Unidad II: Configuración electrónica. Tabla periódica (parte II)

Número cuánticos

La mecánica cuántica establece que se requieren tres números cuánticos para describir la distribución de los electrones en el hidrógeno y en otros átomos. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödiger para el átomo de hidrógeno.

I. Número cuántico principal. El número cuántico principal (n), se relaciona con la distancia promedio del electrón al núcleo en un orbital (como se sabe que el electrón no describe una trayectoria específica, la palabra orbita utilizada en el modelo de Bohr es sustituido por la palabra orbital) en particular (niveles de energía). Puede tener valores enteros y en el átomo de hidrógeno, el valor de n determina la energía de un orbital, con así para los átomos polielectrónicos.

II. Número cuántico de momento angular (l ) Indica la forma de los orbitales. Los valores de este número depende del valor del número cuántico principal. Para un n dado, los valores enteros posibles de l van de 0 a (n-1).

Un conjunto de orbitales con el mismo valor de n recibe el nombre de capa o nivel. Uno o más orbitales con el mismo valor de l y n se llaman subcapas. Por ejemplo, con la capa n= 2 está compuesta por las subcapas l = 0 y 1 (los valores permitidos para l )

III. Número cuántico magnético (ml) describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de una subcapa, el valor de ml depende del valor del número cuántico de momento angular l. Para cierto valor de l hay (2l+1) valores enteros de ml que va desde:
- l , (-l+1),…0…(+l-1), +l

Ejemplo: Para n=2, l =1, se tiene tres valores de ml (-1,0,1), lo que indica que se tiene un subnivel 2p (n, l ) y que en ese subnivel hay 3 orbitales 2p.

IV. Número cuántico de espín-electrónico ms. Al someter a átomos como el sodio o el hidrógeno a campos magnéticos, se observó que las líneas de los espectros se podían desdoblar. Esto puso en evidencia de que los electrones tiene ciertas propiedades magnéticas, lo cual se explica pensando en que los electrones pueden girar sobre su propio eje. Esto conlleva a la necesidad de utilizar un cuarto número para describir el electrón de un átomo. El número cuántico de saín, tiene valores de – ½ y ½, que corresponden a los dos movimientos posibles de giro de electrón sobre su eje.

Los orbitales atómicos.-

Como se ha mencionado anteriormente los orbitales ella región en donde existe una mayor probabilidad de encontrar los electrones, pues bien los mismo se clasifican en s, p, d, f… de acuerdo a la forma de los mismos (en realidad los orbitales no tiene forma definida como tal, sino que, en la región donde hay una mayor probabilidad de encontrar electrones se traza un contorno límite y la forma de dicho contorno es la que se adjudica al orbital).

Los orbitales s

El orbital de menor energía, el 1s, es esférico, al igual que los 2s y 3s, como lo muestra la figura. La diversidad de sus tamaños se debe a que a medida que el número cuántico principal (n) aumenta, la probabilidad de encontrar el electrón lejos del núcleo también lo hace y por ende la región en donde estos posiblemente se encuentren, se hace mayor.

Los orbitales p

La distribución electrónica de un orbital 2 p se muestra en la siguiente figura. Como se aprecia en la misma, la densidad electrónica se concentra en dos lados del núcleo, separada por un nodo en el núcleo (región intermedia donde la probabilidad de encontrar electrones se hace cero); se suele decir que este orbital tiene forma de lóbulos.

Los orbitales p de una subcapa (al igual que el resto de los orbitales, exceptuando, el orbital tipo s) dada tienen el mismo tamaño y forma pero difieren en su orientación espacial. Resulta útil rotular éstos como los orbitales px, py y pz . El subíndice indica el eje sobre el cual está orientado el orbital.

Los orbitales d y los f

Si n= 3 o más, se pueden encontrar los orbitales d. Hay cinco orbitales 3d, cinco orbitales 4 d, etc. Los orbitales d de una capa dada tienen distintas formas y orientaciones en el espacio, como se aprecia en la siguiente figura. Nótese que 4 de los orbitales d tienen forma de un trébol de 4 hojas y se encuentran en los planos xy, xz y yz. Las representaciones de la figura se usan comúnmente para todo los orbitales, sea cual sea el número cuántico.

Cuando se tiene n= 4 o más, hay siete orbitales f equivalentes. Las formas de estos orbitales son aún más complicadas que la de los orbitales d y no se van a presentar, sin embargo, no se debe olvidar la existencia de estos orbitales al considerar la estructura electrónica de los átomos de la parte inferior de la tabla periódica.

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Efecto de apantallamiento

En el diagrama de llenado de los orbitales para átomos polielectrónicos se puede notar que apresar que los orbitales 2s y 2p poseen el mismo número cuántico principal el primero tiene menos energía que el segundo. ¿Cómo se explica esto?

Resulta que los electrones en el orbital 1s ejercen un efecto de apantallamiento sobre los electrones de los orbitales 2s y 2p, disminuyendo la atracción electrostática entre los protones del núcleo y los electrones de dichos orbitales. Puesto que la densidad electrónica en un orbital 2s es mayor cerca del núcleo que la del orbital 2p, los electrones del primer orbital (2s) pasan más tiempo cerca del núcleo que los del segundo orbital (2p), por lo que el efecto de apantallamiento es menor y la atracción por parte del núcleo es mayor, proporcionando mayor estabilidad a los electrones y haciendo que la energía en el 2s sea menor que en el 2p.

El hecho de que los electrones del 2s estén más cerca del núcleo que los de los orbitales 2p hace al primero “más penetrable” que el segundo. El poder de penetración disminuye a medida que aumenta el número cuántico angular l :
s>p>d>f>...
Entonces aunado a lo expuesto anteriormente, se puede decir que la energía decrece en el mismo sentido.

Configuración electrónica de los metales de transición

Los elementos del escandio (Z=21) al cobre (Z=29) pertenecen a los metales de transición. Los metales de transición tiene el subnivel d incompleto, o bien dan lugar a cationes que tienen el subnivel d incompleto. Considérese los metales de la primera serie de transición, del escandio al cobre. A lo largo de esta serie los electrones que se agregan se colocan en los orbitales 3d de acuerdo con la regla de Hund. Sin embargo hay dos irregularidades.

La configuración del cromo (Z=24) es [Ar] 4s13d5 y no [Ar] 4s23d4, como se esperaría. Se observa peculiar similitud en el cobre, cuya configuración electrónica es [Ar] 4s13d10 en lugar de [Ar] 4s23d9. Lo que ocurre es que la energía de los orbitales 3d y 4s se encuentran muy relacionadas entre sí. De manera ocasional, un electrón puede moverse desde uno de estos orbitales hasta el otro orbital. Este comportamiento anómalo se debe en particular a la estabilidad especial que se asocia a los orbitales degenerados que se encuentran llenos de manera incompleta.

