Notacion Cientifica:
Sustancias y mezclas:
Las sustancias puras están formadas por un solo tipo de materia y no se pueden separar en otras.
El oro, el hierro, la sal, el agua y los minerales.
Las mezclas están
formadas por varias sustancias puras diferentes.
Podemos distinguir dos tipos de mezclas: las mezclas
heterogéneas y las mezclas homogéneas.
Las mezclas heterogéneas son mezclas en las que se pueden
distinguir sus componentes.
Ej: La ensalada, el granito o el café con leche.
Las mezclas homogéneas o disoluciones son mezclas en las que
no se distinguen sus componentes.
El agua salada, el aire o la leche.
Ejemplos de Sustancias puras: elementos y compuestos
mezclas: homogeneas y heterogeneas :
Sustancias Puras
Elementos
a) Hidrógeno
(H), Sodio (Na), Fósforo (P), Telurio (Te), Azúfre (S)
Compuestos
a)
Óxidos
metálicos
Óxido de sodio (Na2O), Óxido de
magnesio (MgO), Óxido de calcio (CaO), Óxido de
litio (Li2O), Óxido de plata (Ag2O)
b) Óxidos no
metalicos
Óxido de nitrogeno
(N2O), Monóxido de nitrogeno (NO), Dióxido de carbono (CO2), Monóxido de
carbono (CO), Trióxido de dinitrogeno (N2O3)
Mezclas
Homogéneas:
Agua + Sal, Pata de dientes, Tinta de pluma, Gasolina, Vino.
Heterogéneas:
pizza, salsa, refresco, Agua + aceite, Ensalada de verduras.
Modelo de Dalton:
La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Modelo de Thomson:
El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón1 en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudín de pasas.2 Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una nube de carga negativa se postulaba con una nube de carga positiva.
Thomson propuso un modelo atómico de un átomo según el cual los electrones cargados negativamente estaban localizados dentro de una distribución de carga positiva.
Modelo de Rutherdford:
Según Rutherford, el atomo es un sistema dinámico, con un núcleo de carga positiva y los electrones girando alrededor siguiendo trayectorias circulares y concéntricas a una gran velocidad, de tal modo que se neutralice la fuerza de atracción eléctrica que ejerce el núcleo; por lo tanto los electrones estarían girando alrededor en estado de equilibrio
Rutherford propuso los siguientes postulados:
1. El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.
3. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
4. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor).
5. El número de electrones negativos es igual al numero de protones positivos; luego, el átomo resulta neutro
1. El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
2. Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.
3. Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
4. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo (unas 100.000 veces menor).
5. El número de electrones negativos es igual al numero de protones positivos; luego, el átomo resulta neutro
Modelo de Bohr:
-Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin radiar energía.
-No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular
-No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular
-El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles.
- Hay orbitas estacionarias en las cuales se mueve el electron. No hay energia en sus orbitas.
-El electron puede saltar de un nivel a otro de energia.
- Cuando un electron pasa de un nivel menor a uno mayor de energia, ese proceso se llama absorcion. Si va de uno mayor a uno menor, se llama emision.
Estados de Oxidacion:
Compuestos Binarios y terciarios:
Hidruros: Metal+ Hidrogeno (EDO -1)
Ej:
(AgH) Hidruro de plata o argenico
(CaH2) Hidruro de Calcio o calcico
(FeH3)Hidruro de fierro o ferrico
(LiH) Hidruro de litio o litico
Hidracidos o acidos Binarios: Hidrogeno+ no metal (EDO+1)
Ej:
(HCl) Cloruro de Hidrogeno o clorhidrico
(H2Se) Selemuro de Hidrogeno o selenhidrico
(H2S) Sulfuro de hidrogeno o sulfhidrico
Oxidos Metalicos: Metal+ Oxigeno (EDO-2)
Ej:
(FeO) Monoxido de hierro o ferroso
(Fe2O3) Oxido de hierro 3 o perrico
(Li2O) Oxido de litio o litico
Oxidos NO metalicos o Anhidricos: no metal + Oxigeno (EDO-2)
Ej:
(SO2) Oxido de azufre 2 o anhidrido sulfuroso
(SO3) Oxido de azufre 3 o anhidrico sulfurico
Peroxidos: Metal+ Oxigeno (EDO-1)
Ej:
H2O2= Oxido de hidrogeno o peroxido de hidogeno
Li2O2= Oxido de Litio o peroxido de litio
BrO (anhidrico)= Oxido de bromo o peroxido de bromo
Sales binarias: Metal + no metal (no hay oxigeno ni hidrogeno)
Ej:
NaCl = Cloruro de sodio o sodico
AuBr3 = Bromuro de oro 3 o aurico
Sn S2= Sulfuro de estaño o estañico
Na2S= Sulfuro de sodio o sodico
Compuestos Tenarios
Hidroxidos: metal + OH
Ej:
NaOH = hidroxido de sodio o sodico
CuOH = hidroxido de cobre o cuproso
Cu(OH)2 = Hidroxido de cobre 2 o cuprico
Al(OH)3 = Hidroxido de aluminio3 o aluminico
Oxacidos: Hidrogeno+ no metal + Oxigeno
Ej:
SO+H2O = H2SO2 = acido hipo sulfuroso
Cl2O+H2O = H2Cl2O2 = HClO= acido hipo cloroso
Sales Ternarias: O+ no metal + metal
Ej:
Na Cl O = Hipoclorito de sodio
K CO3 = K2CO3 = Carbonato de potacio
Ca SO4 = Ca SO4 = Sulfato de calcio
Orbitales
Numero Cunticos:
Ej: 16/8 O ^-2 Z= 8 protones
e = 8--2= 10
n° = 8
A= 16
Configuacion electronica: 1S(2), 2S(2), 2P(6)
n= 2
L= 1
m= P= 1
-1 0 1
s= ¡! | ¡! | ¡! |
n= Numero Cuantico Ej: 1S(2) n = 1
L = Ej: 1S(2) L = S= 0
S= 0 => (m)= 0
P= 1 => (m)= -1, 0, 1
d= 2 => (m)= -2, -1, 0, 1, 2
f= 3 => (m)= -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
S= Sping (regla de la micro)
Ej:
- Si m= 0 , entonces: [ | ]
- Si m=1 , entonces: [ | ] [ | ] [ | ]
- Si m=2 , entonces: [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ]
- Si m=3 , entonces: [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ]
Si S= [¡| ] = 1/2
S= [¡|!] = -1/2
Enlace iónico
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Esta formado por metal + no metal
No forma moleculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.
