Introducción de química

PROGRAMA DE LA ASIGNATURA.

I.- Conceptos Preliminares.
Tema 1.- Naturaleza y propiedades de la materia.
Tema 2.- Átomos, moléculas e iones.

II.- Estructura de la Materia.
Tema 3.- Mecánica cuántica y estructura electrónica de los átomos.
Tema 4.- Relaciones periódicas entre los elementos.
Tema 5.- Fundamentos de la teoría del enlace químico.

ESCUELA POLITÉCNICA SUPERIOR DE ELCHE Tema 6.- Geometría molecular y orbitales moleculares.

III.- Interacciones Intermoleculares: Estados de Agregación de la Materia
Ingeniería Industrial Primer curso
Tema 7.- Interacciones intermoleculares.
Tema 8.- Estado gaseoso.
Tema 9.- Estado sólido.
Tema 10.- Estado líquido y disoluciones.

IV.- Termodinámica Química.
Tema 11.- Cambios energéticos de las reacciones químicas: Termoquímica.
Tema 12.- Espontaneidad de las reacciones químicas.
Introducción de Química
V.- Cinética Química
Colección de transparencias
Tema 13.- Velocidad de las reacciones químicas.
Curso 2006 - 2007
VI.- Equilibrio Químico
Tema 14.- Aspectos teóricos del equilibrio químico.
Tema 15.- Equilibrio iónico en disolución. I: equilibrios ácido-base.
Tema 16.- Equilibrio iónico en disolución. II: equilibrios de disolución.

VII.- Electroquímica
Tema 17.- Reacciones de oxidación-reducción.

Escuela Politécnica Superior de Elche.

Ingeniería Industrial.

INTRODUCCIÓN DE QUÍMICA Curso 2006 - 2007

OBJETIVOS DOCENTES DEL CURSO:
Describir la estructura electrónica de átomos y moléculas desde una perspectiva mecanocuántica.
Predecir la geometría de las moléculas y las propiedades físicas de los compuestos que de ella se derivan.
Introducir los conceptos básicos de la Termodinámica y aplicarlos al estudio de los cambios energéticos
de las reacciones químicas.
Describir los fundamentos de la cinética química con especial atención a los procesos catalizados.
Presentar el concepto de equilibrio químico resaltando sus aspectos cinéticos y termodinámicos; adaptar
dichos conocimientos a la optimización de los procesos industriales.
Presentar los aspectos teóricos de la electroquímica y adaptarlos a procesos industriales de interés tales
como los procesos electrolíticos o la corrosión.

PROGRAMA DE LA ASIGNATURA.

I.- CONCEPTOS PRELIMINARES.
Tema 1.- Naturaleza y propiedades de la materia. Materia: masa y energía. Sustancias, mezclas y
disoluciones Propiedades físicas y químicas. Propiedades intensivas y extensivas.
Tema 2.- Atomos, moléculas e iones. Divisibilidad de la materia: teoría atómica. Estructura del átomo.
Moléculas: átomos en combinación. Iones y compuestos iónicos. Composición en masa de los
compuestos. Nomenclatura química.

II.- ESTRUCTURA DE LA MATERIA.
Tema 3. Mecánica cuántica y estructura electrónica de los átomos. De la Física clásica a la teoría
cuántica. El efecto fotoeléctrico. Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno. Naturaleza dual del
electrón. Principio de incertidumbre. Modelo atómico basado en la mecánica cuántica.
Aplicación de la mecánica ondulatoria al átomo de hidrógeno. Orbitales atómicos. Configuración
electrónica. Principio de construcción progresiva.
Tema 4. Relaciones periódicas entre los elementos. Desarrollo de la tabla periódica. Clasificación
periódica de los elementos. Periodicidad en las propiedades físicas de los elementos.
Periodicidad en las propiedades químicas de los elementos.
Tema 5. Fundamentos de la teoría del enlace químico. Símbolos de puntos de Lewis. Enlace covalente.
Electronegatividad. Enlace iónico. Comparación de las propiedades de los compuestos
covalentes e iónicos. Fortaleza del enlace covalente. Fortaleza del enlace iónico. Reglas para
escribir estructuras de Lewis. Carga formal y estructura de Lewis más probable. Concepto de
resonancia. Excepciones a la regla del octete.
Tema 6. Geometría molecular y orbitales moleculares. Geometría molecular. Modelo de repulsión de
los pares electrónicos de la capa de valencia. Momento dipolar. Teoría de enlace de valencia
(E.V.). Teoría de orbitales moleculares (O.M.).

III.- INTERACCIONES INTERMOLECULARES: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA
Tema 7. Interacciones intermoleculares. Fuerzas intermoleculares. Interacción dipolo-dipolo. Fuerzas
ión-dipolo. Polarizabilidad. Fuerzas de dispersión. Fuerzas de van der Waals. Enlace de
hidrógeno.
Tema 8. Estado gaseoso. Teoría cinético-molecular de los gases. Leyes de los gases ideales: relación
entre presión, volumen, temperatura y número de moles. Ecuación de estado del gas ideal.
Mezcla de gases ideales. Gases reales: desviación del comportamiento ideal: ecuación de van der
Waals..
Tema 9. Sólidos, líquidos y disoluciones. Estados de agregación de la materia. Propiedades del estado
líquido. Vaporización de los líquidos: presión de vapor. Solidificación de líquidos. Diagramas de
fase. Disoluciones: propiedades y medidas de concentración. Presión de vapor de las
disoluciones: ley de Raoult. Propiedades coligativas de las disoluciones.

IV.- TERMODINÁMICA QUÍMICA.
Tema 10. Cambios energéticos de las reacciones químicas: Termoquímica. Sistemas termodinámicos.
Principio cero de la Termodinámica: temperatura. Propiedades y estado de un sistema
termodinámico. Primer principio de la Termodinámica: energía interna y entalpía. Ecuaciones
termoquímicas. Aditividad de la entalpía de reacción: Ley de Hess. Entalpías estándar de
formación. Calor específico y capacidad calorífica.Los combustibles como fuente de energía.
Tema 11. Espontaneidad de las reacciones químicas. Procesos espontáneos. Espontaneidad y desorden:
concepto de entropía. Criterio de espontaneidad: segundo principio de la Termodinámica.
Energía libre de Gibbs.

