Estructura Atómica Manuel Jaramillo 2014.

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1 Estructura Atómica Manuel Jaramillo 2014

2 El Átomo En la filosofía de la antigua Grecia la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte más pequeña de materia que podía concebirse y era considerada indestructible. (Demócrito, Siglo V a.C.) Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos o elementos.

3 ¿Qué son los átomos? Los átomos son los elementos básicos que constituyen la materia que conforma nuestro cuerpo y los objetos que nos rodean. Un escritorio, el aire, las frutas, los líquidos, etc. Hay 90 átomos que existen estables y espontáneamente en la naturaleza. En los laboratorios los científicos han sido capaces de crear alrededor de 25 más y en las Tablas Periódicas actuales encontraremos unos 116 elementos químicos.

4 Estructura del Átomo El átomo tiene una estructura interna. El hecho de que existan portadores de carga (como el electrón, que tiene carga eléctrica negativa), y dado que la materia está generalmente en estado neutro, implica que los átomos necesariamente están compuestos por cargas positivas y negativas. Es decir, contrariamente a lo que pensaron los griegos, los átomos no son el ladrillo fundamental, no son indivisibles. ¿Cuál es la estructura del átomo? En este punto se hace necesario tener un modelo que nos describa cómo está constituido el átomo.

5 Estructura del Átomo Los átomos están conformados de tres partículas básicas: Protones: tienen una carga eléctrica positiva y están en el núcleo del átomo. Neutrones: no tienen carga eléctrica y están constituidos por la unión de un Protón, un Electrón y un Neutrino, ubicándose en el núcleo. Protones y Neutrones juntos forman el núcleo, que es la parte central del átomo y dan la masa del mismo. Electrones: tienen una carga eléctrica negativa y orbitan el núcleo

6 El Protón (P+) Los científicos pensaban originalmente que no existía nada más pequeño que el Protón en el núcleo del átomo. Lo descubre E. Golstein en 1886. Su masa es 1,67x10-24 g Se representa como P+ y tiene una carga eléctrica positiva Su masa es veces mayor que la del electrón

7 Quarks Pero en 1968 los científicos descubrieron nuevas partículas dentro del Protón. Las llamaron Quarks. El concepto de quark fue propuesto independientemente en 1963 por los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig. El término quark se tomó de la obra Finnegans Wake del escritor irlandés James Joyce.

8 Gluones Hay tres quarks en cada protón. Los quarks se mantienen unidos mediante otras partículas llamadas Gluones, que no tienen masa ni carga eléctrica; sólo poseen energía electromagnética.

9 El Neutrón (n) El Neutrón fue identificado por primera vez en 1932 por el físico británico James Chadwick. No tiene carga eléctrica Está conformado por la unión de un Protón, un Electrón (se anulan sus cargas eléctricas) y un Neutrino

10 Quarks En 1968 los científicos descubrieron nuevas partículas dentro del Neutrón. Estas tres partículas también eran quarks, unidas también por energía electromagnética llamadas Gluones

11 Núcleo Atómico El núcleo es el centro del átomo. Fue descubierto en 1911, pero tomó 21 años de experimentación identificar sus partes. Es donde se concentra la, prácticamente, totalidad de la masa atómica. Está formado por Protones y Neutrones, unidos por medio de la interacción nuclear fuerte. La cantidad de Protones en el núcleo, determina el elemento químico al que pertenece. Los núcleos atómicos con el mismo número de Protones pero distinto número de Neutrones se denominan Isótopos.

12 Electrón (e-) Los electrones son extremadamente pequeños y muy livianos. Es fácil retirar electrones de los átomos y usarlos excitados como fuente de electricidad en aparatos como televisores, radios, computadores, etc. Posee una masa de 9,1x10-28 g (es veces más liviano que el Protón) y una carga eléctrica relativa de -1 Fue descubierto por el Físico Británico J.J. Thomson en 1897, quién publica su trabajo en 1905. Se considera que es un Leptón ya que no estaría constituido por otras sub-partículas (como los Quarks)

13 Teoría Atómica Los inicios de la teoría atómica se remontan al Siglo V a.C. Dos Filósofos Griegos, Leucipo y Demócrito, propusieron que la materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los Átomos. (La palabra griega átomo significa “indivisible”). Después de que en Grecia se estableció que "Los átomos son partículas muy pequeñas, eternas e indivisibles que constituyen la materia” muchos científicos postularon otras teorías encaminadas a describir la composición y estructura del átomo,  estos son algunos de ellos.