Para los elementos del Zn (Z=30) al Kr (Z=36), las subcapas 4s y 4p se llenan en la forma indicada. En el rubidio (Z=37), los electrones empiezan a entrar en el nivel energético n=5 iniciando la quinta fila de la tabla periódica la cual es muy similar a la que precede. La sexta fila empieza muy parecida a la quinta fila: Un electrón en el orbital 6s del cesio (Cs) y dos electrones en el orbital 6s del bario (Ba). El siguiente elemento el latano (La) es un metal de transición.

Según el diagrama de llenado de los orbitales, después de llenar el orbital 5s se colocaran los electrones en el orbital 4f . En realidad las energías del 5d y el 4f están muy cerca, de hecho para el latano el 4f es ligeramente de mayor energía que el 5d. La configuración del latano es [Xe] 6s25d1y no [Xe] 6s24f1. Siguiendo al latano están los catorce elementos que conforman las tierras raras o lantánidos. Los metales de las tierras raras tiene incompletos los subniveles 4f o fácilmente dan lugar a cationes que tienen subniveles 4f incompletos. En esta serie, los electrones que se agregan se colocan en los subniveles 4f. Después de que se han llenado por completo el siguiente electrón entra en el subnivel 5d, lo que ocurre en el lutecio.

Nótese que la configuración electrónica del gadolinio (Z=64) es [Xe] 6s24f75d1 en lugar de [Xe] 6s24f8. De nueva se gana mayor estabilidad al tener subniveles semilleros (4f7) y ello favorece a esta configuración como en el caso del cromo.

Una vez completada la serie de los lantánido, siguen los metales de la tercera serie de transición incluyendo lantano y hafnio (Z=72) hasta oro (Z=79), que se caracterizan por el llenado de los orbitales 5d. A continuación se llenan los orbitales 6p que siguen hasta radón (Z=86).

La última fila de los elementos pertenece a la serie de los actínidos, la cual comienza con torio (Z=90). La mayoría de estos elementos no se encuentran en la naturaleza, sino que han sido sintetizados en reacciones nucleares.

Diamagnetismo y paramagnetismo.

Las sustancias paramagnéticas son aquellas que poseen electrones desapareados (al poseer sus espines paralelos, sus campos magnéticos se reforzarán uno con el otro) y por lo tanto pueden ser atraídos por un imán.

En la mayoría de los elementos paramagnéticos el espín sólo se refuerza bajo la influencia de un campo magnético externo; sin embargo existen algunos como el hierro (Fe), Cobalto (Co), Níquel (Ni), Gadolinio (Gd) y Disprosio (Dy) en donde el campo magnético debido al espín se refuerza permanentemente por la influencia de un campo magnético externo debido a un imán. Estos elementos reciben el nombre de ferromagnéticos

Las sustancias diamagnéticas son repelidas ligeramente por un imán, ya que poseen todos sus electrones apareados por lo que se cancela los efectos magnéticos.

Una regla general útil para tener en mente es que cualquier átomo con un número impar de electrones debe ser paramagnético, por que se necesita un número par de electrones para completar el apareamiento. Por otro lado, los átomos que tienen número par de electrones pueden ser tanto diamagnéticos como paramagnéticos.

Unidad II: Configuración electrónica. Tabla periódica (parte I)

Modelos atómicos

A principios de la década de 1900 dos hechos relativos a los átomos eran sabidos, contiene electrones y son eléctricamente neutros. Dado que son neutros, cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas y negativas. Para inicios del siglo XX el modelo aceptado para los átomos fue el propuesto por J.J Thomson. Según su descripción, un átomo era una esfera de materia positiva en los cuales se encuentran embebidos los electrones.

Sin embargo Ernest Rutherford hizo a un lado este modelo, al explicar los resultados de un experimento diseñado para medir la dispersión de las partículas a (partículas con carga positiva) por una lámina muy delgada de oro. Al hacer pasar las partículas a por la lámina, se pudo observar que la mayoría presentaba una mínima desviación o ninguna, unas pocas se desviaban en un ángulo grande y otras incluso se devolvían; hecho que no debía ocurrir si la carga positiva estaba uniformemente distribuida, ya que no habría suficiente concentración de la misma en un determinado punto, como para desviar por repulsión a las partículas a las cuales viajaban a la velocidad de la luz (3x108 m/s).

Ante los hechos descritos, Rutherford pudo concluir que la mayor parte del átomo debe ser un especio vacío por lo cual las partículas a pasan con muy poca desviación o ninguna. En cuanto a las cargas positivas (protones), las mismas deben estar en un conglomerado central dentro del átomo al que llamó núcleo. Cuando las partículas a del experimento de dispersión, viaja directamente hacia el núcleo, experimenta una gran repulsión que podía intervenir el sentido de su movimiento (más adelante, en 1932, Chadwick demostró la existencia en el núcelo de partículas eléctricamente neutra con masa ligeramente mayor que la de los protones, las cuales recibieron el nombre de neutrones). (Chang, 1997)

Como el átomo es eléctricamente neutro, entonces se puede deducir que hay electrones alrededor del núcleo en un número suficiente para igualar la carga positiva del núcleo del mismo. El diámetro de un átomo, a grandes números quena entre 1 x10-8 cm y 3 x 10-8 cm, y lo determinan los electrones que rodean al núcleo es cual posee. El diámetro de un núcleo es aproximadamente10-13 cm. (Brescia,1977)

Modelo atómico de Bohr

Pero la imagen del átomo formado por un núcleo positivo rodeado de electrones negativos plantea un problema. En virtud de sus cargas opuestas, los electrones son atraídos por el núcleo, y, como si estuviesen en reposo caerían sobre él, se puede deducir que dichos electrones poseen algún tipo de movimiento que contrarresta la atracción nuclear. Ahora bien si se mueven, deben irradiar energía, pues es un hecho comprobado que siempre la emiten las cargas eléctricas que se desplazan bajo el influjo de fuerzas atractivas. Esta pérdida de energía ha de producir una disminución en la velocidad del electrón, restándole capacidad para resistir la atracción del núcleo y obligándole a acercarse constantemente a él, hasta que la estructura del átomo colapse. Pero esto no ocurre, por lo que el razonamiento anterior encierra alguna incongruencia. (Seinko, 1967)

Una clave para la resolución del problema se ha obtenido al estudiar la luz emitida por las sustancias cuando se les calienta. Es un hecho familiar que la luz blanca consta de diferentes colores y que estos se dispersan cuando aquella pasa a través del prisma. Supongamos que esta luz proviene del alambre incandescente de una lámpara y atraviesa el prisma (como muestra la figura). La banda muestra un espectro continuo cuyas tonalidades pasan gradualmente de cada color al siguiente y cada color corresponde a distintas energías luminosas.

Si el mismo experimento se repite cambiando la lámpara por una llama a la que se le ha añadido una sal volatilizable, el espectro que se obtiene no es continuo. En la banda aparece un espectro de rayas de líneas muy finas (ver figura), cada un de las cuales corresponde a una clase de luz de determinada energía. Esto evidencia que los átomos solo pueden radiar ciertas cantidades de energía, o en otras palabras, que no emiten energía en cantidades cualesquiera, sino que en valores definidos y discretos.

