SUBSECRETAR

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SUBSECRETARÍA DE EDUCACIÓN SUPERIORDIRECCIÓN
GENERAL DE EDUCACIÓN SUPERIOR TECNOLÓGICAINSTITUT
O TECNOLÓGICO DE GUAYMAS

• CURSO PROPEDEUTICO
• QUIMICA CON ORIENTACION A ZONAS COSTERAS
• PARA ESTUDIANTES DE NUEVO INGRESO EN EL PROGRAMA
  DE MAESTRIA
• Catedrático
• Profesor Investigador Dr. César Orozco Medina

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INDICE TEMATICO GENERAL

• 1. Introducción
•  
• 2. Teorías del modelo atómico
• 3. Fuerzas de enlace químico
• 4. Agua, Ph y Salinidad
• 5. Ciclos biogeoquímicos y gases disueltos en
  ambientes marinos
• 6. Biomoléculas y métodos bioquímicos
• 7. resumen general

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1.INTRODUCCIÓN

• Química ciencia que estudia la estructura,
  propiedades y transformaciones de la materia a
  partir de su composición atómica.
• la forma en que interactúan y los efectos que se
  producen sobre ellas cuando se les añade o extrae
  energía en cualquiera de sus formas

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Relación de la química con otras disciplinas
científicas
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La Química y su relación con la ciencias puras y
aplicadas
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Química de la época antigua

• Primeros acercamientos a la química
• Dominio del fuego hace mas 500 mil años (calor,
  protección, cocción alimento)
• Desarrollo de la metalurgia con el cobre, oro,
  plata. Y posteriormente el bronce y acero.
• Fabricación de vidrio en el antiguo Egipto.
  cerámica en China siglo VII.

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La ciencia química

• Aristóteles pensaba que las sustancias estaban
  formadas por cuatro elementos tierra, aire, agua
  y fuego
• Leucipo de Mileto y Demócrito de Abdera, en la
  misma época postulan la teoría atómica.
• La alquimia dominaba los siglos III a. C. a el
  siglo XVI d.C la (investigación para obtener la
  piedra filosofal). Desarrollo de métodos que
  fundaron la química experimental.

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• La química como tal comienza a desarrollarse
  entre los siglos XVI y XVII.
• En esta época se estudió el comportamiento y
  propiedades de los gases estableciéndose técnicas
  de medición.
• Poco a poco fue desarrollándose y refinándose el
  concepto de elemento como una sustancia elemental
  que no podía descomponerse en otras.
• También esta época se desarrolló la teoría del
  flogisto para explicar los procesos de
  combustión.
• Como ciencia nació cuando Lavoisier demostró que
  el aire contiene un 20 de oxígeno y que la
  combustión se generaba de la combinación de una
  sustancia combustible con oxígeno.

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• Lavoisier utilizó la balanza de laboratorio para
  ser mucho más atinado en sus experimentaciones,
  definió los elementos con el nombre de
  sustancias que no pueden ser descompuestas a
  través de medios químicos.
• La química analítica se fortalece en los siglos
  XIX y XX. Se demostró que los compuestos simples
  con los que trabajaban contenían cantidades fijas
  e invariables de los elementos que los
  constituían.
• Joseph Gay-Lussac, demostró que los volúmenes de
  los gases reaccionantes siempre se relacionan con
  números enteros sencillos, y así nace la ley de
  las proporciones

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CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICA

• QUÍMICA ORGÁNICA estudia la materia en cuya
  estructura se encuentran átomos de carbono
• QUÍMICA INORGÁNICA estudia la materia en cuya
  estructura no se encuentran átomos de carbono.
• QUÍMICA ANALÍTICA identifica cuali y
  cuantitativamente las sustancias presentes en una
  muestra.
• QUÍMICA TÉCNICA diseña y construye los sistemas
  para la realización a gran escala de procesos
  químicos.
• QUÍMICA FÍSICA incorpora los métodos de la
  Física, adaptándolos a procesos químicos.
• BIOQUÍMICA estudia las reacciones química que
  tiene lugar en sistemas biológicos.

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(No Transcript)
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2.TEORIAS DEL MODELO ATÓMICO
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Desarrollo de la teoría atómica

• Inicia con la teoría de Leucipo y Demócrito,
  antiguos filósofos griegos, quienes dieron la
  palabra átomo (a sin  tomodivisión) a todas
  aquellas partículas que forman parte de la
  materia.