14 Teoría Atómica de JOHN DALTON (1808)
LEYES Otras Leyes que Concuerdan con la Teoría Atómica de Dalton La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos, los cuales no se crean ni se destruyen Ley de la conservación de la materia propuesta por Antoine Lavoisier. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en peso, tamaño y propiedades químicas. Los átomos de elementos diferentes también son diferentes. Los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en relaciones numéricas enteras y sencillas para formar compuestos Ley de las proporciones definidas de Proust Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en distintas proporciones numéricas para formar más de un compuesto Ley de las proporciones múltiples o de J. Dalton

15 J.J. THOMSON (1897) J.J. Thomson realiza una serie de experimentos con gases y descubre unas partículas cargadas negativamente a las que llama electrones. Según él la materia es eléctricamente neutra. Su modelo considera al núcleo del átomo como una masa con carga positiva, donde se insertan los electrones en número y posiciones tales que el campo eléctrico resultante es nulo. “El modelo del pastel de pasas”.

16 ERNEST RUTHERFORD (1911) Su experimento consistió en bombardear una delgada lámina de oro con un haz de partículas alfa, que poseen carga eléctrica positiva. Observó que la mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin ser desviadas en su trayectoria; un pequeño número es desviado por alguna causa, y sólo unas cuantas partículas rebotan. De acuerdo a esto Rutherford propone el siguiente modelo atómico: Átomos de Au +

17 Modelo Atómico de Ernest Rutherford (1911)
Existe un núcleo cargado positivamente en el cual se encuentra concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido por partículas positivas llamadas Protones y por partículas neutras llamadas Neutrones.  Existe un número de Electrones igual a la carga nuclear que giran alrededor del núcleo.  La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del elemento estudiado.  Los átomos son en su mayor parte un espacio vacío.

18 BECQUEREL y los esposos CURIE (1896)
La radiactividad es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. Es el proceso de ruptura espontánea de los átomos, durante el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado por: Composición Carga Rayos ALFA () 2 protones y 2 neutrones (llamados también núcleos de Helio) 2+ Rayos BETA () Electrones de alta energía 1- Rayos GAMMA () Radiación Electromagnética de Longitud de onda muy corta (Alta Energía)

19 Modelo Atómico de NIELS BOHR (1913)
Se basó en los estudios de espectro de emisión de los átomos y en la teoría de los Cuantos; Emisiones de los átomos: la luz que emite un elemento se conoce como su espectro y cada elemento tiene uno diferente. Teoría de los Cuantos: Propuesta por Planck (1900). En una reacción química no puede intervenir una cantidad de materia inferior a un átomo. Igualmente hay una cantidad mínima de energía que se puede emitir, que es el fotón o cuanto.

20 Continuación del Modelo de BOHR….
El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados:   Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo.   Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas.   Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón.   Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un Cuanto de energía .  

21 MODELO DE BOHR (1913)   

22 Estructura del Átomo El átomo consta de un núcleo cargado positivamente, que se encuentra localizado en una región muy reducida y que posee prácticamente toda la masa del átomo. A su alrededor, producto de la interacción eléctrica de atracción, giran los electrones (cargas negativas) en órbitas específicas, llamadas órbitas electrónicas. Las órbitas electrónicas son características de cada átomo; no cualquier órbita es posible para un átomo en particular. Además, estas dependen esencialmente del tipo de átomo.

23 Electrones y Núcleo Los electrones pueden usarse para explorar dentro de los átomos. Electrones con alta energía pueden detectar ciertas características dentro de los átomos. Los científicos han aprendido sobre el interior de los átomos observando como los electrones saltan fuera del átomo y como cambian los átomos después de ser golpeados por un electrón.

24 Número de elementos químicos
Los átomos neutros siempre tienen igual cantidad de electrones y protones. Los átomos tienen habitualmente la misma cantidad de neutrones y protones. Hidrógeno Helio Carbón 1 protón 2 protones 6 protones 1 electrón 2 electrones electrones 0 neutrones 2 neutrones neutrones Al agregar un Protón nace un nuevo tipo de átomo. Al agregar un Neutrón nace un isótopo de ese átomo, una versión más pesada de ese mismo átomo.

25 Isótopos Los isótopos son átomos con el mismo número de Protones pero difieren en el número de Neutrones. La figura muestra tres isótopos diferentes del Hidrógeno. Hidrógeno Deuterio Tritio La mayoría de los isótopos son estables, a diferencia de los isótopos radiactivos que son inestables y se transforman a estructuras más estables emitiendo partículas y energía (radiación).