El físico danés Niels Bohr propuso en 1913 una teoría que no solo explica los espectros de rayas, sino también la causa de que la estructura atómica no se derrumbe. Emitió la hipótesis revolucionaria de que la energía total de cada electrón está cuantificada, esto es, restringida a determinados valores, lo que equivale a admitir que los electrones del átomo no pueden poseer cantidades cualesquiera de energía, sino solo ciertos valores específicos.

El único modo de que un electrón varíe de energía es pasando de un nivel energético discreto a otro, y no por una transición gradual sino brusca e instantánea (producida por el calentamiento, por ejemplo). Cuando a electrón no le es posible pasar de un nivel energético a otro de menor contenido energético por no existir disponible ninguno de estas condiciones, aquel no podrá emitir energía, y de aquí que la estructura del átomo no colapse. Si, por el contrario, existe dicho nivel energético disponible, el electrón irradia energía al pasar de uno al otro, pero solo en una cantidad definida, exactamente igual a la diferencia que hay entre ambos niveles. Los espectros de rayas se deben probablemente a que la energía calórica que la llama comunica a los electrones lleva estos a niveles más altos, y cuando caen de nuevo a otros más bajos, emiten luz de energía característica. (Seinko, 1967)

La hipótesis de Bohr significó la fundación de la mecánica cuántica (estudio de las leyes del movimiento que rigen el comportamiento de las partículas pequeñas). En la mecánica cuántica se precisan nuevos principios, de los cuales el fundamental dice que “para los electrones de los átomos solo son posibles niveles determinados de energía”, estableciendo que los electrones se hallan en niveles energéticos y que no existe ninguno cuya energía sea intermedia entre los dos niveles inmediatos.

Estos niveles energéticos, se enumeran dando al menor el número 1, al inmediato superior 2 y así sucesivamente. El número n, que designa el nivel energético, se denomina número cuántico principal. Otro principio de la mecánica cuántica es que la cantidad de electrones por nivel, en un átomo, no puede ser mayor a 2n2. Esto significa que para el nivel más bajo (n=1), el número máximo de electrones es igual a 2 y para el siguiente es igual a 8.

Modelo atómico moderno

La teoría de Bohr, la cual establecía que el electrón en un átomo está restringido a viajar en ciertas orbitas fijas del núcleo dejó perplejos a muchos físicos. La pregunta que planteaban: ¿Cómo era esto posible?, no fue respondida por mucho tiempo e incluso ni el propio Bohr tenía una idea precisa de esto.

En 1924 Louis de Broglie proporcionó una solución con el siguiente razonamiento: si las ondas luminosas se comporta como un rayo de partículas (fotones), entonces quizás las partículas como los electrones pueden poseer, en circunstancias adecuadas, propiedades ondulatorias.

¿Cómo influye el comportamiento dual onda-partícula del electrón en la postulación de un modelo atómico? Para localizar un electrón debe utilizarse luz de longitud de onda semejante a la longitud de onda asociada al electrón, lo que producirá una perturbación que modificará el momento del electrón en una cantidad desconocida. La imposibilidad de determinar simultáneamente la posición y momento de una partícula fue enunciada por Heisenberg y se conoce como principio de incertidumbre de Heisenberg

En 1926 Erwin Schrödinger formula una ecuación (ecuación de Schrödinger, la cual es una ecuación cuya resolución va más allá de este curso) que incorpora ambos comportamientos del electrón, en términos de masa y de la función de onda y (psi), que depende de la posición del sistema en el espacio (como la de un electrón en un átomo). La función de onda describe el movimiento y el estado energético del electrón, dentro de los límites impuestos por el principio de incertidumbre.

El valor de y2 tiene un significado determinado: la probabilidad por unidad de volumen de encontrar al electrón en cierta región del espacio. Esta probabilidad es alta en el núcleo y disminuye al aumentar la distancia al núcleo (figura) o lo que es lo mismo, la nube electrónica posee una alta densidad en el núcleo y disminuye a medida que se aleja del este.

Para distinguir la descripción mecánico-cuántica del modelo de Bohr, se remplaza “orbita” con el término orbital el cual se puede pensar como la función de onda y de un electrón.

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Unidad I: Conpceptos fundamentales

Química: Ciencia que estudia las propiedades, composición de los cuerpos así como sus transformaciones. Química general, implica el estudio de principios de la materia.

Materia: Cualquier cosa que ocupa espacio y tiene masa.

- Masa: Es una medida de la cantidad de materia de un objeto. Con frecuencia se comete el error que la masa y el peso son lo mismo; sin embargo no es así, la masa es un valor constante y no depende de la situación del objeto, el peso de un objeto depende de la masa y la fuerza de atracción de la gravedad.

- Propiedades físicas y químicas

Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y algunas veces únicas.

Una propiedad física se puede medir y observar son modificar la composición o identidad de las sustancia. Ejemplo: punto de fusión, punto de ebullición entre otros.

Las propiedades químicas son aquellas que indican como una sustancia puede convertirse en otra y se observan sólo cuando dicha sustancia se transforma en otra. Ejemplo: Una propiedad química del hidrógeno es que este combustión con el oxígeno gaseoso para formar agua. Luego del cambio los gases originales, no se pueden recuperar por un cambio físico como la ebullición o la congelación del agua.

Todas las propiedades medibles de la materia de la materia pertenece a una de dos categorías: Propiedades extensivas y propiedades intensivas. El valor medido de una propiedad extensiva depende de la cantidad de materia considerada, la longitud, la masa y el volumen son propiedades extensivas. Los valores de una misma propiedad extensiva se pueden sumar.

El valor medido de una propiedad intensiva no depende de cuanta materia se considere. La temperatura es una propiedad intensiva. A diferencia de las extensivas, los valores de la misma propiedad intensiva no se pueden sumar.

1. Clasificación de la materia

- Sustancia: Es una forma de materia que contiene tiene una composición constantes constante o definida (el número y tipo de unidades básicas presentes) y propiedades distintivas. Ejemplos: Agua, Amoniaco, Oro, Oxígeno

Elemento: Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios por químicos. Los elementos se representan mediante símbolos que son combinaciones de letras. La primera letra del símbolo de un elemento es siempre mayúscula, pero la segunda y la tercera son siempre minúsculas.

Los símbolos de algunos elementos derivan de sus nombres en latín- por ejemplo, Au de aurum (oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de natrium (sodio) -. Se han propuesto símbolos especiales de 3 letras para los elementos sintetizados en fechas más recientes.

Compuesto: Es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en porciones definidas. Los compuestos se representan por medio de las fórmulas, las cuales son combinaciones de los símbolos de los elementos que los componen. Ejemplo CO (monóxido de carbono)

- Mezcla: Es una combinación de dos o más sustancias en la cual estas mantienen sus identidad.

Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.