V.- CINÉTICA QUÍMICA
Tema 12. Velocidad de las reacciones químicas. Velocidad de una reacción. Ley de velocidad y orden de
reacción. Leyes de velocidad integradas. Teoría de colisiones aplicada a la cinética química.
Energía de activación. Dependencia de la velocidad con la temperatura: Ecuación de Arrhenius.
Mecanismos de reacción. Catálisis.

VI.- EQUILIBRIO QUÍMICO
Tema 13. Aspectos teóricos del equilibrio químico. Concepto de equilibrio químico. Constante de
equilibrio. Relación entre cinética química y equilibrio químico. Tratamiento termodinámico del
equilibrio químico. Predicción de la dirección de una reacción. Factores que afectan al equilibrio
químico.
Tema 14. Equilibrio iónico en disolución. I: equilibrios ácido-base. Ácidos y bases. Teoría de Brønsted-
Lowry. Constantes de ionización. Ácidos fuertes y débiles. pH. Autoionización del agua. Ácidos
y bases polipróticos. Estructura molecular y comportamiento ácido-base. Ácidos y bases de
Lewis. Propiedades ácido-base de las sales. Disoluciones reguladoras del pH. Titulaciones ácido-
base. Indicadores.
Tema 15. Equilibrio iónico en disolución. II: equilibrios de disolución. Solubilidad y producto de
solubilidad. Precipitación selectiva de iones. Efecto del ión común. Solubilidad y pH. Equilibrios
de iones complejos.

VII.- ELECTROQUÍMICA
Tema 16. Reacciones de oxidación-reducción. Revisión de reacciones redox. Pilas electroquímicas.
Potenciales estándar de electrodo. Espontaneidad de las reacciones redox. Efecto de la
concentración sobre el potencial de la pila galvánica. Baterías. Electrolisis. Corrosión.

BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA.
- Química General. R.H. Petrucci & W.S Hardwood. 8ª edición. Prentice Hall, 2003.
- Química. R. Chang. 4ª edición. McGraw-Hill. 1996.
- Química General. P.W. Atkins. Ediciones Omega, 1997
- Chemistry: Molecules, Matter and Change. P.W. Atkins & L. Jones. W.H. Freeman and Co., 1997.
- Química General (problemas). A. Ruiz, A. Pozas, J. López, M.B. González. McGraw-Hill. 1994.
Los libros anteriormente reseñados se encuentran disponibles en la Biblioteca del edificio Altabix.

HORARIO DE LAS CLASES
Clases teóricas: Martes de 10:30 a 12: 30 horas Jueves 10:30 a 11:30 horas
Clases de problemas: Jueves 11:30 a 12:30 horas

TUTORÍAS.
La finalidad de las tutorías es la aclaración de dudas y la discusión relacionada con algún tema ya
explicado en las clases teóricas o prácticas. Las tutorías se llevarán a cabo en el despacho 2.2 del edificio
Torregaitán con el siguiente horario: martes y jueves de 12:30 a 14:30 horas

PRÁCTICAS DE LABORATORIO
Dado el carácter experimental de la Química como ciencia, una parte fundamental de la asignatura es
la realización de las correspondientes prácticas de laboratorio. La asistencia a las prácticas es obligatoria y su
superación es condición indispensable para aprobar la asignatura.
Las sesiones de laboratorio se llevarán a cabo entre mediados de Noviembre y finales de Diciembre
del año 2006 en horario de 15:30 a 18:30 horas en el laboratorio 0.5 del edificio Altabix con el siguiente
calendario:

LUNES MARTES MIÉRCOLES JUEVES VIERNES

14 – Nov 15 – Nov 16 – Nov 17 – Nov 18 - Nov
GRUPO 1 GRUPO 2 GRUPO 3
Práctica 1 Práctica 1 Práctica 1
21 – Nov 22 – Nov 23 – Nov 24 – Nov 25 - Nov
28 – Nov 29 – Nov 30 – Nov 1 - Dic 2 - Dic
12 – Dic 13– Dic 14– Dic 15– Dic 16- Dic
19 Dic 20 Dic 21– Dic 22– Dic 23- Dic

EVALUACIÓN DE LAS PRACTICAS DE LABORATORIO
La asistencia a las sesiones prácticas es obligatoria. La no asistencia a las mismas será condición
suficiente para suspender la asignatura en la convocatoria ordinaria de Febrero.
Si un alumno no pudiese asistir a alguna de las sesiones practicas por causa justificada, deberá
comunicárselo al profesor de la asignatura quien le asignará otro grupo para realizar la correspondiente
práctica.
Una vez finalizado el periodo de prácticas, cada alumno deberá entregar un informe final (los detalles del
mismo se darán en las sesiones de laboratorio). El informe debe entregarse de forma individualizada.
La no presentación del informe de prácticas, su entrega fuera de plazo o el plagio del mismo será
condición suficiente para suspender la asignatura en la convocatoria ordinaria de Febrero.
Aquellos alumnos que suspendan las prácticas de laboratorio (bien por no asistir a ellas o por su
deficiente realización) estarán automáticamente suspendidos en la convocatoria ordinaria (Febrero).
Si optasen por presentarse en cualquiera de las convocatorias extraordinarias (septiembre o diciembre)
deberán superar previamente un examen de prácticas.