26 Números Cuánticos Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Planck, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann Cada electrón tiene un conjunto de cuatro números llamados números cuánticos, que lo especifican completamente; no hay dos electrones en el mismo átomo que tenga los mismos cuatro números cuánticos. Esa es una declaración más precisa del Principio de Exclusión de Pauli. Desde un punto de vista mecano-cuántico, los números cuánticos caracterizan las soluciones estacionarias de la Ecuación de Schrödinger.

27 Números Cuánticos N = Numero Cuántico Principal: Determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K; si 2: L; si 3: M; si 4: N; si 5: P; etc.

28 … continuación l = Número Cuántico Azimutal: determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico principal n; pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste (desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

29 … continuación m = Número Cuántico Magnético: Determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m: (-2, -1, 0, 1 y 2). Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.

30 … continuación s  = Número Cuántico de Spin: Cada electrón en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico de Spin (s), que puede tomar dos valores: (+ ½) o (- ½).

31 Principio de Incertidumbre de W. Heisenberg (1927)
“Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

32 Principio de Exclusión de W. Pauli (1925)
“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones, que deben tener distinto número cuántico de spin”. El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2

33 Configuración Electrónica de los Elementos
NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La figura siguiente muestra el orden de llenado de los orbítales.

34 Ejemplo Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la Plata, que tiene 47 electrones. El orden de energía de los orbitales es el indicado en la tabla de la izquierda: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f. Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9 Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

35 Elementos Químicos No todos los átomos son iguales. Existen diferentes combinaciones de protones, neutrones y electrones que forman diferentes tipos de átomos, y a estos diferentes tipos de átomos se les llama, elementos químicos.

36 Tabla Periódica de los Elementos Químicos
Para comprender y recordar todos los diferentes tipos de elementos, los científicos los organizaron en una tabla llamada, Tabla Periódica de los elementos. La imagen siguiente muestra esta tabla, la cual enumera a todos los elementos que han sido encontrados o creados hasta la fecha.

37 Tabla Periódica de los Elementos

38 Tabla Periódica de los Elementos Químicos
Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas Períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan Grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B.

39 Tabla Periódica Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

40 Tabla Periódica La tabla periódica permite clasificar a los elementos en Metales, No Metales y Gases Nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de Metaloides. Metales: Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico. No Metales: Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido. Metaloides: poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.

41 Localización de los Elementos Químicos
Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el Periodo y los electrones de valencia el Grupo.

42 Localización de los Elementos Químicos
Grupos 1 y 2 Elemento de transición Grupos 13 a 18 Elementos de transición interna Nsx (N -1)dx Ns2 (N -1)d10 Ns2px (N -2)fx (N -1)d0 Ns2

43 Elementos Representativos
Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel. EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35 

44 Elementos Representativos
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35 La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto Periodo. El Grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel 4 (s + p), lo cual indica que el elemento se encuentra en el Grupo VII A (A por que no tiene e- en orbitales d)

45 Elementos Representativos
Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres: Grupo IA: Alcalinos Grupo IIA Alcalinotérreos Grupo VIIA: Halógenos Grupo VIIIA: Gases Nobles

46 Elementos de Transición
Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s. Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente. EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47

47 Elementos de Transición
EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47   La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9 El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto Período. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B. (B porque tiene e- en orbitales d)

48 Elementos de Tierras Raras
Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.

49 Localización de los Elementos en la Tabla

50 Comportamiento de las Propiedades en la Tabla Periódica de los Elementos Químicos
Radio atómico:   Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el grupo (arriba hacia abajo) y disminuye con el periodo (de izquierda a derecha).   El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia

51 … continuación: Energía de Ionización (EI): Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. Electronegatividad (E): Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.  Afinidad Electrónica (AE): Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ión negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

52 Variación de las Propiedades Periódicas

53 Materia La materia es todo aquello que nos rodea, ocupa un lugar en el espacio, nuestros sentidos la perciben y tiene masa,

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55 Propiedades de la Materia
Todo lo que nos rodea y que sabemos como es se le llama materia. Aquello que existe pero no sabemos como es se le llama no-materia o antimateria. Al observar la materia nos damos cuenta que existen muchas clases de ella porque la materia tiene propiedades generales y propiedades particulares. Propiedades Generales Las propiedades generales son aquellas que presentan características iguales para todo tipo de materia. Dentro de las propiedades generales tenemos:

56 Propiedades Generales
Masa = Es la cantidad de materia que posee un cuerpo.  Peso = Es la fuerza de atracción llamada gravedad que ejerce la tierra sobre la materia para llevarla hacia su centro. Extensión = Es la propiedad que tienen los cuerpos de ocupar un lugar determinado en el espacio. Impenetrabilidad = Es la propiedad que dice que dos cuerpos no ocupan al mismo tiempo el mismo espacio. Inercia = Es la propiedad que indica que todo cuerpo va a permanecer en estado de reposo o movimiento mientras no exista una fuerza externa que cambie dicho estado.