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Modelo atómico de Dalton

•        1808 Dalton. La teoría de la
  discontinuidad de la materia
•   -La materia está dividida en unas partículas
  indivisibles e inalterables llamadas átomos.
•   -Todos los átomos de un mismo elemento son
  iguales entre sí, igual masa e iguales
  propiedades.
•   -Los átomos de distintos elementos tienen
  distinta masa y distintas propiedades.
•   -Los compuestos se forman cuando los átomos se
  unen entre sí, en una relación constante y
  sencilla.
•   -En las reacciones químicas los átomos se
  separan o se unen pero ningún átomo se crea ni
  se destruye, y ningún átomo de un elemento se
  convierte en átomo de otro elemento.
• Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo

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Modelo atómico de Dalton
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Modelo atómico de Thomson

•         Tras el descubrimiento del
  electrón, Thomson propuso un modelo atómico que
  tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula
  subatómica (en 1898).
• Su modelo era estático, ya que suponía que los
  electrones estaban en reposo dentro del átomo, y
  que el conjunto era eléctricamente neutro.
• Los electrones estaban incrustados en una masa
  esférica de carga positiva. La carga negativa
  total de los electrones era la misma que la carga
  total positiva de la esfera, por lo que dedujo
  que el átomo era neutro.
• Thomson también explicó la formación de iones,
  tanto positivos como negativos.

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Modelo atómico de Thomson
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Modelo atómico de Rutherford

• Rutherford formuló el modelo nuclear del átomo.
  Según este modelo, el átomo está formado por un
  núcleo y una corteza
• Núcleo aquí se concentra casi la totalidad de la
  masa del átomo, y tiene carga positiva.
• Corteza está formada por los electrones, que
  giran alrededor del núcleo describiendo órbitas
  circulares (sistema solar en miniatura)
• La materia está casi vacía el núcleo es 100.000
  veces más pequeño que el radio del átomo.
• Cuando el átomo suelta electrones, el átomo se
  queda con carga negativa, convirtiéndose en un
  ión negativo pero si, por el contrario, el átomo
  gana electrones, la estructura será positiva y el
  átomo se convertirá en un ión negativo.
• El átomo es estable.

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Modelo atómico de Rutherford
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Modelo atómico de Böhr

•           Tras el descubrimiento del neutrón, en
  1913 Böhr intentó mejorar el modelo atómico de
  Rutherford aplicando las ideas cuánticas de Planc
  a su modelo.
• Su modelo atómico se valió del átomo de
  hidrógeno, lo describió con un protón como núcleo
  y con un electrón girando a su alrededor. Las
  nuevas ideas sobre la cuantización de la energía
  son las siguientes
• El átomo está cuantizado, ya que solo puede
  poseer unas pocas y determinadas energías.
• El electrón gira en unas órbitas circulares
  alrededor del núcleo, y cada órbita es un estado
  estacionario que va asociado a un numero natural,
  "n" (núm. cuántico principal), y toma valores del
  1 al 7.
• Así mismo, cada nivel "n" está formado por
  distintos subniveles, "l". Y a su vez, éstos se
  desdoblan en otros (efecto Zeeman), "m". Y por
  último, hay un cuarto núm. cuántico que se
  refiere al sentido, "s".
• Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a
  otro, se absorbe o se emite energía. Cuando el
  electrón está en n1 se dice que está en el nivel
  fundamental (nivel de mínima energía) al cambiar
  de nivel el electrón absorve energía y pasa a
  llamarse electrón excitado.
• Böhr situó a los electrones en lugares exactos
  del espacio. 

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Modelo atómico de Böhr
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Modelo mecanico-cuántico

• Es el modelo actual. Expuesto en 1925 por
  Heisenberg y Schrodinger.
• Dualidad onda-partícula Broglie propuso que las
  partículas materiales tienen propiedades
  ondulatorias, y que toda partícula en movimiento
  lleva una onda asociada.
• Principio de indeterminación Heisenberg dijo que
  era imposible situar a un electrón en un punto
  exacto del espacio.
• Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico
  describen el comportamiento de los electrones
  dentro del átomo, y recogen su carácter
  ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus
  trayectorias exactas.
• Así establecieron el concepto de orbital región
  del espacio del átomo donde la probabilidad de
  encontrar un electrón es muy grande.
• Órbita (Böhr) cada una de las trayectorias
  descrita por los electrones alrededor del núcleo.
• Orbital (Heisenberg y Schrodinger) región del
  espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima
  probabilidad de encontrar un electrón.