CRITERIOS DE EVALUACIÓN
La asignatura Introducción de Química podrá ser aprobada bien por parciales (evaluación
continuada) o mediante la superación de un examen final en Febrero (evaluación única):

a) Evaluación continuada (por parciales):
Se realizarán dos exámenes parciales durante el primer cuatrimestre del curso académico:

Examen Parcial Materia Fecha
1er examen parcial Temas 1 a 9 Finales de Noviembre de 2006
2º examen parcial Temas 10 a 16 Finales de Enero de 2007

El alumno será considerado apto si la media aritmética de las calificaciones obtenidas en los dos
exámenes parciales es superior a 5 puntos (siempre que la nota en cualquiera de los dos exámenes sea
superior a 3,5) y se ha conseguido la calificación de apto en la parte práctica de la asignatura.
Si la nota obtenida por el alumno en alguno de los dos exámenes parciales es inferior a 3,5 puntos, el
alumno deberá de examinarse de esa parte en el examen final de Febrero.
Cualquier alumno que consiga la calificación de apto mediante la evaluación continuada (por
parciales), podrá presentarse al examen final de Febrero para subir nota. No se tendrá en cuanta la nota
obtenida en este examen final si el alumno obtiene una calificación inferior a la conseguida mediante la
evaluación continuada.

b) Evaluación única (examen final):
Aquellos alumnos que opten por no presentarse a los exámenes parciales deberán obtener una
calificación superior a 5 puntos en el examen final de Febrero. Igualmente, el alumno debe conseguir la
calificación de apto en la parte práctica de la asignatura.

• Fecha: 13 de Febrero de 2007.
• Materia: Temas 1 a 16.

¿Qué es la Química?
Tema 1.-
Naturaleza y Propiedades de la Materia
Química: estudio de los materiales que constituyen el cosmos y de las transformaciones
que éstos sufren

Etimológicamente: química deriva del vocablo griego hkémeia: “el arte del trabajo de los
materiales”.
Contenidos del Tema 1:

• Objeto de la Química Vivimos en un mundo en continuo cambio en el que reactivos son transformados en
productos:
• Materia, masa y energía
• transformaciones naturales de la materia que forma el cosmos
• Sustancias, mezclas y disoluciones • producción / transformación (humana) de materiales (procesos industriales de
producción y tratamiento)
• Propiedades físicas y químicas de la materia • mantenimiento de la vida de los seres vivos (captación y metabolización de
nutrientes)
• etc.

La química es una ciencia multidisciplinar:.

 análisis químico ⇒ química analítica

 síntesis de nuevos compuestos ⇒ química orgánica e inorgánica


 estudio de la estructura de la materia ⇒ química física y química cuántica

QUÍMICA 
 química de los compuestos de interés biológico ⇒ bioquímica

 estudio de la química de la tierra ⇒ agroquímica / geoquímica

 etc.



Introducción de Química Tema 1.- Naturaleza y propiedades de la materia Introducción de Química Tema 1.- Naturaleza y propiedades de la materia
-1- -2-

Materia: masa y energía Materia: masa y energía

Materia: aquello que ocupa un espacio finito y contiene cierta cantidad de masa. Materia: un tipo de masa/energía que se mueve con velocidad inferior a la de la luz.

Masa: una medida de la cantidad de materia de la que está constituido un objeto. Energía radiante: un tipo de masa/energía que se mueve a la velocidad de la luz.

Peso: fuerza que el campo gravitatorio ejerce sobre un determinado objeto: Únicamente aquellos objetos que se muevan a velocidades muy próximas a la
velocidad de la luz (c = 3·108 m·s-1) sufrirán efectos relativistas:
f = m·a  a = g = 9,81 m·s-2 en el campo gravitatorio terrestre

 g
a ≈ 6 = 1,63 m·s en el campo gravitatorio lunar
-2
 m=
m0 mo : masa en reposo del móvil
2
v
1−  v : velocidad.
Materia y energía radiante son interconvertibles: c

limv→0 m = m0 (masa en reposo)
E: cantidad de energía (en julios, J)
E = m ⋅ c2 m: cantidad de masa (en kilogramos, kg)
limv→c m = ∞ (imposibilidad de alcanzar v = c)
c: velocidad de la luz (c = 3·108 m·s-1), constituye una de las
constantes fundamentales de la naturaleza.
EJEMPLO:
Un móvil viajando a una velocidad, v = c/1000 = 3·105 m·s-1 (1,8 millones de km/h),
ley de conservación ley de conservación sufriría un aumento de masa de tan solo el 0,00005 %:  m m = 1,0000005 
 
 0 
de la materia de la energía

Para la mayoría de las reacciones químicas (no nucleares) la cantidad de masa que se
transforma en energía es despreciable:

Ley de conservación
Sin efectos relativistas: se cumplen la ley de conservación de la masa
materia/energía y la ley de conservación de la energía independientemente

La cantidad de masa/energía se mantiene constante Reacciones nucleares: la transformación de pequeñas cantidades de masa supone la
en cualquier transformación física o química liberación o absorción de enormes cantidades de energía radiante

-3- -4-

Materia: masa y energía Sustancias, Mezclas y Disoluciones

Variación de masa en reacciones nucleares: Sustancia: forma de materia que tiene una composición constante y definida en lo que
se refiere al número y tipo de unidades básicas presentes.
• La bomba atómica lanzada sobre Hiroshima (el 6 de agosto de 1945) contenía 2 kg de
235
U. Ejemplos de sustancias: el amoníaco, el agua pura, el oro, el oxígeno, etc
14
• Su explosión libero una cantidad de energía radiante y térmica del orden de 1,6310 J
Una sustancia (elemento o compuesto) tiene propiedades distintivas que la diferencian de
8equivalente a la explosión de 20.000 Tm de nitroglicerina).
otras sustancias tales como densidad, composición, color, sabor, etc.
• Sin embargo, esta enorme cantidad de energía liberado supuso la transformación de
una pequeña parte de su masa:
Mezcla: combinación de dos a más sustancias puras en la cual éstas mantienen su
E 1, 6 ⋅ 1014 J identidad, es decir, no sufren transformación química alguna.
m= 2 = = 1,78 ⋅ 10 −3 kg = 1, 78 g (1 parte en 1.125)
( 3 ⋅ 10 8 m ⋅ s -1 )
2
c
Ejemplos de mezclas: aire, una disolución de azúcar en agua, el granito (cuarzo, feldespato
Por tanto, la masa sobrante fue 1998,2 g. y mica), la leche, etc.

