Q2Semana15jueves206B
La química es la ciencia que estudia la
materia y todas las transformaciones que tiene
debidas a la aplicación de la energía.
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Química
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Ejemplo
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E1
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E2
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E3
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E4
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E5
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E6
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Materia Mezclas
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Agua
de mar
Agua-sal
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Agua y el azúcar
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Agua y
tierra (lodo)
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Agua y
alcohol
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Agua de
lluvia ácida
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Aceite y
agua
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Métodos físicos de separación
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Evaporación
Destilación
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Destilación
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Destilación
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Evaporación
o destilación
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Destilación
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Decantación
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Compuestos
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Agua Cloruro de sodio
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Agua Sacarosa
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Agua
(sulfato de calcio dihidrato: CaSO4· 2H2O
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Alcohol
Agua
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Ácido nítrico
Acido sulfúrico
Ácido carbónico
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Agua
Triglicéridos.
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Métodos químicos de separación
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Electrolisis
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Electrolisis
Descomposición
térmica
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gravimetrias
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Electrolisis
calentamiento
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Electrolisis
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Gravimetrías
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Elementos
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H,O,Na,Cl
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H,O,C
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H,
Ca, O, Si, Fe
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H,O,
C
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H,C,O,N,S
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H,O,C
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Partículas subatómicas
Electrón protón neutrón
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H 1e,p
O8e,p,n
Na 11e,11p,12n
Cl
17 e,17p,18n
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H 1e, p
O 8e, p, n
C 6e,pn
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H 1e,p
O 8e,p,n
Ca 2e,p,n
Si 4e,p,n
Fe 2,3
e,p,n
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H 1E,P
O8e,p,n
C6e,p,n
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H 1e, p
O8 e,p,n
C6 e,p,n
N7e,p,n
S 16 e,p,n
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H 1e, p
O 8e, p, n
C 6e
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Historia
de la teoría atómica
El concepto de átomo existe
desde la Antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demócrito,
Leucipo y Epicuro, sin
embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino como una
necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos
pensadores, la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía
existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de
diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean.14 El
siguiente avance significativo no se realizó hasta que en 1773 el químico francés
Antoine-Laurent de Lavoisier postuló
su enunciado: «La materia no se crea ni se destruye, simplemente se
transforma». La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia;
demostrado más tarde por los experimentos del químico inglés John Dalton
quien en 1804, luego
de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción, y concluyó que
las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada
elemento, pero diferentes de un elemento a otro.15
Luego en 1811, el físico
italiano Amedeo Avogadro, postuló que a una temperatura,
presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas,
sean átomos o moléculas, independientemente de la naturaleza del gas, haciendo
al mismo tiempo la hipótesis de que los gases son moléculas
poliatómicas con lo que se comenzó a distinguir entre átomos y moléculas.16
El químico ruso Dmítri Ivánovich Mendeléyev creó en 1869 una clasificación
de los elementos químicos en orden creciente de su masa atómica, remarcando que
existía una periodicidad en las propiedades químicas. Este trabajo fue el
precursor de la tabla periódica de los elementos
como la conocemos actualmente.17
Evolución
del modelo atómico
Los elementos básicos de la
materia son tres.
Cuadro general de las
partículas, quarks y leptones.
Tamaño relativo de las
diferentes partículas atómicas.
La concepción del átomo que
se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los
descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A
continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los
científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos
para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera
de reseña histórica.
Modelo de
Dalton
Fue el primer modelo
atómico con bases científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton,
quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.19 Este
primer modelo atómico postulaba:
- 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, aun 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.
Sin embargo desapareció
ante el modelo de Thomson ya que no explica los rayos catódicos, la
radioactividad ni la presencia de los electrones (e-) o protones(p+).
Diferencia entre los
bariones y los mesones.
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Diferencia entre
fermiones y bosones.
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Modelo de
Thomson
Modelo atómico de Thomson.