57 … Propiedades Generales
Porosidad = Es la propiedad que dice que como la materia esta constituida por moléculas, entre ellas hay un espacio que se llama poro. Elasticidad = Es la propiedad que indica que cuando a un cuerpo se le aplica una fuerza este se deforma y que al dejar de aplicar dicha fuerza el cuerpo recupera su forma original; lógicamente sin pasar él limite de elasticidad. "limite de influenza “ Divisibilidad = Esta propiedad demuestra que toda la materia se puede dividir.

58 Propiedades Específicas
Todas las sustancias al formarse como materia presentan unas propiedades que las distinguen de otras y esas propiedades reciben el nombre de especificas; dichas propiedades son el color, olor, sabor, estado de agregación, densidad, punto de ebullición, solubilidad, etc. El color, olor y sabor demuestra que toda la materia tiene diferentes colores, sabores u olores. El estado de agregación indica que la materia se puede presentar en estado sólido, liquido o gaseoso. La densidad es la que indica que las sustancias tienen diferentes pesos y que por eso no se pueden unir fácilmente .

59 Clasificación de la Materia

60 Clasificación de la Materia
Material heterogéneo Es una mezcla de sustancias en más de una fase o que son físicamente distinguibles. Ejemplo:  mezcla de agua y aceite. Material homogéneo Constituido por una sola sustancia o por varias que se encuentran en una sola fase mezcla de sal y agua. Solución Es un material homogéneo constituido por más de una sustancia. Son transparentes, estables y no producen precipitaciones. Una característica muy importante es la composición, la cual es igual en todas sus partes. Sin embargo, con los mismos componentes es posible preparar muchas otras soluciones con solo variar la proporción de aquellos Ejemplo: las bebidas gaseosas.

61 … Clasificación de la Materia
Sustancia pura Es un material homogéneo cuya composición química es invariable Ejemplo: alcohol (Etanol)   Elemento Sustancia conformada por una sola clase de átomos Ejemplo: Nitrógeno gaseoso (N2); Plata (Ag) Compuesto Sustancia conformada por varias clases de átomos Ejemplo: dióxido de carbono (CO2)

62 Cambios de la Materia Cambio físico Cambio que sufre la materia en su estado, volumen o forma sin alterar su composición. Ejemplo: en la fusión del hielo, el agua pasa de estado sólido a líquido, pero su composición permanece inalterada. Cambio químico Cambio en la naturaleza de la materia, variación en su composición Ejemplo: en la combustión de una hoja de papel, se genera CO, CO2 y H2O a partir de celulosa, cambiando la composición de la sustancia inicial.  

63 Sólido, Liquido, Gaseoso o Plasma
Cambios de la Materia Cambios de estado El estado en que se encuentre un material depende de las condiciones de presión y temperatura; modificando una de éstas variables o ambas, se puede pasar la materia de un estado a otro.   Sólido, Liquido, Gaseoso o Plasma

64 Cambios de Estado o DEPOSICIÓN

65 Características de los Diferentes Estados de la Materia
SÓLIDOS LÍQUIDOS GASES COMPRESIBILIDAD No se pueden comprimir Sí pueden comprimirse VOLUMEN No se adaptan al volumen del recipiente Se adaptan al volumen del recipiente GRADOS DE LIBERTAD Vibración Vibración, rotación Vibración, rotación, traslación EXPANSIBILIDAD No se expanden Sí se expanden

66 Representación de los Compuestos: Símbolos Químicos
Cada elemento tiene su propio símbolo. Por ejemplo, en el recuadro superior izquierdo de la tabla, aparece la letra ‘H’. La ‘H’ es el símbolo de un elemento llamado Hidrógeno. 

67 Elementos Químicos Sólo los primeros 92 elementos de la Tabla Periódica se encuentran de manera natural, pues los demás elementos son hechos sintéticamente. Estos elementos son los ingredientes usados para todo lo que encontramos sobre el planeta Tierra.

68 Elementos y Compuestos
Los elementos no pueden ser divididos en sustancias más pequeñas. Por ejemplo, el agua (H2O) no es un elemento pues puede ser dividida en hidrogeno (H) y oxígeno (O). Las sustancias que están formadas por dos o más elementos se llaman Compuestos. Por ejemplo, el agua es un compuesto.

