LA MATERIA
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
https://www.youtube.com/watch?v=gXkdm7DwdPM
SUSTANCIAS PURAS: SIMPLES Y COMPUESTAS
ÁTOMO Y PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
https://www.youtube.com/watch?v=gvlcnNbxRdo
El ÁTOMO explicado: estructura, partículas, propiedades, moléculas, bombas atómicas
ÁTOMO Y PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
Leucipo y Demócrito: Los fundadores del atomismo
En la Antigua Grecia, estos filósofos se preguntaron de qué estaba hecha la materia.
La idea de lo indivisible: Leucipo fue el primero en proponer que la materia no era continua, sino discontinua, y que existían partículas que no podían dividirse.
Demócrito, su discípulo, acuñó el término átomos para referirse a estas partículas fundamentales.
Características de los átomos según Demócrito
Indivisibles e indestructibles: Eran las partículas más pequeñas posibles de la materia. No tenían principio ni fin.
Invisibles y homogéneos: No se podían ver ni comprimir, y eran todos del mismo tipo.
Se diferenciaban entre sí por su forma y tamaño, y al unirse de diferentes maneras, formaban todo lo que existe.
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Niels Bohr descubrió un modelo para la estructura atómica donde los electrones orbitan el
núcleo en órbitas permitidas con niveles de energía específicos, y pueden saltar entre niveles
absorbiendo o emitiendo paquetes discretos de energía (cuantos). Este modelo, propuesto
en 1913, integró los conceptos de la física cuántica a la física atómica, explicando
la estabilidad del átomo y los espectros de emisión de los elementos, lo que le valió el
Premio Nobel de Física en 1922.
https://www.youtube.com/watch?v=oPrXErLylxA
Un átomo es la parte más pequeñita de todo lo que existe, la "pieza" fundamental de la
materia. Está compuesto por un centro llamado núcleo, donde hay partículas con carga
positiva llamadas protones y otras sin carga llamadas neutrones. Alrededor de este núcleo,
giran muy rápido otras partículas con carga negativa llamadas electrones.
Los elementos químicos son sustancias puras ya que la materia está compuesta de un
mismo tipo de átomo. Es decir, es un tipo específico de materia, constituido enteramente por
átomos de la misma clase. Y que cuyas propiedades intrínsecas lo diferencian de otros
elementos
ÁTOMO Y PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
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Partículas Subatómicas
Tienen carga eléctrica negativa y orbitan alrededor del núcleo en la corteza.
Carga: Negativa (-1,602 x 10^-19 culombios).
Peso/Masa: Muy ligera (9,109 x 10^-31 kg).
Descubridor: J.J. Thomson en 1897.
Tienen carga eléctrica positiva y se encuentran en el núcleo.
Carga: Positiva (misma magnitud que el electrón).
Peso/Masa: Aproximadamente 1,673 x 10^-27 kg, es decir, mucha más masa que el electrón.
Descubridor: Ernest Rutherford, quien lo identificó como el núcleo del hidrógeno en 1918.
No tienen carga eléctrica (son neutros) y también se ubican en el núcleo.
Carga: No tiene carga eléctrica.
Peso/Masa: Similar al protón, es decir, muy masivo.
Descubridor: James Chadwick en 1932
El modelo atómico de Thomson, o del "pudín de pasas", describe el átomo como una
esfera de carga positiva con electrones de carga negativa incrustados en ella, como pasas
en un pastel, logrando que el átomo sea eléctricamente neutro.
Propuesto en 1904 por J.J. Thomson, quien descubrió el electrón, este modelo fue el primer
intento de explicar la estructura interna del átomo tras el descubrimiento de las partículas
subatómicas, aunque más tarde fue superado al no contemplar un núcleo atómico
El modelo atómico de Rutherford, conocido como el modelo planetario, propone que el
átomo tiene un núcleo central pequeño y denso, con carga positiva y donde se concentra la
mayor parte de la masa, mientras que los electrones (de carga negativa) orbitan a su
alrededor, separados por una gran distancia.
Este modelo surgió del experimento de la lámina de oro, donde Rutherford observó que la
mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina, indicando un gran espacio vacío en el
átomo, mientras que unas pocas se desviaban o rebotaban.
El modelo atómico de Bohr describe al átomo como un núcleo central con protones y
neutrones, alrededor del cual giran los electrones en órbitas circulares definidas o niveles de
energía. Los electrones solo pueden estar en estas órbitas, que tienen una energía
específica, y se llenan de la capa más cercana al núcleo a las más lejanas. Los electrones
pueden saltar de un nivel a otro al absorber o emitir energía, lo cual explica los espectros
atómicos.