Luego del descubrimiento
del electrón en 1897
por Joseph John Thomson, se determinó que la
materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte
negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según
este modelo inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un
pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en
gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del
de Thomson donde las «pasas» (electrones) se situaban en la parte exterior del
«pastel» (la carga positiva).
Para explicar la formación
de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la
estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una
nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones)
suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para
neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón,
la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De
esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la
existencia de las otras radiaciones.
Modelo de
Rutherford
Modelo atómico de
Rutherford.
Este modelo fue
desarrollado por el físico Ernest
Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce
como el experimento de Rutherford en 1911.
Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo
se compone de una parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del
anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual
también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los
electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o
elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto,
es la percepción más común del átomo del público no científico.
Rutherford predijo la
existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla
de éste.
Por desgracia, el modelo
atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias:
- Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las cuales estaban
muy comprobadas mediante datos experimentales. Según las leyes de Maxwell,
una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería
emitir energía constantemente en forma de radiación
y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la
materia se destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
- No explicaba los espectros
atómicos.
Modelo de
Bohr
Modelo atómico de Bohr.
«El átomo es un pequeño
sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del
núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden
estar solo en ciertas órbitas)
- Cada órbita tiene una energía asociada. La más
externa es la de mayor energía.
- Los electrones no radian energía (luz)
mientras permanezcan en órbitas estables.
- Los electrones pueden saltar de una a otra
órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía
absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de
energía asociada a cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor,
pierde energía en forma de radiación (luz).
El mayor éxito de Bohr fue
dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de
este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el
fotón es emitido cuando un electrón cae de una órbita a otra, siendo un pulso
de energía radiada.
Bohr no pudo explicar la
existencia de órbitas estables y para la condición de cuantización.
Bohr encontró que el
momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
Modelo de
Schrödinger
Densidad de probabilidad de
ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.
En el modelo de Schrödinger
se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga
que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a
nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto,
Schrödinger describe a los electrones por medio de una función
de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia
en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital.
La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía
disponibles en el átomo de hidrógeno.
Modelo de
Dirac
El modelo de Dirac usa
supuestos muy similares al modelo de Schrödinger aunque su punto
de partida es una ecuación relativista para la función de onda, la ecuación de Dirac. El modelo de Dirac permite
incorporar de manera más natural el espín del
electrón. Predice niveles energéticos similares al modelo de Schrödinger
proporcionando las correcciones relativistas adecuadas.
Modelos
posteriores
Tras el establecimiento de
la ecuación de Dirac, la teoría cuántica evolucionó hasta convertirse
propiamente en una teoría cuántica de campos. Los modelos
surgidos a partir de los años 1960 y 1970 permitieron construir teorías de las
interacciones de los nucleones. La vieja teoría atómica quedó confinada a la
explicación de la estructura electrónica que sigue siendo explicada de manera
adecuada mediante el modelo de Dirac complementado con correcciones surgidas de
la electrodinámica cuántica. Debido a la
complicación de las interacciones fuertes sólo existen modelos aproximados de
la estructura del núcleo atómico. Entre los modelos que tratan de dar cuenta de
la estructura del núcleo atómico están el modelo de la gota líquida y el modelo de capas.
Posteriormente, a partir de
los años 1960 y 1970, aparecieron evidencias experimentales y modelos teóricos
que sugerían que los propios nucleones (neutrones, protones) y mesones (piones) que constituyen
el núcleo atómico estarían formados por constituyentes fermiónicos más
elementales denominados quarks. La interacción fuerte entre quarks entraña
problemas matemáticos complicados, algunos aún no resueltos de manera exacta.
En cualquier caso lo que se conoce hoy en día deja claro que la estructura del
núcleo atómico y de las propias partículas que forman el núcleo son mucho más
complicadas que la estructura electrónica de los átomos. Dado que las
propiedades químicas dependen exclusivamente de las propiedades de la
estructura electrónica, se considera que las teorías actuales explican
satisfactoriamente las propiedades químicas de la materia, cuyo estudio fue el
origen del estudio de la estructura atómica.
el maestro nos dio una breve explicacion del cambio de color de estos.