La mezcla homogénea o solución es aquella cuyas propiedades son uniformes. Ejemplo: La mezcla de una cucharada de azúcar en el agua.

La mezcla heterogénea es aquella en donde sus componentes originales se mantienen físicamente separados y se pueden ver como tales. Ejemplo: La mezcla entre arena y sal. En cualquier mezcla homogénea o heterogénea, se puede separar en sus componentes puros por medios físicos sin cambiar la identidad de dichos componentes.

No debe confundirse las mezclas homogéneas con los compuestos, estos últimos no pueden separarse en sus elementos constituyentes a través de procedimientos físicos.

Átomos.- Partículas fundamentales protones, neutrones y electrones

Concepto de átomo

. Un átomo puede definirse como la unidad básica de un elemento que puede entrar en combinación química.

Algunas características de los átomos pueden explicarse tomando en cuenta algunas de las hipótesis en las que Jhon Dalton (padre de la Química Moderna) en basó su teoría atómica.

I. Los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa, tamaño y propiedades químicas. Los átomos de un elemento difiere de todos los de los demás elementos.

II. Los compuestos están formados por átomos demás de un elemento. En cualquier compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos es un número entero o una fracción simple.

III. Una reacción química implica sólo una separación, combinación o redisposición de átomos; estos no se crean ni se destruyen.

El concepto de átomo de Dalton fue bastante específico y detallado, este no intenta describir la estructura de esta partícula; Dalton expresa, en su primera hipótesis, que las diferencias entre las propiedades de los diversos elementos, puede explicarse suponiendo que los átomos de uno de los elementos no son los mismos que los átomos del otro elemento. La segunda hipótesis sugiere que para formar algún compuesto dado no solo se requieren átomos de una clase adecuada de elementos, sino también el número correcto de átomos. La última hipótesis es otra forma de enunciar la ley de la conservación de la masa, la cual establece que la materia no puede ser creada ni destruida.

Estructura del átomo.- Partículas fundamentales

Dalton imaginó al átomo como una partícula extremadamente pequeña e indivisible, pero investigaciones posteriores demostraron que los átomos poseen estructura interna; es decir que el átomo está formado por partículas más pequeñas, llamadas partículas subatómicas. Las investigaciones condujeron al descubrimiento de tres de esas partículas: electrones, protones y neutrones.

El electrón

Partículas subatómicas de masa muy pequeña y carga unitaria negativa.

En el siglo XIX, J.J Thomson encontró la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón la cual es de –1.76*108 C/g, donde C significa Columb, que es la unidad de la carga eléctrica. Posteriormente R.A Millikan encontró que la carga del electrón es de –1.6*10-9 C.

El protón y el núcleo

Ernest Rutherford, a través de un experimento que consistía en medir la dispersión de los rayos a al pasar por una lámina delgada de oro, dedujo la existencia de un conglomerado central dentro del átomo al que llamó núcleo, en el cual se encontraban ubicadas las partículas de carga positiva del átomo.

Dichas partículas son llamadas protones. Estas poseen la misma carga (en módulo) que los electrones, pero poseen una masa (1.67252 *10-24 g) que es 1840 veces mayor que la de estos.


El neutrón

El modelo de Rutherford, sin embargo no resolvía otro problema importante. Se sabía que el hidrógeno, el átomo más simple, tiene sólo un protón y que el helio tiene dos. En consecuencia se esperaría que la relación entre la masa de estos átomos fuese 2:1 (dado que los electrones son mucho más ligero que los protones, su contribución puede ignorarse), sin embargo la relación es de 4:1. A pesar de que Rutherford y otros investigadores plantearon la presencia de otras partículas subatómicas en el núcleo, no fue sino a 1932 cuando Chadwick demostró la existencia de partículas eléctricamente neutra con masa ligeramente mayor que la de los protones, las cuales recibieron el nombre de neutrones.

El misterio de la relación de masas podía ahora explicarse. El núcleo de helio hay dos protones y dos neutrones, y en núcleo de hidrógeno hay sólo un protón y ningún neutron.

En la siguiente tabla se resumen la masa y la carga de tres partículas subatómicas.

Número atómico, número de masa, isótopos, iones monoatómicos

Número atómico

El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro, número de electrones es igual al número de electrones de tal manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo se puede determinar a partir de su número de atómico. Por ejemplo, el número atómico del nitrógeno es 7; esto significa que cada átomo neutro de nitrógeno tiene siete protones y siete electrones. O bien, visto de otra manera, cada átomo en el universo que contenga siete protones se llama correctamente “nitrógeno”.

Número de masa

El número de masa (A) es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. A excepción del hidrógeno en su forma más común, que tiene un protón y ningún neutrón, todos los núcleos atómicos, contienen ambos, protones y neutrones. En general, el número de masa está dado por:

Número de masa = número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones

Isótopos

En la mayoría de los casos no todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. Los isótopos son átomos que tiene el mismo número atómico paro diferentes números de masa.

La forma aceptada para anotar el número atómico y el número de masa de un átomo de un elemento X es la que sigue:

Número de masa A
X
Número atómico Z

Sólo los isótopos de hidrógenos reciben nombres: protio (isótopo de hidrógeno 1) deuterio (isótopo de hidrógeno 2) y tritio (isótopo de hidrógeno 3). Los isótopos de los otros elementos se identifican por su número de masa.
Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos del mismo elemento tienen el mismo comportamiento químico: forman el mismo tipo de compuesto y presentan reactividad similar.

Iones monoatómicos

Los iones son átomos o moléculas neutros que pierden o se le agregan electrones de tal manera que dicha partícula queda cargada. Un ión de carga positiva se llama catión y un ión con carga positiva se llama anión.

Cabe destacar que la manera de cargar tanto positiva como negativamente, a una partícula es a través de la pérdida o adición del electrones, lo cual ocurre fácilmente durante los cambios químicos, no así los protones, los cuales permanecen en el núcleo del átomo.

Desde luego, un átomo puede ganar o perder más de un electrón, como los casos de Mg2+, Fe3+, S2-. Más aun, un grupo de átomos se pueden unir en una molécula, pero también pueden formar un ión de carga neta positiva o negativa, OH- (ión hidróxido) CN- (ión cianuro). Los iones que tienen un solo átomo se llaman iones monoatómicos, y los que tienen más de uno se llaman iones poliatómcos.

Unidad de masa atómica (u.m.a)

Debido a que los átomos son partículas extremadamente pequeñas que no se hace posible medir la masa de un único átomo, pero existen métodos experimentales para determinar la masa de un átomo en relación con la de otro. Así que debe asignarse valor a la masa de un átomo de elemento dado para que pueda ser utilizado como patrón.

Por acuerdo internacional, un átomo del isótopo de carbono que tiene seis protones y seis neutrones (llamado carbono 12) presenta una masa exactamente igual de 12 unidades de masa atómica (uma). Este carbono 12 sirve como patrón, de modo que una unidad de masa atómica (uma)se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.

