Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Estructura atómica


Comprender la estructura de los átomos es crucial para el estudio de la química. Los átomos son los bloques de construcción básicos de la materia, y su estructura determina las propiedades de los elementos y compuestos que forman. En esta lección, exploraremos los componentes de los átomos, los desarrollos históricos que llevaron a nuestra comprensión actual y los roles de las partículas subatómicas.

Introducción a los átomos

Un átomo es la unidad más pequeña de un elemento que conserva las propiedades químicas de ese elemento. Los átomos están formados por tres tipos principales de partículas: protones, neutrones y electrones. Aquí hay una representación simplificada de un átomo:

        ----------------------
        | Átomo              |
        |                   |
        | Núcleo:           |
        | - Protones (p⁺)    |
        | - Neutrones (n⁰)   |
        |                   |
        | Electrones (e⁻)   |
        | orbitando el núcleo|
        ----------------------

Partículas subatómicas

Protón

Los protones son partículas con carga positiva ubicadas en el núcleo de un átomo. El número de protones en el núcleo determina el número atómico y, posteriormente, la identidad del elemento. Por ejemplo:

  • El hidrógeno tiene un protón: Número Atómico = 1
  • El helio tiene dos protones: Número Atómico = 2
  • El carbono tiene seis protones: Número Atómico = 6
  • El oxígeno tiene ocho protones: Número Atómico = 8

Neutrón

Los neutrones son partículas neutras ubicadas en el núcleo junto con los protones. No tienen carga, y su papel principal es añadir masa al átomo y ayudar a estabilizar el núcleo. Los neutrones y protones juntos forman el número de masa del átomo. El número de masa se expresa como:

        Número de Masa = Número de Protones + Número de Neutrones

Electrones

Los electrones son partículas con carga negativa que orbitan el núcleo. El número de electrones en un átomo es igual al número de protones en un átomo neutro. Los electrones afectan las propiedades químicas de un átomo, especialmente su capacidad para formar enlaces con otros átomos. La distribución de electrones en un átomo se organiza en niveles de energía o capas.

Perspectiva histórica sobre la teoría atómica

El concepto del átomo ha evolucionado considerablemente a lo largo de los siglos con las contribuciones de muchos científicos. Algunos de los desarrollos más importantes se presentan a continuación:

Demócrito (c. 400 a.C.)

Demócrito propuso que la materia estaba compuesta de partículas diminutas e indivisibles llamadas "átomos", que significa indivisible. Sin embargo, esta idea temprana carecía de evidencia experimental.

John Dalton (1803)

John Dalton presentó la primera teoría atómica moderna, en la que propuso que los átomos son partículas indivisibles que tienen diferentes tipos dependiendo de la identidad del elemento. Sus teorías son las siguientes:

  • Los elementos están compuestos de partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos.
  • Todos los átomos de un elemento dado son similares pero diferentes de los átomos de otros elementos.
  • Los átomos no pueden ser creados ni destruidos en procesos químicos.

JJ Thomson (1897)

Thomson descubrió el electrón mediante experimentos con rayos catódicos. Propuso el "modelo del pudín de pasas", que sugería que los átomos eran esferas de carga positiva con electrones incrustados en su interior.

Ernest Rutherford (1911)

El experimento de la lámina de oro de Rutherford demostró que los átomos consisten en un núcleo denso y cargado positivamente rodeado de electrones, llevando al modelo planetario del átomo. Esto mostró que la mayor parte del átomo es espacio vacío.

Niels Bohr (1913)

Bohr refinó el modelo atómico al proponer que los electrones viajan en órbitas discretas alrededor del núcleo, y que los electrones pueden saltar entre estas órbitas con niveles de energía cuantizados.

        Transiciones de Electrón: n=3 ---> n=2 (Energía emitida como fotón)

Modelo mecánico cuántico

El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica, que proporciona una visión probabilística del estado del electrón dentro de nubes electrónicas u orbitales. Este modelo está respaldado por funciones de onda que definen la probabilidad de la posición del electrón.

Núcleo nube de electrones

El papel de los electrones en el enlace químico

La interacción de los electrones facilita el enlace químico. La configuración electrónica determina la forma en que un átomo puede enlazarse con otros átomos:

Electrones de valencia

Los electrones de valencia son los electrones más externos en un átomo y son importantes en la formación de enlaces químicos. Los átomos logran configuraciones estables (a menudo como los gases nobles) a través de estos electrones. Por ejemplo:

  • Sodio (Na): 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ - 1 electrón de valencia
  • Cloro (Cl): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ - 7 electrones de valencia
  • Neón (Ne): 1s² 2s² 2p⁶ - 8 electrones de valencia (octeto)

Los átomos usualmente forman enlaces covalentes o iónicos para alcanzar una configuración electrónica estable:

  • Enlaces iónicos: Generalmente formados entre metales y no metales. Los electrones se transfieren, formando iones cargados que se atraen entre sí.
  • Enlaces covalentes: Generalmente formados entre no metales. Los electrones se comparten entre átomos para lograr estabilidad.

Isótopos y masa atómica

Los isótopos son formas diferentes de un elemento que tienen el mismo número de protones pero diferentes números de neutrones. Esto resulta en diferentes números de masa mientras que se retienen las propiedades químicas:

  • Carbono-12 (C-12): 6 protones, 6 neutrones
  • Carbono-14 (C-14): 6 protones, 8 neutrones

La masa atómica de un elemento es el promedio ponderado de las masas de sus isótopos. La fórmula para la masa atómica promedio es:

        Masa Atómica = Σ (Fracción del Isótopo × Masa del Isótopo)

Conclusión

El estudio de la estructura atómica es una piedra angular de la química, permitiendo una comprensión más profunda de las propiedades y comportamientos de los elementos. Los modelos de estructura atómica han evolucionado a lo largo del tiempo, siendo el modelo mecánico cuántico el que proporciona la descripción más precisa del comportamiento atómico. Comprender las partículas subatómicas y sus interacciones ayuda a comprender el enlace químico, el comportamiento de los isótopos y la masa atómica, que son importantes en todas las áreas de la química.


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