En reacciones nucleares, la transformación de pequeñas cantidades de masa supone la Diferencias entre sustancias y mezclas
liberación o absorción de enormes cantidades de energía térmica y radiante.
Sustancia Mezcla

No puede separarse en sus componentes Puede separarse en sus componentes
(elementos) usando métodos físicos usando métodos físicos
Variación de masa en reacciones químicas (no nucleares): Su composición es constante y definida Su composición es variable
6
• La explosión de 1 kg de nitroglicerina libera una energía igual a 8·10 J. Sus propiedades son distintas de las de Sus propiedades están relacionadas con
• Esto equivale a 9·10 -11
kg (0,00000000001 kg) de masa transformados en energía. sus componentes las de sus componentes

• Tras la explosión la masa de los productos será: 0,99999999991 kg.

• La energía liberada equivale a la transformación de 1g de cada 11.250 Tm de cuando su composición y propiedades físicas son las
nitroglicerina. Homogénea mismas en toda ella
Ejemplos: disoluciones, aleaciones, etc.
• La variación de masa en las reacciones químicas es despreciable.
Mezcla:
• Podemos considerar que para cualquier reacción química se cumple la ley de cuando los componentes de la mezcla permanecen
conservación de la masa. Heterogénea físicamente separados y pueden verse como tales.
Ejemplos: granito, arena en agua, emulsiones, etc.

mezcla homogénea de dos o más sustancias puras en las que se
Disolución: denomina disolvente al componente presente en mayor proporción y
soluto al resto.

-5- -6-

Sustancias, Mezclas y Disoluciones Propiedades físicas y químicas de la materia

propiedades de una sustancia o una mezcla que se pueden
MATERIA Propiedades físicas:
medir y observar sin modificar su composición o identidad.

Ejemplos: punto de fusión, sublimación o ebullición, densidad, conductividad térmica o
eléctrica, maleabilidad, ductivilidad, dureza, color, etc.

SUSTANCIAS MEZCLAS
• Sólido es rígido y presenta una forma independiente
 del recipiente que lo contiene.

• Líquido es fluido y adopta la forma del recipiente que
estado de agragación  lo contiene.
• Gas es un fluido, ocupa todo el volumen del

 recipiente que lo contiene y resulta fácil comprimirlo
ELEMENTOS COMPUESTOS HOMOGENEAS HETEROGENEAS 
 para que ocupe un volumen menor.

Los componentes de una mezcla (tanto homogénea como heterogénea) pueden separarse
por medios físicos sin que dichas sustancias sufran cambios en su identidad. • transformación de una sustancia de un estado físico a otro

•

se produce a una temperatura específica (depende de las
cambio de estado  condiciones ambientales tales como presión atmosférica)
Métodos utilizados para la separación de mezclas en sus componentes
• la temperatura se mantiene constante mientras se produce

 el cambio de estado (o cambio de fase.
Método Propiedad física Procedimiento de separación 

Rotación de una mezcla líquido-sólido , a alta
Centrifugación densidad velocidad, en una centrífuga; el sólido se
deposita en el fondo de un tubo de ensayo
Cambios de estado
Vertido de una mezcla sólido-líquido sobre un
Filtración solubilidad papel de filtro; el sólido queda retenido por el Cambio de estado Estado inicial Estado final
papel de filtro
Fusión Sólido Líquido
Cristalización lenta de un sólido a partir de la
Recristalización solubilidad Sublimación Sólido Gaseoso
disolución

Separación por evaporación del componente Congelación Líquido Sólido
Destilación Volatilidad
más volatil de una mezcla de líquidos
Vaporización Líquido Gaseoso
Paso de una mezcla líquida o de gaseosa por
Adhesión a Condensación Gaseoso Líquido o sólido
Cromatografía un papel o por una columna rellena de
superficies
material.

-7- -8-

Propiedades físicas y químicas de la materia

pueden ser observadas y medidas únicamente cuando la
Propiedades químicas: sustancia sufre una transformación química (un cambio en
su identidad).

Ejemplos:

a) El hidrógeno tiene la propiedad de ser inflamable porque puede reaccionar con el
oxígeno para formar agua:
H 2 (g) + O 2 (g) 
→ 2 H 2O (g)

b) El hidróxido sódico, NaOH, reacciona violentamente con el ácido clorhídrico, HCl,
para formar cloruro sódico, NaCl, y agua, H2O:

NaOH + HCl 
→ NaCl + H 2O

Cambio químico (o reacción química): la transformación de una sustancia en otra.

PROPIEDADES INTENSIVAS Y EXTENSIVAS

dependen del tamaño de la muestra y por tanto de la
Propiedades extensivas: cantidad de materia de la que consta (masa) y por ello, son
aditivas.
Ejemplos: masa, volumen, número de moles, energía interna, entropía.

son características de la muestra considerada en su
totalidad, así como de cualquier porción de la misma
Propiedades intensivas:
arbitrariamente considerada (no dependen de la masa o
tamaño de la muestra).
Ejemplos: temperatura, densidad, presión, etc.

Introducción de Química Tema 1.- Naturaleza y propiedades de la materia
-9-

Divisibilidad de la materia: teoría atómica
Tema 2.-
Composición de la Materia: El universo está en continuo cambio ⇒ ¿existe un substrato que es constante?
Átomos, Moléculas e Iones
• los cambios observables serían diversas
Si existe un sustrato percepciones de ese mismo substrato
que permanezca inmutable • ¿es material o inmaterial?
en cualquier transformación • ¿accesible a través de los sentidos o sólo a través
química de la mente?
• ¿existe un único substrato o varios?.
• Divisibilidad de la materia: teoría atómica.
Leucipo de Mileto y Demócrito de Abdera (siglo V a.C.):
• Estructura del átomo • la materia no podía ser divisible sin límite

• Moléculas: átomos en combinación • está constituida por partículas muy pequeñas e indivisibles (átomos)
• los distintos átomos difieren entre sí en su tamaño y forma.
• Iones y compuestos iónicos • los átomos se mueven permanentemente en el vacío chocando unos contra otros

• Composición en masa de los compuestos • los átomos pueden asociarse de distinta forma y en distintas proporciones
• los cambios de la naturaleza son consecuencia de las combinaciones de átomos
• los átomos no se crean ni se destruyen como consecuencia de dichos cambios.