El modelo atómico actual, también llamado modelo cuántico o orbital, describe el átomo
como un núcleo central (con protones y neutrones) y una corteza electrónica compuesta por
electrones que no siguen órbitas definidas, sino que se encuentran en orbitales, que son
regiones de probabilidad de encontrar al electrón. Este modelo se basa en la mecánica
cuántica y utiliza los números cuánticos para describir el estado de cada electrón.
¿Qué es un orbital?
Es una región tridimensional del espacio dentro de un átomo.
En esta región, la probabilidad de encontrar un electrón es muy alta.
No se puede saber la posición exacta de un electrón, solo dónde es más probable que esté.
Orbitales atómicos
Tipos de orbitales (s, p, d, f) y sus características:
Orbital s: Esférico y puede contener hasta dos electrones.
Orbital p: Tiene forma de dos lóbulos o "ocho", se orienta en diferentes direcciones (px, py, pz) y puede albergar hasta seis electrones (dos en cada orbital p).
Orbital d: Tiene formas más complejas y existen cinco tipos diferentes de orbitales d.
Orbital f: Posee formas aún más complejas y hay siete tipos
Capacidad de electrones
Cada orbital, independientemente de su tipo (s, p, d, f), puede albergar un máximo de dos electrones.
A partir de estos orbitales, se forman los niveles de energía y subniveles que describen la distribución de los electrones en el átomo.
https://www.youtube.com/watch?v=ZxG_nxBhRD8
MODELO DE BOHR PARA EL SODIO
NÚMERO ATÓMICO y NÚMERO MÁSICO
https://www.youtube.com/watch?v=eVX4PEPIKVQ
Conceptos Importantes
Átomo Neutro: Cuando el número de protones y electrones es igual, el átomo no tiene carga eléctrica
neta.
Número Atómico (Z): Es el número de protones en el núcleo de un átomo y define el elemento
químico.
Número Másico (A): Es la suma de protones y neutrones en el núcleo.
https://www.youtube.com/watch?v=1Dk0_9MYVIk
ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número de protones, pero
diferente número de neutrones. Por lo tanto, comparten el mismo número atómico (Z), pero tienen un
número másico (A) distinto. La variación en los neutrones les otorga masas diferentes, aunque
conservan la misma identidad química debido a su número de protones.
Actividad:
Completa la tabla.
En la tabla periódica, los elementos se agrupan en metales, no metales y gases nobles, y la regla del octeto describe cómo los átomos buscan una capa de valencia con ocho electrones para estabilizarse, compartiendo o transfiriendo electrones. Los metales tienden a ceder electrones (formando cationes), mientras que los no metales los ganan (formando aniones), y los gases nobles ya tienen su octeto completo.
Clasificación de los elementos:
Metales:
Buenos conductores de calor y electricidad, con tendencia a ceder electrones.
No metales:
Malos conductores, frágiles y con tendencia a ganar electrones.
Semimetales (o Metaloides):
Tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y son semiconductores.
Gases Nobles:
Elementos con la última capa electrónica completa, lo que los hace muy estables y poco reactivos.
La Regla del Octeto:
Concepto:
Los átomos buscan tener ocho electrones en su capa de valencia (la capa más externa) para adquirir una configuración electrónica estable, similar a la de los gases nobles.
Proceso:
Esta estabilidad se alcanza mediante la transferencia o compartición de electrones con otros átomos.
Ejemplo:
En un compuesto como el cloruro de sodio (NaCl), el sodio cede su electrón al cloro para que ambos alcancen una configuración estable.
¿Qué es un enlace químico?
Es una fuerza de atracción que mantiene unidos a los átomos para formar sustancias más estables. Los electrones de la capa más externa de los átomos (electrones de valencia) son los que participan en este proceso. La regla del octeto explica que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones para alcanzar una configuración con 8 electrones de valencia, lo que les da mayor estabilidad
Tipos de enlaces químicos
Existen tres tipos principales de enlaces que se forman entre átomos:
Formación: Se produce entre un metal y un no metal.
Mecanismo: Uno de los átomos (el metal) transfiere uno o más electrones al otro (el no metal).
Resultado: Se forman iones con cargas opuestas que se atraen entre sí. Por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl) es un enlace iónico.
Cloruro de Sodio (NaCl)
¿Qué pasa?
El sodio (Na), un metal, cede su electrón de valencia al cloro (Cl), un no metal.