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Modelo mecano-cuántico
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Características de los orbitales

• La energía está cuantizada.
• Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr
  es que este modelo no determina la posición
  exacta del electrón, sino la mayor o menor
  probabilidad.
• Dentro del átomo, el electrón se interpreta como
  una nube de carga negativa, y dentro de esta
  nube, en el lugar en el que la densidad sea
  mayor, la probabilidad de encontrar un electrón
  también será mayor.
• El comportamiento de los elctrones dentro del
  átomo se describe a través de los números
  cuánticos
• Los números cuánticos se encargan del
  comportamiento de los electrones, y
  la configuración electrónica de su distribución.
• Max Planck, que en 1900 postuló que la materia
  sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas
  unidades discretas llamadas cuantos.

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• En el átomo existen ciertas regiones de alto
  probabilidad de encontrar un electrón en un
  momento dado, a estas regiones se les llamo
  Niveles o capas de energiaNiveles o capas de
  energiaPara identificar capas o niveles se
  utilizan 2 formas1) con las letras K, L, M,
  N... etc2) con números 1, 2, 3, 4......
  etcestos números se conoce con el nombre de
  "Numero Cuántico Principal".
• La población máxima de electrones por nivel esta
  dada por la siguiente expresión 2n2  n nivel
  ej 2(2)2 8

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• SubnivelesNo todos los electrones en un nivel
  dado tienen la misma energia. Un nivel principal
  de energía tiene uno o mas subniveles de
  energía.Para designar a los distintos
  subniveles, usan las letras minúsculas. s, p, d,
  f.Para especificar un subnivel dado, se usa el
  numero de nivel principal, seguido de la letra
  que corresponde al subnivel. Ej 2s2 (nivel 2,
  subnivel s, con 2 electrones).
• Cantidad máxima de electrones por subniveles s
  2 electronesp 6 electronesd 10
  electronesf 14 electrones
• Los subniveles de energía también se simbolizan
  con un numero cuántico secundario que se designa
  con l.

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Subniveles de numero n
Niveles. Numero cuantico n
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Número cuantico ms o momento de espin,
orientación arriba o abajo del electrón
Número cuantico ml
Número cuantico l
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• Principio de exclusión de Pauli establece que
  cada estado electrónico solo puede estar ocupado
  por dos electrones, que deben tener espines
  opuestos.
• No obstante, no todos los estados posibles de un
  átomo estan llenos de electrónes.
• En la mayoría de los átomos los electrónes llenan
  los estados de menor energía de los niveles y
  subniveles electrónicos.

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LA TABLA PERIÓDICA

• LEY PERIÓDICA. Esta ley es la base de la tabla
  periódica y establece que las propiedades físicas
  y químicas de los elementos tienden a repetirse
  de forma sistemática conforme aumenta el número
  atómico.
• Todos los elementos de un grupo presentan una
  gran semejanza y, por lo general, difieren de los
  elementos de los demás grupos.
• Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a
  excepción del hidrógeno, son metales con valencia
  química 1 mientras que los del grupo 17 (o
  VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que
  normalmente forman compuestos con valencia -1.
• En la clasificación periódica, los gases nobles,
  que no son reactivos en la mayoría de los casos
  (valencia 0), están interpuestos entre un grupo
  de metales altamente reactivos que forman
  compuestos con valencia 1 y un grupo de no
  metales también muy reactivos que forman
  compuestos con valencia -1.

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TEORÍA CUÁNTICA  

• Cada electrón se caracteriza por cuatro números
  cuánticos que designan su movimiento orbital en
  el espacio.
• Algunos elementos sólo tienen una capa incompleta
  (en concreto la capa exterior, o de valencia),
  mientras que otros también tienen incompletas las
  capas subyacentes.
• En esta última categoría se encuentra el grupo de
  elementos conocido como lantánidos, que son tan
  similares en sus propiedades que Mendeléiev llegó
  a asignarle a los 14 elementos un único lugar en
  su sistema.

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