Empédocles (siglo IV a.C) y Aristóteles (siglo II a.C)
• existen cuatro elementos de propiedades distintas: aire, agua, fuego y tierra
• todas las sustancias son combinaciones de los cuatro elementos en distintas
proporciones
• un quinto elemento, el “éter”, forma los cuerpos celestes

Evidencias a favor de la existencia de los átomos:
• durante las reacciones químicas no existe variación observable de masa (Ley de la
conservación de la masa, Lavoisier, 1785)
• muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los elementos
constituyentes en las mismas proporciones de masa (ley de las proporciones definidas.,
J. Proust, 1799).

Introducción de Química Tema 2.- Composición de la materia Introducción de Química Tema 2.- Composición de la materia
-1- -2-

Divisibilidad de la materia: teoría atómica Divisibilidad de la materia: teoría atómica

Teoría atómica de Dalton: La Teoría Atómica de Dalton dedujo:
! Los elementos están compuestos por átomos (partículas pequeñas e indivisibles).
Todos los átomos que componen un elemento son idénticos en tamaño, masa y
propiedades químicas. Los átomos de un elemento difieren de los átomos de cualquier • la ley de las proporciones múltiples sencillas: cuando un peso fijo de un elemento se
otro elemento. combina con pesos distintos de otro para dar diferentes compuestos, los pesos del
elemento variable están en relaciones expresadas por números enteros sencillos.
! Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. La relación entre
el número de átomos de cualquier par de elementos presentes es un entero o una
fracción simple.
Sustancia en 1 mol de sustancia relación ponderal, m(C) : m(O)
! Una reacción química implica una separación, combinación o redistribución de átomos
para formar moléculas, pero su número se conserva durante el proceso. CO 12 g de C, 16 g de O 12:16 (3:4)

CO2 12 g de C, 32 g de O 12:32 (3:8)

H2O 2 g de H, 16 g de O 2:16 (1:8)

H2O2 2 g de H, 32 g de O 2:32 (1:16)
+
SO2 32 g de S, 32 g de O 32:32 (1:1)

SO3 32 g de S, 48 g de O 32:48 (2:3)
átomos del átomos del compuesto formado por
elemento X elemento Y los elementos X, Y (1:2)

Hoy sabemos que el átomo tiene una estructura interna:
Esta teoría racionaliza:

• la ley de las proporciones constantes: la relación entre los números de los átomos de   ! protón
los distintos elementos que forman todas las moléculas de un determinado compuesto  Núcleo 
  ! neutrón
es fija (CO2, H2O, HCl, etc.). El átomo es divisible y tiene estructura 


 capa electrónica { ! electrón

• la ley de conservación de la materia: una reacción química es una redistribución de los 

átomos de las moléculas reaccionantes ⇒ se conserva el número y tipo de átomos
presentes (reactivos y productos).

-3- -4-

El electrón: descubrimiento y propiedades El electrón: descubrimiento y propiedades

La corriente eléctrica es capaz de descomponer ciertos compuestos químicos.

-
Medida de la relación carga/masa del electrón (J.J. Thomson, 1897):
+
e− e−
uso combinado de un campo eléctrico E y un campo magnético H mutuamente
La cantidad de electricidad necesaria para
- + perpendiculares a la dirección de propagación del haz de rayos catódicos:
descomponer una cierta cantidad de sustancia
H2 O2 es constante:

hacen falta 96490 C de electricidad para liberar
H 2O 1 g de H2 durante la electrólisis del agua.

Reacción global: H 2O  H 2 +
→ 1
2 O2

G. Johston Stoney (1874): deben existir unidades discretas de electricidad y deben estar
asociadas a los átomos (electrón).

Estudio sistemático de la naturaleza del electrón.
r r
tubo de rayos catódicos : conducción de la electricidad a través de los gases F = e⋅ E 
E  r r
 E Para un voltaje de 10.000 V
 F =F ⇒ e⋅ E = e⋅v ⋅ H : v =
r r E M H v = 6·107 m·s-1 (1/5 c).
r
F = e⋅v × H 
M 

A partir de v, se calcula e/m a partir de las desviaciones sufridas por el electrón en su
trayectoria y las intensidades tanto del campo eléctrico como magnético que han sido
aplicadas. e/m = -1,76·108 C/g.

Las partículas de los rayos catódicos constituyen una forma de materia diferente:
Electrólisis del agua:
1 gramo de H2 requiere Q = 96490 C ⇒ relación de carga a masa: q/m = 96490 C/g
Rayos catódicos: e/m = -1,76·108 C/g ⇒ la masa de las partículas de los rayos catódicos
Los rayos catódicos constan de partículas cargadas negativamente (Jean Perrín, 1895) debe ser unas 2000 veces menor que la de un átomo de hidrógeno.
ya que son desviados por un campo magnético.
r r r
F = q ⋅ v× H
M R.A. Millikan, 1906, midió la carga del electrón: e = 1,6·10-19 C (m = 9,09·10-28 g)
La magnitud de la desviación con respecto a la trayectoria horizontal por efecto del campo
magnético no puede ser utilizada para determinar la carga o masa de estas partículas ya
que se desconoce su velocidad.
-5- -6-

Rayos X y radiactividad Estructura atómica: descubrimiento del núcleo

Radiactividad: emisión espontánea de partículas y/o radiación electromagnética.
Descubrimiento del núcleo atómico (E. Rutherford, H. Geiger y E. Marsden, 1906)
Rayos X (W. Röntgen, 1895): radiación electromagnética que acompaña a las emisiones
de sustancias radiactivas.
Partículas fuertemente
• los rayos catódicos, al incidir sobre el vidrio o ciertos dispersadas La mayoría de las
metales, emiten una radiación de alta energía capaz de partículas no se desvían
atravesar la materia impenetrable a la luz ordinaria
• trayectoria: no es afectada por la acción de un campo
magnético (no contiene partículas cargadas).
• naturaleza ondulatoria: radiación electromagnética de
longitud de onda corta.
Haz de Lámina fina
Partículas de oro
Naturaleza de la radiactividad:
• la radiación del radio es desviada por un imán (Becquerel, 1899)
Radiación emitida por elementos
radiactivos: Pantalla circular
fluorescente (ZnS)
Radiación α: partículas cargadas
positivamente (núcleos de helio, He2+) Fuente de
partículas alfa
Radiación β: partículas cargadas
negativamente (electrones)
Radiación γ: radiación electro- Resultados del experimento:
magnética (de alta energía): rayos X
• La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin apenas desviarse de su
trayectoria incidente.