1 uma = (masa de un átomo de carbono 12)/12

Masa atómica o peso atómico

La masa atómica no es más que la masa del átomo en unidades de masa atómica.

La masa atómica del hidrógeno, por ejemplo, se puede determinar de la siguiente manera: En experimentos anteriores se ha demostrado que el hidrógeno tiene sólo 8.400% de la masa del átomo patrón de carbono 12. Si se acepta que la masa de un átomo de carbono 12 es exactamente 12 uma, entonces la masa atómica del hidrógeno debe ser 0.08400*12= 1.008 uma.

Masa atómica promedio

Cuando se busca la masa atómica del carbono en una tabla periódica, se observa que esta no es 12 uma sino 12.01 uma. La razón de tal diferencia es que la mayoría de los elementos naturales, incluyendo el carbono, tienen más de un isótopo. Esto significa que cuando se mide la masa atómica de un elemento, se debe establecer la masa promedio de la mezcla natural de los isótopos.

Por ejemplo, la abundancia natural del carbono 12 y del carbono 13 es de 98.89% y 1.11% respectivamente, entonces la masa atómica promedio del carbono es igual:

Masa atómica promedio del carbono = (0.9889)* (12.00000 uma)+ (0.0111)* (13.00335 uma)
= 12.0 uma.

Una determinación más exacta establece que la masa del carbono es 12.01 uma.

Masa molar, peso molecular, peso fórmula

Masa molecular de un elemento y número de Avogrado

Debido a que los átomos son partículas de masa muy pequeña, no es posible diseñar una balanza práctica alguna para pesarlos usando unidades calibradas de masa atómica. En cualquier situación real se manejan muestras de sustancias que poseen muchos átomos, por lo que resulta conveniente contar con una unidad especial para describir una gran cantidad de átomos.

La unidad definida por el sistema SI es el mol, que es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas y otras partículas) como átomos hay en exactamente en 12 gramos de carbono 12. Sin embargo esta definición sólo define el método para determinar el número de partículas elementales. El número real se determina experimentalmente. El valor aceptado en la actualidad es:

1 mol = 6.022045 x 10^23 ~ 6.022 x 10^ 23

A este número se le llama el número de Avogrado

Se ha visto que 1 mol de átomos de carbono 12 contiene 6.022x 1023 átomos y una masa exactamente de 12 g. Esta cantidad se llama masa molar del carbono 12 y es la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol de unidades (como átomos o moléculas ) de la sustancia. Dado que cada átomo de carbono 12 tiene una masa exactamente de 12 uma, es útil observar que la masa molar de un elemento en gramos es igual a su masa atómica expresada en uma. Ejemplo: la masa atómica del Na es igual a 22.99 uma y su masa molar es 22.99 g; la masa atómica del Cu es de 63.55 uma y su masa molar es de 63.55g.

Peso molecular o masa molecular.

Ya conocida las masas atómicas, es posible proceder a calcular las masas de las moléculas. La masa molecular es la suma de las masas atómicas (en uma) en una molécula

Ejemplo: Cálculo de la masa molecular del agua H2O

La molécula de agua posee: 2 (masa atómicas de Hidrógeno) + 1 (masa atómica del oxígeno)

Cálculo de la masa molecular del ácido ascórbico o vitamina C

La fórmula del ácido ascórbico es C6H8O6, lo que implica que la molécula de ácido posee:

6 (masas atómicas de C)+ 8 (masas atómicas de H)+ 6 (masas atómicas de O), es decir:

6x (12.01 uma)+8x (1.01 uma)+6x (16 uma) = 176.12 uma

La masa molar de un compuesto es la masa (en gramos o kilogramos) de 1 mol del compuesto.

Es útil recordar que la masa molar de un compuesto en gramos es numéricamente igual a la masa molecular del compuesto en uma.

Mol y cálculos químicos (Correlaciones)

http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-01.html

Cronograma de actividades Secciones 304I1/304I3

Universidad José Antonio Páez
Facultad de Ingeniería. Escuela de Ingeniería Industrial
Coordinación de Procesos Químicos. Cátedra de Química General
Período: 20071CR Desde: 21/05/2007 Hasta: 03/10/2007

Contenido programático y/o actividades a realizar

Semana nº 1

Lapso: 22 mayo

Clase introductoria. Breve discusión sobre los aportes de la química a los avances tecnológicos… UNIDAD I. CONCEPTOS FUNDAMENTALES: Materia Clasificación de la materia. Propiedades intensivas y extensivas. Elementos y Compuestos Símbolos y fórmulas químicas.

Lapso: 24 mayo

Átomo. Partículas Fundamentales. Nº Atómico, Nº de Masa. Isótopos. Unidad de Masa Atómica. Peso Atómico, Peso Molecular, Peso Fórmula. Mol, Nº de Avogadro. Correlaciones. Composición Porcentual. Aplicaciones en determinación e interpretación de. Fórmula Empírica y Fórmula Molecular.

Semana nº 2

Lapso: 29 mayo

UNIDAD II. Configuración Electrónica: Tabla y Propiedades Periódicas. Naturaleza eléctrica de la materia. Breve descripción cualitativa de la evolución de los modelos atómicos hasta el modelo mecánico-cuántico del átomo de hidrógeno. Números Cuánticos: Valores posibles y Significado de cada uno. Configuración electrónica. Desarrollo de la Tabla Periódica. Clasificación Periódica de los elementos.

Lapso: 31 mayo

Carga Nuclear y Carga Nuclear Efectiva. Variación Periódica en los Grupos Principales del Carácter Metálico, Radio Atómico, 1ª Energía de Ionización y Afinidad Electrónica. Cationes y Aniones Estables. Radio Iónico. Series Isoelectrónicas. Taller Nº1 Correlaciones y aplicaciones

Semana nº 3

Lapso: 05 junio

Unidad III .Enlace Químico y Polaridad de las Moléculas: Enlace Químico. Tipos de Enlace según ubicación de elementos en la Tabla Periódica. Características de los Metales según la naturaleza de su enlace. Elementos que forman enlace Iónico. Nombre de Aniones y Cationes Poliatómicos comunes en compuestos iónicos. Polaridad del Enlace y Electronegatividad. Estructuras de Lewis. Excepciones a la regla del octeto. Geometría y Polaridad de las Moléculas.

Lapso: 07 junio

Unidad IV .Fuerzas De Interacción. Estado Sólido: Estudio comparativo de los estados de la sustancia. Fuerzas de interacción molecular. Relación del punto de ebullición con las fuerzas de interacción. Tipos de Sólido. Propiedades de los cristales sólidos según la interacción de sus partículas constituyente. Breve comentario sobre la relación entre las propiedades y estructura de los sólidos amorfos, semiconductores y cristales líquidos. Taller Nº 2 Configuración electrónica: Tabla y propiedades periódicas

Semana nº 4

Lapso: 12 junio

Unidad V .Gases Sustancias comunes que existen como gases. Teoría Cinético Molecular. Significado cualitativo de la presión de los gases según la teoría cinético molecular. Presión manométrica y barométrica. Leyes que rigen el comportamiento ideal de los gases.