Los compuestos formados pos enlaces io;nicos tienen las siguientes caracteristicas:
Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Tienen altos puntos de fusion y ebullicion.
Son solubles en solventes polares como el agua
Enlace covalente
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Esta basado en la comparticion de electrones. Los atomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
Esta formado por elementos no metalicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.
Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos.
Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
Enlace metálico
Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos
Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un atomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer quimico que desarrolle una escala numerica de electronegatividad. En su escala, se asigna al fluor, el elemento mas electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrogeno.
Regla del octeto.
EL ultimo grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una configuracion estable.Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.
Electrones de Valencia:
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia (sobre los niveles de energía Ver: Configuración electrónica).
Lewis:
Guia de ESTEQUEOMETRIA:
http://es.scribd.com/doc/79027734/Desarrollo-Guia-Estequiometria-por-Dallit-s-ORIGINAL
Nomenclatura, binarios, etc.. :
http://es.scribd.com/doc/98835118/Formulacion-y-Nomenclatura-Inorganica-UTEM
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Orbitales
Numero Cunticos:
Ej: 16/8 O ^-2 Z= 8 protones
e = 8--2= 10
n° = 8
A= 16
Configuacion electronica: 1S(2), 2S(2), 2P(6)
n= 2
L= 1
m= P= 1
-1 0 1
s= ¡! | ¡! | ¡! |
n= Numero Cuantico Ej: 1S(2) n = 1
L = Ej: 1S(2) L = S= 0
S= 0 => (m)= 0
P= 1 => (m)= -1, 0, 1
d= 2 => (m)= -2, -1, 0, 1, 2
f= 3 => (m)= -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
S= Sping (regla de la micro)
Ej:
- Si m= 0 , entonces: [ | ]
- Si m=1 , entonces: [ | ] [ | ] [ | ]
- Si m=2 , entonces: [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ]
- Si m=3 , entonces: [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ] [ | ]
Si S= [¡| ] = 1/2
S= [¡|!] = -1/2
Enlace iónico
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17).
En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.
Esta formado por metal + no metal
No forma moleculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.
Los compuestos formados pos enlaces io;nicos tienen las siguientes caracteristicas:
Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Tienen altos puntos de fusion y ebullicion.
Son solubles en solventes polares como el agua
Enlace covalente
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí los átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -C, O, F, Cl, ...).
Estos átomos tienen muchos electrones en su nivel más externo (electrones de valencia) y tienen tendencia a ganar electrones más que a cederlos, para adquirir la estabilidad de la estructura electrónica de gas noble. Por tanto, los átomos no metálicos no pueden cederse electrones entre sí para formar iones de signo opuesto.
En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Se forman así habitualmente moléculas: pequeños grupos de átomos unidos entre sí por enlaces covalentes.
Esta basado en la comparticion de electrones. Los atomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
Esta formado por elementos no metalicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.
Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos.
Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
Enlace metálico
Para explicar las propiedades características de los metales (su alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad, ...) se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o del mar de electrones:
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Éstos átomos pierden fácilmente esos electrones (electrones de valencia) y se convierten en iones positivos
Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un atomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer quimico que desarrolle una escala numerica de electronegatividad. En su escala, se asigna al fluor, el elemento mas electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrogeno.
Regla del octeto.
EL ultimo grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una configuracion estable.Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.
Electrones de Valencia:
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones que ocupan los niveles de energía más alejados del núcleo de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia (sobre los niveles de energía Ver: Configuración electrónica).
Lewis:
Guia de ESTEQUEOMETRIA:
http://es.scribd.com/doc/79027734/Desarrollo-Guia-Estequiometria-por-Dallit-s-ORIGINAL
Nomenclatura, binarios, etc.. :
http://es.scribd.com/doc/98835118/Formulacion-y-Nomenclatura-Inorganica-UTEM
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