• Las desviaciones observadas indicaban que cada partícula había sufrido una ligera
desviación al azar.

• Una pequeña proporción de las partículas incidentes (1 por cada 100.000 para una
lámina de 0,5 µm de espesor) sufría fuertes desviaciones (a veces de más de 90o).

• Al doblar el grosor de la lámina, se doblaba el número de partículas aunque la mayor
parte de las partículas seguían atravesando la lámina desviándose mínimamente.

-7- -8-

Estructura atómica: descubrimiento del núcleo Estructura atómica: descubrimiento del núcleo

Interpretación de los resultados: Composición del núcleo: protones y número atómico.
• La mayor parte de la masa del átomo está concentrada en una porción muy pequeña del • El átomo es eléctricamente neutro.
átomo (núcleo atómico).
• Los electrones forman parte del átomo y están cargados negativamente.
• La sección transversal del núcleo es inferior a 10-8 veces la del átomo (100 millones de
veces más pequeño). • Deben existir una serie de partículas con cargas positivas de forma que la carga
atómica global sea nula.
• El diámetro del núcleo debe ser del orden de 1×10-14 m (1·10-4 Å).
• Las partículas α (He2+) que son desviadas en el experimento de Rutherford sufren una
-10 -10
• El diámetro del átoo se estimó en el orden de 1 – 5 Å (entre 1·10 y 5·10 m) fuerte repulsión por otras partículas cargadas positivamente.

Núcleo atómico • Las partículas cargadas positivamente se encuentran en el núcleo y se denominan
protones (Rutherford, 1911).

Nube -10
• La masa del protón es de 1,67252·10-24 g (1837 veces más pesado que el electrón).
electrónica 1 Å = 1·10 m
• La carga del protón (positiva) es de 1,602×10-19 C idéntica que la del electrón
(negativa).

Elemento: una clase de materia que consta de átomos cuyos núcleos poseen todos la
• La inmensa mayoría del volumen que ocupa la materia está vacío: misma carga eléctrica (mismo número de protones).

Compuesto: una sustancia constituida por átomos de dos o más elementos diferentes, los
cuales se presentan en una relación numérica definida (composición
definida)

Cada elemento se identifica por el número de protones que contiene su núcleo (número
atómico, Z)
Z = nº de protones que contiene el núcleo de cada átomo de un elemento
Z = nºde electrones de un átomo neutro.
• si imaginamos un átomo como una esfera de 1 m de diámetro, la mayor parte de su
masa se acumularía en una pequeña esfera de 0,1 mm de diámetro (del tamaño de la
punta de un alfiler)

-9- - 10 -

Estructura atómica: descubrimiento del núcleo Estructura atómica: descubrimiento del núcleo

Composición del núcleo: neutrones y número de masa Composición del núcleo: neutrones y número de masa.
• N = nº neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un determinado elemento.
H: Z = 1 
 masa del helio masa del helio • Z = nº protones presentes en el núcleo de un átomo de un determinado elemento
 ⇒ =2 sin embargo: =4
 masa del hidrógeno masa del hidrógeno
He: Z = 2 • Z = nº electrones presentes en el núcleo de un átomo de un determinado elemento

A=Z+N ⇒ N=A-Z
Debe existir alguna otra partícula que contiene masa en el átomo: neutrón (partícula neutra
con una masa de 1,675×10-24 g (1,4% más pesado que el protón). Ejemplo: potasio, K: Z = 19 A = 39:
Átomo de potasio contiene 19 protones, 19 electrones y 20 neutrones (N = A - Z).
Propiedades de algunas partículas subatómicas
Isótopos: átomos que tienen el mismo número atómico pero diferentes números de
Partícula Símbolo Carga ( C ) Masa ( g ) masa (diferente número de neutrones).

Electrón e- - 1,6022×10-19 (-1) 9,1095×10-28
Ejemplo: Existen tres isótopos el elemento hidrógeno (Z = 1):
-19 -24
Protón p + 1,6022×10 (+1) 1,67252×10 • el protio (forma más abundante) tiene un protón y ningún neutrón (A = 1),
• el deuterio (o deuterón) tiene un protón (Z = 1) y un neutrón (A = 2),
Neutrón n 0 1,67495×10-24 • el tritio tiene un protón (Z = 1) y dos neutrones (A = 3).

A
• Núcleo de He: 2 protones y 2 neutrones (masa total: 4,696×10-24 g). Notación utilizada:
Z
X elemento X: número de masa A; número atómico Z
• Núcleo de H: un 1 protón y 0 neutrones (masa total: 1,673×10-24 g).
• Por tanto, la relación de masa será, aproximadamente, 4:1.
isótopos del elemento H (Z = 1):
1H 2H 3H
protio (A = 1) 1 1 1
Un átomo queda caracterizado por el número de protones (número atómico, Z) y por el
número de neutrones (número de masa, A). deuterio (A =2) protio deuterio tritio
tritio (Z = 3)
A = nº de protones + nº neutrones
presentes en el núcleo de un átomo de un determinado elemento. • Propiedades químicas de un elemento ⇒ estructura electrónica (número de electrones,
Z)
• Los distintos isótopos de un elemento tienen un comportamiento químico similar.

