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Quimica > Estructura Atomica > Flashcards

Estructura Atomica Flashcards

(91 cards)

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1
Q

Clasificación de la Materia

A

Se clasifica en sustancias puras y mezclas.

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2
Q

Diferencia entre Elementos y Compuestos

A

Un elemento está formado por un solo tipo de átomo, mientras que un compuesto está formado por dos o más tipos de átomos unidos químicamente.

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3
Q

Técnicas de Separación de Mezclas

A

Decantación, Filtración, Tamizado y Destilación.

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4
Q

Propiedades Físicas de los Elementos

A

Temperatura de ebullición y fusión, masa, volumen y densidad.

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Q

Cambios Físicos vs. Cambios Químicos

A

Un cambio físico no altera la composición de la sustancia, mientras que un cambio químico sí altera su composición.

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6
Q

Modelo Atómico de Bohr

A

Los electrones se mueven en órbitas fijas alrededor del núcleo y cada órbita tiene un nivel de energía definido.

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7
Q

Partículas Subatómicas

A

Protón: Carga positiva.

Neutrón: Sin carga.

Electrón: Carga negativa.

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8
Q

Número Atómico y Número Másico

A

El número atómico (Z) es la cantidad de protones en el núcleo. El número másico (A) es la suma de protones y neutrones.

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9
Q

Tipos de sustancias Puras:

A

Elementos y Compuestos.

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10
Q

Tipos de Mezclas:

A

Homogeneas y Heterogeneas

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11
Q

Decantación:

A

La decantación es un método de separación de mezclas heterogéneas (sólido-líquido o líquido-líquido) donde, por diferencia de densidades, el componente más denso se deposita en el fondo, permitiendo separar los componentes vertiendo o extrayendo la parte superior.

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12
Q

Filtración:

A

La filtración es un método de separación de mezclas heterogéneas (sólido-líquido) en el que se usa un filtro poroso para retener las partículas sólidas, permitiendo que solo el líquido pase a través del filtro.

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13
Q

Tamizado:

A

El tamizado es un método de separación de mezclas heterogéneas (sólido-sólido) en el que se utiliza un tamiz o malla con poros específicos para retener las partículas más grandes, permitiendo que las más pequeñas pasen a través.

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14
Q

Destilación:

A

La destilación es un método de separación de mezclas homogéneas (líquido-líquido) basado en las diferencias de puntos de ebullición; el componente con menor punto de ebullición se vaporiza primero, se condensa en un tubo refrigerante y se recoge en otro recipiente.

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15
Q

Definición de Materia:

A

Todo aquello que tiene masa y ocupa lugar en el espacio (Volumen)

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16
Q

Composición dela materia:

A

Partículas fundamentales, Átomos

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17
Q

Estados físicos de la materia:

A

Sólido, líquido, gas y plasma.

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18
Q

La materia puede cambiar de estado?

A

Sí, mediante procesos físicos y químicos.

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19
Q

Creencia de la antigua Grecia sobre la materia:

A

Esta estaba formada por los 4 elementos fundamentales: Tierra, agua, fuego y aire. Aristóteles posteriormente agrego el elemento éter (Sustancia de los cuerpos celestes).

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20
Q

Alquimia:

A

Antigua disciplina que combinaba aspectos de la química, la filosofía, la astrología y la medicina. Su objetivo principal era la transmutación de metales básicos en oro.

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21
Q

La química actual:

A

Es la ciencia empírica, sustentada con el método científico, que busca entender la composición, propiedades estructuras y cambios de la materia a través de la experimentación y propuesta de teorías.

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22
Q

Teoría del flogisto:

A

Sostenía que todas las sustancias combustibles tenían una entidad llamada “Flogisto” que durante el proceso de combustión este se liberaba de la sustancia y se absorbía en el aire. Fue un impedimento para el avance químico aunque no tuviera sustentos empíricos.

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23
Q

Teoría atómica de Dalton

A

1) La materia está formada por átomos.
2) Átomos de un mismo elemento son iguales.
3) Átomos de diferentes elementos son distintos.
4) Conservación de átomos en reacciones.
5) Formación de compuestos.

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24
Q

1) La materia está formada por átomos:

A

Todo lo que existe está compuesto por partículas indivisibles llamadas átomos.

