar que tipo de enlace forman los elementos.

Si es 0, es enlace covalente apolar.
Si está entre 0.4 y 1.7, es enlace covalente polar.
Si está entre 1.7 y 4, se habla de enlace iónico.

---> 19 abril de 2011.

GEOMETRÍA MOLECULAR.

Está definida por la hibridación de los orbitales atómicos.

Al formarse enlaces covalentes, estos pueden ser enlaces covalentes simple, dobles o triples, esto determina la geometría de la molécula formada en el espacio.

Una unión "pi", puede ser del tipo sp o sp2, ya que en ambos casos existe el orbital "p", pero no puede ser sp3, ya que este tipo no los posee (tipo sigma).

Cuando hay E.C.S, se habla de una unión tipo sigma (sp3)
Cuando hay E.C.D, se habla de una unión tipo sigma - pi (sp2)
Cuando hay E.C.T, se habla de una unión tipo pi - sigma - si (sp)

---> 25/04/11 / UNIDAD 6

PROPIEDADES FISIOQUÍMICAS DE LAS SUSTANCIAS PURAS.

Estas dependen del tipo de enlace, direccionalidad de estos, rasgos eléctricos entre otros.

Si hablamos de enlaces, el más fuerte es es el covalemte, luego el iónico y después el metálico.

MOLÉCULAS GIGANTES.

Son arreglos de átomos, unidos mediante fuerzas de enlace químico (interatómico), en que no está definido el tamaño del sistema.

COVALENTES TRIDIMENSIONALES.

Son arreglos tridimensionales de átomos iguales o diferentes unidos por enlaces covalentes y dispuestos en el espacio siguiendo las reglas de la hibridación (sp3). Son las estructuras más rígidas, duras o resistentes que se conocen, insolubles y de alto punto de fusión. A modo de ejemplo, tenemos el diamante.

COVALENTES BIDIMENSIONALES.

Es cuando la red de enlaces covalentes se teje en dos dimensiones (hidridación sp2). Tienen altos puntos de fusión y son insolubles, pero son sustancias blandas, debido a la poca fuerza de atracción entre las mallas. Como ejemplo tenemos el carbono en forma de grafito.

COVALENTES UNIDIMENSIONALES.

Corresponde a las sustancias denominadas polímeros, largas cadenas de unidades conectadas por enlaces covalentes.

Son cadenas largas llamadas también macromoléculas y por ésta razón es que interaccionan unas con otras de manera significativa. Las interacciones entre macromoléculas son fuerzas de distintos tipos.

En los polímeros, en primer término, la fusión y la solubilización están determinadas por la magnitud de las fuerzas de atracción entre las macromoléculas, en principio altas, precisamente por la longitud de las cadenas. Sin embargo, existe un segundo factor determinante, el factor entrópico o desorden que pueden alcanzar las estructuras una vez solubilizadas o fundidas.

Los polímeros flexibles o plegables forman estructuras sólidas bifásicas (cristalinas – amorfas) que son quebradizas, éstas estructuras se pueden disolver o fundir con relativa facilidad pues cuando alcanzan tales estados la macromoléculas están muy enroscadas, plegadas u ovilladas, en suma desordenadas lo que favorece el proceso de separación de las macromoléculas.

IÓNICAS.

Son un arreglo de iones positivos y negativos que se disponen alternadamente en el espacio compensando sus cargas. La geometría del arreglo es simple cuando los iones positivos y negativos son monoatómicos y además se encuentran en relación 1:1 como en el caso del Na+Cl -.

Son estructuras de temperatura de fusión elevadas , alrededor de los 1000°C de acuerdo a la fortaleza del enlace iónico.

METÁLICAS.

Los átomos metálicos , al ser muy electropositivos se desprenden de sus electrones de valencia pasando a formar iones positivos. Por su parte los electrones que han perdido su pertenencia a un átomo determinado se mueven entre los iones constituyendo una nube de electrones delocalizados. Esta nube de electrones que une a iones positivos es el enlace metálico.

Los puntos de fusión de los metales son medianamente altos.

MOLÉCULAS CONVENCIONALES.

Son aquellos sistemas formados por moléculas que se encuentran claramente definidas, se conoce el número exacto de átomos y de qué elementos está constituída la molécula. Se representan por las llamadas fórmulas moleculares reales.

En su gran mayoría las moléculas de ésta categoría unen sus átomos con enlaces covalentes.