- 11 - - 12 -

Estructura atómica: descubrimiento del núcleo Masa atómica y masa molar

Separación de isótopos: espectrometría de masas.- Unidad de masa atómica, uma: 1/12 veces la masa de un átomo de carbono 12
Carbono-12: Z = 6 y A = 12
Placas Pantalla detectora 1 uma = 1,6605·10-24 g
aceleradoras

Haz de electrones Masa atómica: la masa de un átomo en unidades de masa atómica.
• Masa atómica del carbono-12 (12C) = 12 u.m.a. = 12 × 1,6605·10-24 = 1,9926·10-23 g
• El elemento H tiene una masa equivalente al 8,4% de la masa del carbono-12
Muestra
gaseosa Masa atómica del H: 12×0,084 = 1,008 u.m.a. = 1.008×1,6605·10-24 = 1,6738·10-23 g
Imán
Haz de
Filamento iones Masa atómica promedio: media ponderada de las masas atómicas de sus distintos
isótopos considerando su abundancia relativa.
• La muestra a analizar es introducida en la cámara de ionización.

• Se bombardeada con electrones de alta energía ⇒ se ioniza la muestra Ejemplo: existen dos isótopos del Cl (Z = 17):
35
Cl (Z = 17, A = 35), masa atómica 34,97 u.m.a., abundancia: 75,8 %
• Los iones formados son acelerados hacia mediante un potencial eléctrico (placas 37
aceleradoras). Cl (Z = 17, A = 37), masa atómica 36,97 u.m.a., abundancia 24,2%.

• La velocidad alcanzada por los iones depende de su masa siendo los iones más ligeros
los que se mueven a mayor velocidad (FE = z·e ⇒ a = F/m =z·e/m) masa atómica promedio del elemento Cl = 0,758 × 34,97 + 0,242 × 36,97 = 35,5 uma

• Un campo magnético desvía la trayectoria de los iones.
Mol: cantidad de átomos contenidos en, exactamente, 12 g de carbono-12.
• La magnitud de la desviación depende de la masa de la partícula (FM = e·v·H)
masa de la muestra 12 g
nº de átomos de 12C = = = 6,022 ⋅1023 átomos
masa de 1 átomo de 12C 12 ×1,6605 ⋅10-24 g
1 mol de átomos (de cualquier elemento) contiene 6,022·1023 átomos de dicho elemento
(número de Avogadro, NA = 6,022·1023)
Intensidad

Espectro de masas de una muestra
del elemento neón Masa molar: masa de un mol de átomos de un elemento.
La masa molar de un elemento (en gramos) es numéricamente igual a su masa atómica
expresada en uma.

Masa atómica (u.m.a.) Masa atómica del Mg = 24,31 uma (masa de 1 átomo de Mg)
La masa molar del Mg = 24,31 g/mol (masa de 1 mol de átomos de Mg).

- 13 - - 14 -

Moléculas: átomos en combinación Iones y compuestos iónicos

Molécula: agregado de átomos en una configuración definida que se mantienen
juntos por fuerzas químicas. Ión: partícula cargada eléctricamente que se forma cuando se agregan o se
eliminan electrones a un átomo o a una molécula neutra.
Fórmula expresa la composición atómica de la molécula: qué elementos la forman
química: y en qué proporción utilizando para ello los símbolos de cada elemento. Catión: ión cargado positivamente formado cuando un átomo o una molécula ceden
electrones.
 fórmula empírica M 
→ Mn+ + n e-

fórmula química  Fe 
→ Fe 2+
+ 2 e-

fórmula molecular

Fórmula indica el número exacto de átomos de cada elemento presentes en una Anión: ión cargado negativamente formado cuando un átomo o una molécula gana
molecular: molécula mediante un subíndice. electrones.
A + n e- 
→ A n-
Ejemplos: H2, N2, O2, HCl, CO), H2O, NH3, etc..
Cl + e -

→ Cl-

Fórmula indica qué elementos están presentes y la relación mínima de números
Compuestos iónicos: aquellos que están formados por cationes y aniones en relación
empírica: enteros entre sus átomos.
estequiométrica tal que el compuesto es eléctricamente neutro.
Ejemplos: peróxido de hidrógeno (H2O2, fórmula molecular)
Ejemplo. NaCl: formado por iones Na+ y Cl-
fórmula empírica HO

Alótropos o formas alotrópicas: distintas formas en las que un elemento se presenta en la
naturaleza.
Ejemplos: grafito y el diamante (formas alotrópicas del carbono), O2 y O3 (formas
alotrópicas del oxígeno)

Masa molecular de un compuesto (peso molecular) es la masa media de una de sus
moléculas. Se obtiene como la suma de las masas atómicas promedio de los átomos que
la forman
M = ∑ a i ⋅ mi
i

H2O: M = ∑ a i ⋅ mi = 2 ⋅1, 008 + 1⋅16,00 = 18,02 u.m.a.
i Los compuestos iónicos:
• Forman redes cristalinas estabilizadas por interacciones electrostáticas.
Masa molar de un compuesto es la masa (en gramos) de 1 mol de esa sustancia. • En disolución acuosa, se disocian en sus iones constituyentes y dan lugar a
La masa molar de un compuesto (en gramos) es numéricamente igual a su masa molecular disoluciones electrolíticas (conducen la corriente eléctrica).
(en uma).
• Masa molecular del agua: 18,02 u.m.a. • Masa molar del agua será 18,02 g.

- 15 - - 16 -

Expresión de la composición de los compuestos

Composición porcentual en masa: porcentaje en masa de cada elemento presente en un
compuesto.