Lapso: 14 junio

PRÁCTICA No. 1- PROCEDIMIENTOS EN EL LABORATORIO. Quiz 1 (sec 304I1)

Lapso: 16 junio

PRÁCTICA No. 1- PROCEDIMIENTOS EN EL LABORATORIO. Quiz 1 (sec 304I3)

Semana nº 5

Lapso: 19 junio

Composición de la atmósfera. Ley de Dalton. Interpretación cualitativa de las leyes según la teoría cinético molecular. Desviaciones de la idealidad según las condiciones de presión y temperatura. Ejemplos numéricos.

Lapso: 21 junio

PRIMERA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades I hasta IV). Entrega del informe Nº 1

Semana nº 6

Lapso: 26 junio

Unidad VI .Propiedades de Líquidos y Soluciones Estado líquido. Equilibrio líquido – vapor. Relación entre volatilidad, presión de vapor, temperatura de ebullición y polaridad de sustancias puras. Diagrama de fases del agua y del dióxido de carbono.

Lapso: 28 junio

Proceso de solución. Solubilidad y factores que la afectan. Ley de Henry. Disolución de electrolitos y no electrolitos. Taller Nº 3 Gases

Lapso: 30 jun

Unidades de concentración: porcentaje en peso, fracción molar, molaridad y molalidad. Preparación de soluciones por dilución y mezcla de soluciones. (Todos tenemos clases, recuperativa 05 de julio)

Semana nº 07

Lapso: 03 julio

Propiedades coligativas. Presión de vapor en soluciones ideales. Ley de Raoult. Descenso del punto de congelación y aumento del punto de ebullición. Ejemplos numéricos. Taller Nº 4 Estado líquido

Lapso: 05 julio

Feriado nacional

Semana nº 8

Lapso: 10 julio

SEGUNDA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades V y VI)

Lapso: 12 julio

PRÁCTICA No. 2 SOLUBILIDAD Y FACTORES QUE LAS AFECTAN. Quiz 2 (sec 304I1)

Lapso: 14 julio

PRÁCTICA No. 2 SOLUBILIDAD Y FACTORES QUE LAS AFECTAN. Quiz 2 (sec 304I3)

Semana nº 9

Lapso: 17 julio

Unidad VII .Proceso y Velocidad de Reacción Cambios energéticos en cambios de fase. Concepto de entalpía. Cambios químicos. Ecuaciones químicas. Cambios energéticos en una reacción química. Concepto de entalpía de reacción. Energía de activación. Velocidad de reacción. Relación con velocidad de desaparición de reaccionantes y aparición de productos.

Lapso: 19 julio

Ley de velocidades. Reacciones de orden cero, uno y dos. Relación de la constante de velocidad con la energía de activación y la temperatura. Ecuación de Arrhenius. Definición de catalizador. Breve descripción de procesos de catálisis homogénea y heterogénea. Entrega del informe Nº 2

Semana nº 10

Lapso: 24 julio

Feriado nacional

Lapso: 26 julio

PRÁCTICA No. 3 FACTORES QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. Quiz 3 (sec 304I1)

Lapso: 28 julio

PRÁCTICA No. 3 FACTORES QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN. Quiz 3 (sec 304I3)

Semana nº 11

Lapso: 31 julio

Unidad VIII Cálculos Estequiométricos Simples. Significado de coeficientes estequiométricos. Cantidades de reaccionantes y productos en reacciones de descomposición. Determinación Experimental de Fórmulas empíricas.

Lapso: 02 agosto

Porcentaje de pureza. Reactivo limitante. Porcentaje de pureza. Reactivo limitante. Rendimiento de la reacción. Estequiometria de gases. Ejemplos numéricos Entrega de informe nº 3

Semana nº 12

Lapso: 07 agosto

Unidad IX .Introducción al Equilibrio Químico Concepto de equilibrio. Propiedades del Equilibrio. Comparación de distintos estados de equilibrio para un mismo sistema. Concepto de constante de equilibrio. Expresión de Keq en sistemas homogéneos y heterogéneos. Significado de la magnitud de Keq. Relación entre Kc y Kp. Cálculo de K y condiciones en equilibrio a temperatura constante.

Lapso: 09 agostro

Predicción de sentido en el cual se alcanza el equilibrio. Predicción y justificación cualitativa de cambios en el estado de equilibrio según el Principio de Le Chatelier. Taller Nº 5 Cálculos estequiométricos simples

Semana nº 13

Lapso: 14 agosto

Unidad X .Reacciones Ácido base – Escala de pH. Concepto de ácido – base según Arrhenius. Reacciones ácido- base de Brönsted-Lowry. Pares conjugados ácido – base. Propiedades acido-base del agua. Expresión de Kw.

Lapso: 16 agosto

TERCERA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades VII y VIII)

Receso Vacacional

Semana nº 14

Lapso: 04 septiembre

Concepto de pH como medida de acidez o basicidad. Escala de pH. Fuerza de Ácidos y Bases. Grado de ionización. Significado de Ka y Kb. Sales ácidas, básicas y neutras.

Lapso: 06 septiembre

Estequiometría de reacciones en solución. Concepto de equivalente y normalidad. Valoración de soluciones ácido base. Breve descripción del proceso de eliminación de los fosfatos en aguas residuales. Ejemplos numéricos.

Semana nº 15

Lapso: 11 septiembre

Unidad XI .Reacciones de Óxido Reducción y Electroquímica. Reacciones de óxido-reducción o redox. Número de oxidación. Ejemplos de diferentes tipos de reacciones redox: combinación, descomposición, desplazamiento y desproporción, Identificación de oxidante y reductor en reacciones de oxido reducción balanceadas de procesos industriales descontaminantes y contaminantes. Valoración y normalidad en reacciones redox.

Lapso: 13 septiembre

PRÁCTICA No. 4 PREPARACIÓN Y VALORACIÓN VOLUMÉTRICA DE SOLUCIONES. Quiz 4 (sec 304I1)

Lapso: 15 septiembre

PRÁCTICA No. 4 PREPARACIÓN Y VALORACIÓN VOLUMÉTRICA DE SOLUCIONES. Quiz 4 (sec 304I1)

Semana nº 16

Lapso: 18 septiembre

Celdas electroquímicas. Tipos de electrodos. Potencial estándar y fuerza electromotriz f.e.m. Espontaneidad de reacciones. Descripción de celdas galvánicas. Efecto de concentración en la f.e.m.. Taller Nº 6 Introducción al equilibrio Químico/ Reacciones ácido-base

Lapso: 20 septiembre

PRÁCTICA No. 5 CELDAS GALVÁNICAS Y CORROSIÓN. Quiz 5 (sec 304I1). Entrega de informe nº 4

Lapso: 22 septiembre

PRÁCTICA No. 5 CELDAS GALVÁNICAS Y CORROSIÓN. Quiz 5 (sec 304I3). Entrega de informe nº 4