Iones:
Unión:
La fuerza de atracción entre el ion positivo (Na⁺) y el ion negativo (Cl⁻) mantiene unido el compuesto, formando una red cristalina y no una molécula aislada.
2. Enlace Covalente:
Formación: Se da entre dos o más átomos de no metal.
Mecanismo: Los átomos comparten pares de electrones para lograr la estabilidad.
Ejemplo: En la molécula de agua (H₂O), el oxígeno comparte electrones con los átomos de hidrógeno
Molécula de Agua (H₂O)
¿Qué pasa?
Dos átomos de hidrógeno (no metales) comparten un par de electrones con un átomo de oxígeno (no metal) para alcanzar la estabilidad.
Compartir electrones:
Cada átomo de hidrógeno comparte un electrón con el oxígeno, y el oxígeno comparte un electrón con cada hidrógeno.
Resultado:
Se forman enlaces covalentes, donde los electrones se comparten en lugar de transferirse. La molécula resultante de agua (H₂O) es un ejemplo de esto.
3. Enlace Metálico:
Formación: Se establece entre átomos de metales.
Mecanismo: Los átomos pierden sus electrones de valencia, formando iones positivos que se organizan en una red. Estos electrones se deslocalizan y forman una "nube" o "gas electrónico" que mantiene unidos a los iones. Propiedades: Esta estructura de nube electrónica es responsable de las propiedades de los metales, como su conductividad
En los metales (Ej: Cobre - Cu)
¿Qué pasa?
Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa (electrones de valencia), que pierden fácilmente.
Red metálica:
Estos electrones se desprenden y forman una "nube" o mar de electrones que rodea a los iones metálicos positivos, los cuales se organizan en una red cristalina.
Unión:
La unión se mantiene por la atracción electrostática entre los iones metálicos positivos y la nube de electrones negativa que los envuelve.
La formulación binomial inorgánica se refiere a la escritura de fórmulas de compuestos formados por la unión de dos elementos (compuestos binarios) mediante el cruce de sus valencias y el uso de una de las tres nomenclaturas: la sistemática (con prefijos), la de stock (con números romanos) o la tradicional (que se centra en las terminaciones -uro y la valencia). Los grupos principales son los hidruros, óxidos, sales binarias y peróxidos, cada uno con sus reglas específicas de ordenación y nomenclatura.
1. Reglas generales de formulación (orden de los elementos)
Los elementos se escriben por orden de menor a mayor electronegatividad .
En los compuestos binarios, se suele escribir primero el metal y luego el no metal.
En la fórmula, se cruzan las valencias de cada elemento como subíndices.
Se simplifican: los subíndices siempre que sea posible.
El prefijo "mono-" se omite cuando el elemento tiene solo una valencia, como en los óxidos básicos (ej. Na₂O en lugar de Monóxido de disodio).
2. Nomenclatura (cómo nombrar)
Existen tres sistemas de nomenclatura para los compuestos inorgánicos:
Nomenclatura sistemática o estequiométrica:
Usa prefijos (mono-, di-, tri-, etc.) para indicar la cantidad de átomos de cada elemento.
Ejemplo: Trióxido de azufre (SO₃).
Nomenclatura de stock (o de uso común):
Se nombra indicando la valencia del elemento entre paréntesis y en números romanos, sin dejar espacio entre el nombre del elemento y el número.
Ejemplo: Óxido de cobre (II) para CuO.
Nomenclatura tradicional:
Se usa una raíz terminada en "-uro", seguida de la preposición "de" y la valencia del elemento electropositivo.
Ejemplo: En los hidruros, los elementos no metálicos (N, P, As, Sb, B, C, Si) actúan como no metales y terminan en -uro.
3. Tipos de compuestos binarios más comunes
Hidruros metálicos:
Compuestos de un metal con hidrógeno. El metal va primero.
Ejemplo: Hidruro de sodio (NaH).
Hidruros no metálicos (o hidrácidos):
Compuestos de hidrógeno con no metales del grupo 15, 16 y 17. El hidrógeno va primero.
Ejemplo: Cloruro de hidrógeno (HCl).
Combinación de un metal con oxígeno. El elemento más electropositivo va primero.
Ejemplo: Óxido de bario (BaO).
Combinación de un no metal con oxígeno.
Ejemplo: Pentóxido de diarsénico (As₂O₅).
Unión de un metal con un no metal.
Ejemplo: Cloruro de sodio (NaCl).
ACTIVIDADES
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