Ejemplo: compuesto AxBy

x·m(A)
% A= × 100
M(A x By )
y·m(B)
% A= × 100
M(A x By )

Ejemplo: etanol (C2H5OH)

masa molar del etanol: M = 2 × 12,01 + 6 × 1,008 + 1 × 16,00 = 46,07g/mol
2 × 12, 01
%C= × 100 = 52,14 %
46, 07
6 × 1, 008
%H= × 100 = 13,13 %
46, 07
1×16,00
%O= ×100 = 34, 73 %
46,07

Introducción de Química Tema 2.- Composición de la materia
- 17 -

De la Física Clásica a la Teoría Cuántica
Tema 3.-

Estructura Electrónica de los Átomos
La Física clásica no puede explicar:
• El comportamiento de las partículas subatómicas.
• La interacción de la radiación electromagnética con la materia.
• El comportamiento ondulatorio de partículas subatómicas.
Propiedades de las ondas
Onda: perturbación vibracional por medio de la cual se transmite energía.
• De la Física clásica a la teoría cuántica
Radiación: emisión y transmisión de energía a través del espacio en forma de ondas.
• El efecto fotoeléctrico
longitud de onda, λ
• Teoría de Bohr del átomo de hidrógeno.

• Naturaleza dual del electrón Amplitud longitud de onda, λ: distancia entre dos puntos
idénticos en ondas sucesivas;
• Principio de incertidumbre

• Modelo atómico basado en la mecánica cuántica amplitud, A: intensidad máxima de la
perturbación vibracional.
• Aplicación de la mecánica ondulatoria al átomo de hidrógeno

• Orbitales atómicos

• Configuración electrónica
Frecuencia, ν: número de ondas que pasan a
• Principio de construcción progresiva.
través de un punto específico por segundo.

Tiene unidades de ciclos/s.(1 Hz = 1ciclo/s = 1
s-1).

Velocidad de propagación, v: v = λ·ν

Introducción de Química Tema 3.- Estructura electrónica de los átomos Introducción de Química Tema 3.- Estructura electrónica de los átomos
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Naturaleza de la Radiación Electromagnética Naturaleza de la Radiación Electromagnética

¿Qué es la Radiación Electromagnética?
Otras propiedades de la radiación electromagnética:
propagación
Isaac Newton (siglo XVII): • Para toda onda electromagnética: v = c = 3·108 m·s-1.
• Descomposición de la luz solar en haces de sus colores componentes: violeta, índigo, • λ y ν no son mutuamente independientes: c = λ·ν
azul, verde, amarillo, anaranjado y rojo (de acuerdo a su longitud de onda).
• El tipo de radiación electromagnética viene caracterizado por λ (ν = c/λ):
Pantalla

espectro de radiación electromagnética
• Un segundo prisma podía recombinar
Prisma
todo el espectro en un nuevo haz de
luz blanca.

Rendija
• Cada uno de estos haces no puede ser
descompuesto por la acción de un
prisma.

Fuente

Teoría del campo electromagnético (Maxwell, 1873):
r
• Una onda electromagnética tiene dos componentes: un campo eléctrico ( E ) y otro • El espectro visible es sólo una pequeña parte del espectro electromagnético.
r
campo magnético, H . • La luz visible no se diferencia en su naturaleza del resto de radiación electromagnética

• Ambas componentes tienen
idéntica λ y ν (misma velocidad
de propagación),
r r
E H
r r
• E y H oscilan en planos
mutuamente perpendiculares
(perpendiculares a la dirección de
propagación).
x
r r
H E

Radiación electromagnética: emisión de energía en forma de ondas electromagnéticas.

-3- -4-

Teoría Cuántica de Plank El Efecto Fotoeléctrico

• Los gases excitados (calentamiento o descarga eléctrica) emiten luz de determinadas
longitudes de onda, lo cual constituye su espectro de emisión. Evidencias experimentales:
• Los espectros de emisión son característicos de cada sustancia. • El voltaje necesario para producir una chispa entre dos electrodos metálicos es menor
cuando éstos se iluminan con luz ultravioleta (H. Hertz, 1887).
• La superficie de un metal sobre el que incide luz UV emite cargas eléctricas negativas:
100 150 200 250 300 350 400
electrones (J.J. Thomson, 1898).
longitud de onda (λ) →
Esta dependencia no se podía explicar en función de la teoría ondulatoria y la física clásica Efecto fotoeléctrico: emisión de electrones por la acción de luz ultravioleta o rayos x
(La física clásica supone que los átomos y moléculas pueden emitir o absorber cualquier sobre la superficie de ciertos metales.
cantidad de energía radiante).
Luz: E = h·ν
Teoría cuántica (Max Plank, 1900)
los átomos y moléculas únicamente pueden emitir o absorber radiación ánodo fotocátodo
electromagnética en cantidades discretas de energía.
• Cuanto: cantidad mínima de energía que puede ser emitida o absorbida en forma de e-
radiación electromagnética. e-
e-
• La teoría cuántica de Plank no exige que la luz misma tenga que estar formada por
porciones de energía e-
e-
• Posteriormente (A. Einstein, 1905) demostró que la radiación electromagnética está 0
formada por cuantos de luz o fotones.
e- e-
amperímetro
La energía absorbida o emitida es proporcional a su frecuencia, ν:

E = h·ν h: constante de Plank, (6,625·10-34 J·s)
Umbral fotoeléctrico: máxima λ (ν mínima) que produce la emisión de fotoelectrones
λ < λumbral (ν > νumbral) ⇒ emisión de fotoelectrones
Consecuencias de la Teoría Cuántica: λ > λumbral (ν < νumbral) ⇒ no se observa emisión de fotoelectrones
• La energía está cuantizada: únicamente puede intercambiarse una cantidad de energía
que sea un múltiplo entero de h·ν. Propiedades de los fotoelectrones:
E = h ⋅ν  h⋅c ↑E ⇒ ↑ν ; ↓E ⇒ ↓ν • Su energía cinética depende de λ (o ν) de la radiación que los produce
• La energía intercambiada:  E = h ⋅ν =
λ ⋅ c =ν  λ ↑E ⇒ ↓λ ; ↓E ⇒ ↑λ • carga eléctrica que recorre el circuito: Q = n·e (e carga del e-)
Q = (nº de fotoelectrones emitidos ) · (carga del electrón
• Cuantización en otros sistemas: • carga eléctrica • materia

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Introducción de química

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