Semana nº 17

Lapso: 25 septiembre

Celdas de concentración. Breve descripción general de celdas y baterías comerciales Proceso de Corrosión. Lluvia ácida. Protección catódica

Lapso: 27 septiembre

CUARTA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades IX, X y XI)

Semana nº 18

Examen diferido. transcripción de notas

Cronograma de actividades Sección 304I2/304I4

Universidad José Antonio Páez
Facultad de Ingeniería. Escuela de Ingeniería Industrial
Coordinación de Procesos Químicos. Cátedra de Química General
Período: 20071CR

Desde: 21/05/2007 Hasta: 03/10/2007

Contenido programático y/o actividades a realizar

Semana nº 1
Lapso: 21 mayo
Clase introductoria. Breve discusión sobre los aportes de la química a los avances tecnológicos… UNIDAD I. CONCEPTOS FUNDAMENTALES: Materia Clasificación de la materia. Propiedades intensivas y extensivas. Elementos y Compuestos Símbolos y fórmulas químicas.
Lapso: 23 mayo
Átomo. Partículas Fundamentales. Nº Atómico, Nº de Masa. Isótopos. Unidad de Masa Atómica. Peso Atómico, Peso Molecular, Peso Fórmula. Mol, Nº de Avogadro. Correlaciones. Composición Porcentual. Aplicaciones en determinación e interpretación de. Fórmula Empírica y Fórmula Molecular.

Semana nº 2

Lapso: 28 mayo
UNIDAD II. Configuración Electrónica: Tabla y Propiedades Periódicas. Naturaleza eléctrica de la materia. Breve descripción cualitativa de la evolución de los modelos atómicos hasta el modelo mecánico-cuántico del átomo de hidrógeno. Números Cuánticos: Valores posibles y Significado de cada uno. Configuración electrónica. Desarrollo de la Tabla Periódica. Clasificación Periódica de los elementos.

Lapso: 30 mayo
Carga Nuclear y Carga Nuclear Efectiva. Variación Periódica en los Grupos Principales del Carácter Metálico, Radio Atómico, 1ª Energía de Ionización y Afinidad Electrónica. Cationes y Aniones Estables. Radio Iónico. Series Isoelectrónicas.

Semana nº 3
Lapso: 04 junio

Unidad III .Enlace Químico y Polaridad de las Moléculas: Enlace Químico. Tipos de Enlace según ubicación de elementos en la Tabla Periódica. Características de los Metales según la naturaleza de su enlace. Elementos que forman enlace Iónico. Nombre de Aniones y Cationes Poliatómicos comunes en compuestos iónicos. Polaridad del Enlace y Electronegatividad. Estructuras de Lewis. Excepciones a la regla del octeto. Geometría y Polaridad de las Moléculas.Taller Nº1 Correlaciones y aplicaciones
Lapso: 06 junio
Unidad IV .Fuerzas De Interacción. Estado Sólido: Estudio comparativo de los estados de la sustancia. Fuerzas de interacción molecular. Relación del punto de ebullición con las fuerzas de interacción. Tipos de Sólido. Propiedades de los cristales sólidos según la interacción de sus partículas constituyente. Breve comentario sobre la relación entre las propiedades y estructura de los sólidos amorfos, semiconductores y cristales líquidos.

Semana nº 4

Lapso: 11 junio

PRÁCTICA No. 1- PROCEDIMIENTOS EN EL LABORATORIO. (quiz nº 1 de laboratorio sección 304I2)

Lapso: 13 junio

Unidad V .Gases Sustancias comunes que existen como gases. Teoría Cinético Molecular. Significado cualitativo de la presión de los gases según la teoría cinético molecular. Presión manométrica y barométrica. Leyes que rigen el comportamiento ideal de los gases. Lapso:15 junio

PRÁCTICA Nº. 1- PROCEDIMIENTOS EN EL LABORATORIO. (quiz nº 1 de laboratorio sección 304I4)

Semana nº 5
Lapso: 18 junio

Composición de la atmósfera. Ley de Dalton. Interpretación cualitativa de las leyes según la teoría cinético molecular. Desviaciones de la idealidad según las condiciones de presión y temperatura. Ejemplos numéricos. Taller Nº 2 Configuración electrónica: Tabla y propiedades periódicas. Entrega del informe Nº 1 (sección 304I2)
Lapso: 20 junio

PRIMERA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades I hasta IV). Entrega del informe nº 1 (sección 304I4)
Semana nº 6
Lapso: 25 junio
Unidad VI .Propiedades de Líquidos y Soluciones Estado líquido. Equilibrio líquido – vapor. Relación entre volatilidad, presión de vapor, temperatura de ebullición y polaridad de sustancias puras. Diagrama de fases del agua y del dióxido de carbono
Lapso: 27 junio
Proceso de solución. Solubilidad y factores que la afectan. Ley de Henry. Disolución de electrolitos y no electrolitos. Taller Nº 3 Gases
Semana nº 7
Lapso: 02 julio
Unidades de concentración: porcentaje en peso, fracción molar, molaridad y molalidad. Preparación de soluciones por dilución y mezcla de soluciones.
Lapso: 04 julio
Propiedades coligativas. Presión de vapor en soluciones ideales. Ley de Raoult. Descenso del punto de congelación y aumento del punto de ebullición. Ejemplos numéricos. Taller Nº 4 Estado líquido
Semana nº 8
Lapso: 09 julio
PRÁCTICA No. 2 SOLUBILIDAD Y FACTORES QUE LA AFECTAN (quiz nº 2 sección 304I2)
Lapso: 11 julio
SEGUNDA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades V y VI)
Lapso: 13 julio

PRÁCTICA Nº. 2 SOLUBILIDAD Y FACTORES QUE LA AFECTAN (quiz nº 2 sección 304I4)

Semana nº 9
Lapso: 16 julio
Unidad VII .Proceso y Velocidad de Reacción Cambios energéticos en cambios de fase. Concepto de entalpía. Cambios químicos. Ecuaciones químicas. Cambios energéticos en una reacción química. Concepto de entalpía de reacción. Energía de activación. Velocidad de reacción. Relación con velocidad de desaparición de reaccionantes y aparición de productos. Entrega del informe Nº 2 (sección 304I2)
Lapso: 18 julio
Ley de velocidades. Reacciones de orden cero, uno y dos. Relación de la constante de velocidad con la energía de activación y la temperatura. Ecuación de Arrhenius. Definición de catalizador. Breve descripción de procesos de catálisis homogénea y heterogénea. Entrega del informe Nº 2 (sección 304I4)
Semana nº 10
Lapso: 23 julio

PRÁCTICA No. 3 FACTORES QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN( quiz nº 3 sección 304I2)
Lapso: 25 julio

Unidad VIII .Cálculos Estequiométricos Simples Significado de coeficientes estequiométricos. Cantidades de reaccionantes y productos en reacciones de descomposición. Determinación Experimental de Fórmulas empíricas.