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25
2) Átomos de un mismo elemento son iguales:
Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí en masa y propiedades.
26
3) Átomos de diferentes elementos son distintos:
Los átomos de elementos diferentes tienen masas y propiedades diferentes.
27
4) Conservación de átomos en reacciones:
En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen, solo se reorganizan.
28
5) Formación de compuestos:
Los compuestos se forman cuando los átomos de diferentes elementos se combinan en proporciones fijas y definidas.
29
William Crookes:
Experimento de los rayos catódicos.
30
Conclusiones del experimento de los rayos catódicos:
1) La existencia de partículas cargadas negativamente (electrones). 2) La materia tiene componentes subatómicos, por lo que el átomo no es lo mas pequeño aunque sea indivisible. 3) Inicio del estudio de la electricidad y la materia.
31
J. J. Thomson:
Descubrimiento del Electrón y Modelo del Budín de pasas.
32
Descubrimiento del Electrón:
J. J. Thomson, modifico el experimento de los rayos catódicos para definir que causaba la electricidad negativa en el átomo, descubriendo el electrón.
33
Medición de la relación carga/masa del electrón:
Thomson pudo calcular la relación entre la carga y la masa de estas partículas, concluyendo que eran mucho más ligeras que el átomo más pequeño (el de hidrógeno).
34
Modelo del budín de pasas (1904):
Según este modelo, el átomo estaba formado por una esfera de carga positiva (distribuida de manera uniforme en todo el átomo) en la que se incrustaban los electrones (como las pasas en un budín).
35
Eugene Goldstein:
Utilizando los rayos catódicos, descubrió la existencia de partículas cargadas positivamente dentro del átomo. Sin llegar a una definición específica.
36
Modelo de Rutherford:
Tras el descubrimiento del Protón, Rutherford propuso un nuevo modelo del átomo (Modelo Planetario), donde este tiene un núcleo pequeño y denso de carga positiva, alrededor del cual giran los electrones.
37
Descubrimiento del protón:
Llevó a cabo su famoso experimento de la lámina de oro, bombardeando nitrógeno con partículas alfa, lo que resultó en la emisión de una partícula positiva, que identificó como el protón.
38
Incoherencias del modelo atómico de Rutherford con la física clásica:
1) Inestabilidad del átomo: Según las leyes del electromagnetismo, los electrones que giran alrededor del núcleo deberían perder energía y colapsar sobre el núcleo, lo que haría al átomo inestable. 2) Continuidad del átomo: El modelo no explicaba por qué los átomos emitían espectros discontinuos, ya que la física clásica predecía un espectro continuo.
39
Modelo de Bohr o Modelo atómico Estacionario:
Bohr propuso su modelo atómico para corregir las limitaciones del modelo de Rutherford y explicar los espectros atómicos. Su trabajo se basó en la teoría cuántica de Planck y estableció distintos principios.
40
Principios fundamentales del modelo atómico estacionario de Bohr:
1) Órbitas cuantizadas. 2) Transiciones entre niveles de energía. 3) Energía de los niveles. 4) Estabilidad del átomo.
41
Modelo atómico estacionario de Bohr: Órbitas cuantizadas.
Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares con niveles de energía definidos y cuantizados, llamados niveles de energía.
42
Modelo atómico estacionario de Bohr: Transiciones entre niveles de energía.
Cuando un electrón salta de una órbita a otra, emite o absorbe una cantidad específica de energía, que corresponde a la diferencia entre los niveles.
43
Modelo atómico estacionario de Bohr: Energía de los niveles.
Mientras más alejada esté una órbita del núcleo, mayor es la energía del electrón en ese nivel. Las órbitas cercanas al núcleo tienen energía más baja y las más alejadas tienen energía más alta.
44
Modelo atómico estacionario de Bohr: Estabilidad del átomo.
En las órbitas permitidas, los electrones no emiten energía, lo que resuelve la contradicción del modelo de Rutherford, donde los electrones, según la física clásica, deberían perder energía y colapsar sobre el núcleo.
45
Si el electrón cae de un nivel más alto a uno más bajo:
El átomo emite energía en forma de luz (espectros de emisión).
46
Si el electrón absorbe un fotón con la cantidad justa de energía:
El electrón salta a un nivel de energía más alto (espectros de absorción).
47
Descubrimiento del neutrón:
James Chadwick en el laboratorio de Rutherford.
48
Partículas subatómicas:
1) Protón: Carga positiva, en el núcleo. 2) Neutrón: Sin carga, en el núcleo. 3) Electrón: Carga negativa, fuera del núcleo.
49
Número atómico (Z):
Indica el número de protones en el núcleo de un átomo. También es igual al número de electrones en un átomo neutro.
50
Símbolo químico:
Abreviatura del nombre del elemento (por ejemplo, H para hidrógeno, O para oxígeno).
51
Numero másico (A)
Cantidad total de Nucleones (Protones y neutrones).
52
Catión:
Especie química con carga eléctrica positiva, mayor cant. de protones que de electrones.
53
Anión:
Especie química con carga eléctrica negativa, mayor cant. de electrones que de protones .
54
Estado de agregación:
El estado físico del elemento a temperatura ambiente (sólido, líquido, gaseoso). Agregar al inicio de la prueba.
55
Grupo:
Fila (horizontal) en la que se encuentra el elemento, indica el numero de electrones de valencia que tiene cada elemento.
56
Período:
Columna (vertical) en la que se encuentra el elemento, indica su familia o grupo químico, como los alcalinos (grupo 1), halógenos (grupo 17), gases nobles (grupo 0), etc. Además de cual es el Nivel de valencia. Los elementos pertenecientes de cada “Grupo” o “Familia” tienen comportamientos químicos similares.
57
Valencia:
Carga o número de electrones que un átomo puede ganar, perder o compartir en una reacción química. En general en nivel de valencia esta completo con 8 electrones.
58
Clasificación electrónica: Isótopos.
Son átomos del mismo elemento (mismo número atómico, Z), pero con diferente número de neutrones (diferente número másico, A). Tienen las mismas propiedades químicas, pero pueden tener diferentes propiedades físicas (como la radioactividad).
59
Clasificación electrónica: Isóbaros.
Son átomos de diferentes elementos (diferente número atómico, Z), pero con el mismo número másico (A). Tienen propiedades químicas diferentes, pero su suma de protones y neutrones es igual.
60
Clasificación electrónica: Isótonos
Son átomos de diferentes elementos (diferente número atómico, Z), pero con el mismo número de neutrones.
61
Clasificación electrónica: Iones Isoelectrónicos.
Son átomos o iones que tienen el mismo número de electrones, pero diferente número de protones. Como tienen el mismo número de electrones, poseen configuraciones electrónicas similares, aunque sus propiedades químicas pueden variar.
62
Grupo I - A
Metales Alcalinos.
63
Grupo II - A
Metales Alcalinos-térreos.
64
Grupo III - A
Térreos y Boroideos
65
Grupo IV - A
Carbonoides
66
Grupo V - A
Nitrogenoides
67
Grupo VI - A
Anfígenos y Calcógenos
68
Grupo VII - A
Halógenos
69
Grupo VIII - A ó 0
Gases Nobles
70
Elementos Metálicos:
1) Forman Cationes ya que pierden electrones. 2) Casi todos son solidos a temperatura ambiente. 3) Son buenos conductores eléctricos. 4) Poseen brillo metálico. 5) Son buenos conductores de calor. 6) Son dúctiles y maleables
71
Elementos no metálicos:
1) Forman uniones con facilidad ya que ganan electrones. 2) la mayoría son solidos a temperatura ambiente. 3) Son malos conductores eléctricos y de calor. 4) Carecen de brillo metálico. 5) Corresponden a los elementos del grupo VI - A y VII - A.
72
Metaloides o semimetales:
Estos presentan características físicas de metales también como de no metales, pero son NO METALES. Son libres en comportamiento, semiconductores eléctricos, el numero de oxidación puede ser tanto negativo como positivo. Ejemplo: Carbono Grafito, posee brillo metálico y conduce la electricidad, pero es muy frágil.
73
Enlaces químicos:
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las moléculas y los compuestos. Existen 3 tipos de enlace.
74
Tipos de enlaces químicos:
Enlace Metálico, Iónico y Covalente.
75
Enlace Metálico:
Se forma entre metales. Los átomos de los metales, pierden electrones de sus niveles de valencia y como otro metal no puede recibir tal electrón, se forman una "nube" de electrones deslocalizados alrededor de iones positivos, creando una estructura en la que los electrones se mueven libremente.
76
Enlaces Iónicos:
Entre Metal (pierde electrones) y No Metal (gana electrones). En un enlace iónico, los electrones son transferidos completamente de un átomo a otro, creando iones positivos y negativos que se atraen electrostáticamente.
77
Enlace Covalente:
Se forma entre No Metales. En un enlace covalente, dos átomos comparten uno o más pares de electrones en su nivel de valencia para completar sus configuraciones electrónicas y formar una molécula estable. Los enlaces covalentes pueden ser simples (comparten un par de electrones), dobles (comparten dos pares de electrones) o triples (comparten tres pares de electrones).
78
Notación de Lewis:
Cantidad de electrones de valencia que tiene el átomo, para representar la estabilidad.
79
Conductividad eléctrica en enlaces:
Los enlaces metálicos permiten la conductividad debido a la libre movilidad de electrones. Los enlaces covalentes e iónicos en estado sólido no conducen electricidad.
80
Solubilidad en enlaces:
Los compuestos iónicos son solubles en agua debido a la interacción con los dipolos del agua. Los compuestos covalentes pueden ser solubles o insolubles dependiendo de su polaridad.
81
Fuerza del enlace:
Los enlaces covalentes pueden ser fuertes o débiles dependiendo del número de pares de electrones compartidos. Los enlaces iónicos son fuertes debido a las fuerzas electrostáticas entre iones de carga opuesta.
82
Compuestos iónicos: 5 características.
1) Solidos cristalinos, simétricos. 2) Temperatura de fusión, por lo general, sobre 400ºC 3) Solubles en solventes polares (Aguas) Forman mezclas homogéneas. 4) Disocian en agua, se separan en Iones. 5) Fundidos y en solución acuosa conducen la electricidad.
83
Compuestos covalentes: 4 características.
1) Solidos, líquidos y gases a temperatura ambiente. 2) Temperatura de fusión, por lo general, bajo 300ºC 3) Generalmente son solubles en solventes apolares. 4) Líquidos, fundidos o en solución, NO conducen electricidad.
84
Polaridad molecular:
Se refiere a la distribución desigual de electrones alrededor de un átomo, lo que resulta en una distribución asimétrica de cargas dentro de una molécula. Esto se produce principalmente en moléculas que contienen enlaces covalentes, donde los electrones no se comparten de manera uniforme entre los átomos.
85
Características de la polaridad molecular:
1) Enlaces covalentes polares. 2) Momento dipolar. 3) Criterios para determinar la polaridad.
86
Ejemplos de moléculas polares y no polares:
Moléculas polares: El agua (H2O), debido a la diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y el oxígeno, que genera un momento dipolar neto. Moléculas no polares: El dióxido de carbono (CO2) es no polar porque los átomos de carbono y oxígeno tienen una diferencia de electronegatividad baja y la disposición lineal de la molécula hace que los momentos dipolares se cancelen.
87
1) Enlaces covalentes polares:
Ocurre cuando dos átomos con electronegatividades diferentes comparten electrones en un enlace covalente. El átomo más electronegativo atraerá con más fuerza los electrones compartidos, resultando en un desequilibrio de carga.
88
2) Momento dipolar:
Las moléculas polares tienen un momento dipolar, lo que significa que tienen una distribución asimétrica de electrones que crea una separación de cargas positivas y negativas a través de la molécula. Esto puede ser representado por flechas de momento dipolar que indican la dirección y la magnitud de la carga parcial positiva y negativa.
89
3) Criterios para determinar la polaridad:
Diferencia de electronegatividad: Si la diferencia de electronegatividad entre los átomos en un enlace es significativa (> 0.5 en la escala de Pauling), la molécula será polar. Geometría molecular: La simetría o asimetría de la disposición espacial de los átomos también puede determinar la polaridad. Moléculas con geometrías asimétricas suelen ser polares.
90
Importancia de la polaridad molecular:
La polaridad molecular afecta propiedades como el punto de ebullición, la solubilidad en solventes polares (como el agua), y la capacidad para formar enlaces intermoleculares. Es crucial en biología y química, ya que determina la capacidad de las moléculas para interactuar entre sí y con otras sustancias en su entorno.
91

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