Lapso: 27 julio

PRÁCTICA Nº. 3 FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN( quiz nº 3 sección 304I4)

Semana nº 11
Lapso: 30 julio

Porcentaje de pureza. Reactivo limitante. Porcentaje de pureza. Reactivo limitante. Entrega de informe nº 3 (sección 304I2)
Lapso: 01 agosto
Rendimiento de la reacción. Estequiometria de gases. Ejemplos numéricos. Entrega de informe nº 3 (sección 304I4)
Semana nº 12
Lapso: 06 agosto
Unidad IX .Introducción al Equilibrio Químico Concepto de equilibrio. Propiedades del Equilibrio. Comparación de distintos estados de equilibrio para un mismo sistema. Concepto de constante de equilibrio. Expresión de Keq en sistemas homogéneos y heterogéneos. Significado de la magnitud de Keq. Relación entre Kc y Kp. Cálculo de K y condiciones en equilibrio a temperatura constante
Lapso: 08 agosto

Predicción de sentido en el cual se alcanza el equilibrio. Predicción y justificación cualitativa de cambios en el estado de equilibrio según el Principio de Le Chatelier. Taller Nº 5 Cálculos estequiométricos simples

Semana nº 13
Lapso: 13 agosto

Unidad X .Reacciones Ácido base – Escala de pH: Concepto de ácido – base según Arrhenius. Reacciones ácido- base de Brönsted-Lowry. Pares conjugados ácido – base. Propiedades acido-base del agua. Expresión de Kw.
Lapso: 15 agosto
TERCERA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades VII y VIII)

RECESO VACACIONAL
Semana nº 14
Lapso: 03 septiembre
Concepto de pH como medida de acidez o basicidad. Escala de pH. Fuerza de Ácidos y Bases. Grado de ionización. Significado de Ka y Kb. Sales ácidas, básicas y neutras.
Lapso: 05 septiembre
Estequiometría de reacciones en solución. Concepto de equivalente y normalidad. Valoración de soluciones ácido base. Breve descripción del proceso de eliminación de los fosfatos en aguas residuales. Ejemplos numéricos.

Semana nº 15
Lapso: 10 septiembre

PRÁCTICA No. 4 PREPARACIÓN Y VALORACIÓN VOLUMÉTRICA DE SOLUCIONES (quiz nº 4 sección 304I2)
Lapso: 12 septiembre

Unidad XI .Reacciones de Óxido Reducción y Electroquímica Reacciones de óxido-reducción o redox. Número de oxidación. Ejemplos de diferentes tipos de reacciones redox: combinación, descomposición, desplazamiento y desproporción, Identificación de oxidante y reductor en reacciones de oxido reducción balanceadas de procesos industriales descontaminantes y contaminantes. Valoración y normalidad en reacciones redox.

Lapso: 14 septiembre

PRÁCTICA Nº 4 PREPARACIÓN Y VALORACIÓN VOLUMÉTRICA DE SOLUCIONES (quiz nº 4 sección 304I4)
Semana nº 16
Lapso: 17 septiembre

PRÁCTICA No. 5 CELDAS GALVÁNICAS Y CORROSIÓN. Entrega de informe nº 4 (quiz nº 5 sección 304I2)
Lapso: 19 septiembre
Celdas electroquímicas. Tipos de electrodos. Potencial estándar y fuerza electromotriz f.e.m. Espontaneidad de reacciones. Descripción de celdas galvánicas. Efecto de concentración en la f.e.m.. Taller Nº 6 Introducción al equilibrio Químico/ Reacciones ácido-base

Lapso: 21 septiembre

PRÁCTICA Nº. 5 CELDAS GLAVÁNICAS Y CORROSIÓN. Entrega de informe nº 4. (quiz nº 5 sección 304I4)

Semana nº 17
Lapso: 24 septiembre

Celdas de concentración. Breve descripción general de celdas y baterías comerciales Proceso de Corrosión. Lluvia ácida. Protección catódica
Lapso: 26 septiembre
CUARTA EVALUACIÓN PARCIAL (Unidades IX, X y XI)

Semana nº 18
Evaluaciones parciales .- Trascripción de notas

Bienvenidos a Química General

La pregunta común que todos los estudiantes de ingenería (a excepción de los que estudiamos ingeniería química) se hacen al encontrarse con química general en su pensum de estudios, ¿es para que me sirve esto?.... pues bien yo se las voy a tratar de responder. Resulta que la química general estudia a la matería, su composición y transformación y adivinen qué? TODOS SOMOS MATERIA y aunque en esta asignatura no indagaremos en la parte filisófica que esta premisa implica, sí los ayudaremos a compronder bajo este punto de vista, el porqué de características y comportamiento de todos los materiales que van a manejar durante todo su desarrollo laboral.

Pensarán ... eso está muy bien, pero aun no responde a la pregunta original, ¿de qué me sirve la química?, permitanme darles algunos ejemplos relacionados con sus respectivas carreras:

Como ingenieros mecánicos vamos a estar estrachamente relacionaddos con procesos que involucran cambios energéticos pues bien... la energía y sus transforamciones son consecuencias de la interacciones entre los átomos que componen la materia.

Como ingenieros civiles nuestro quehacer cotidiano está centrado en combinaciones de sustancias en formas de mezlcas homogéneas y heterógenas que le darán características partículares al concreto que vamos a utilizar o al suelo sobre el cual vamos a construir.... y adiven qué? las características de dichas mezclas están determinadas por las interacciones entre las sustancias que las está componiendo, es decir, la materia que la constituyen.

Como ingenieros industriales, trabajaremos en procesos industriales que está basados en transformaciones de materias primas en un producto terminado en donde estarán involucrados una gran cantidad de cambios físicos y/o químico y el porqué de esas combinaciones y como obtener mejores rendimientos de ellas, también lo vamos a ver en esta asignatura.... y estos es sólo por nombrarles muy por encima todo lo relacionado que la Química General está con nuestras respectivas carreras.

Claro que empezaremos desde los más básico hasta lo más complejo y esta forma de desarrollar la asignatura, les permitirá a ustedes a comprender mejor todos los aspectos involucrados en ésta... pero dicha responsabilidad no recae solamente en mí como profesora de Química, todos somos un equipo y mi único papel en él es orientarlos en ese proceso de aprendizaje que ustedes empiezan a emprender desde ahora.

El Blog de Química General lo usaremos como una herramienta para eso, en ellos estarán publicados artículos, resumenes, links de paginas web que enfatizaran los aspectos que discutiremos en clase y cuando uso el término discusión es porque haremos de la clase un sitio de debate de los temas que vamos a abordar, de tal manera que deductivamente llegaremos a las conclusiones que nos permitiran afianzar el aprendizaje de la asignatura.

Los invito a eso.... a desarrollarnos como ingenieros pero no como calcuradoras humanas, sino a desarrollarnos como pensadores creativos, como solucionares de situaciones adversas... es decir a desarrollar las verdaderas características que una persona con el título de INGENIERO debe obstentar.