69 ¿Qué es una Molécula? Metano (CH4)
Todo lo que hay a nuestro alrededor está formado por grupos de átomos unidos que forman conjuntos llamados moléculas. Los átomos que se encuentra en una molécula se mantienen unidos debido a que comparten o intercambian electrones. Las moléculas están hechas de átomos de uno o más elementos. Algunas moléculas están hechas de un sólo tipo de átomo. Por ejemplo O2, la parte del aire que necesitamos para respirar y vivir. Otras moléculas son muy grandes y complejas, por ejemplo, las moléculas de proteínas contienen cientos de átomos. Metano (CH4)

70 ¿Qué es una molécula? Aún las moléculas muy grandes son tan pequeñas que no seríamos capaces de verlas. Pero cuando cientos de moléculas se encuentran juntas, podrían estar en forma de un vaso de agua, el árbol de un bosque; dependiendo del tipo de moléculas que sean. Aún cuando una pelota de fútbol esté inmóvil, las moléculas en ella se están moviendo constantemente, y se moverán más rápidamente a medida que la temperatura aumenta. Representación de moléculas de agua

71 Movimiento de las moléculas
Las moléculas están en movimiento constante y tienden a moverse de regiones donde están en alta concentración a regiones donde están menos concentradas. Este movimiento se llama difusión. La difusión puede ocurrir en gases, líquidos o a través de sólidos. Un ejemplo de la difusión en gases ocurre cuando se abre una botella de perfume en una habitación. En pocos minutos gente que está cada vez más alejada de la fuente, puede oler el perfume.

72 Fórmula Química Es la representación de un compuesto e indica la clase y la cantidad de átomos que forman una molécula. Está constituido por el símbolo de cada elemento presente en la sustancia, seguido por un subíndice que índica el número relativo de átomos. Ejemplo:  Fe2O3 Óxido de Hierro (III)

73 Fórmula Empírica o Mínima
Informa sobre el tipo de átomos que forman la molécula y la relación mínima en la cual estos se combinan. EJEMPLO:  La fórmula mínima del etano (C2H6) es CH3

74 Fórmula Molecular Expresa la composición real de un compuesto, indicando el número de átomos de cada especie que forma la molécula. La fórmula molecular es un múltiplo de la empírica. Ejemplo:  Benceno

75 Fórmula Estructural Muestra el ordenamiento geométrico o posición que ocupa cada átomo dentro de la molécula.   Ejemplo:  Benceno (C6H6)

76 Fórmula de Lewis o Electrónica
Representa la molécula incluyendo todos los electrones de valencia de los átomos constituyentes, estén o no comprometidos en enlaces. Ejemplo:  Amoníaco (NH3) X = electrones de los Hidrógenos O = electrones del Nitrógeno

77 Peso Atómico (PA) El peso atómico de un elemento es el peso en gramos de un MOL de átomos. ¿Qué es un mol? La palabra mol, como las palabras docena, veintena, etc., indica un número fijo de cosas. Corresponde a: 6.022 x 1023 unidades químicas Un mol de mercurio son gr. porque 6.02 x átomos de mercurio pesan gr.

78 Peso Atómico El peso atómico es calculado como la suma del peso de los Protones, los Neutrones y los Electrones aunque como estos últimos son tan livianos, su peso no se considera en la suma total. Peso Atómico (PA) = Protones + Neutrones Número Atómico (Z) = número de Protones Símbolo atómico del Carbono

79 Unidad de Masa Atómica (u.m.a.)
La unidad de masa atómica uma es una unidad de peso y se define exactamente como 1/12 de la masa del átomo de 12C. Su tamaño extremadamente pequeño es cómodo para la descripción del peso de los átomos. Por ejemplo, el peso real de un átomo de hidrogeno es 1.67 x g o de uma. Como todos los pesos atómicos se basan en el mismo patrón, todos ellos pueden utilizarse para comparar los pesos de dos átomos cualesquiera. Así, el peso atómico del Azufre, uma, indica que:

80 Unidad de Masa Atómica, u.m.a
El cobre tiene un peso atómico de uma. Por consiguiente, en consecuencia:

81 Número Atómico (NA o Z) Observe como cada uno de los elementos de la tabla tienen su propio número. Este número se llama Número Atómico, y dice cuántos Protones existen en el núcleo del átomo de un elemento. Por ejemplo, cada átomo de Hidrógeno tiene un Protón, de manera que existe un número uno en el recuadro del Hidrógeno.

82 Peso Molecular (PM o Masa Molar MM)
Peso molecular del agua (H2O) = = (2 x Peso Atómico de H) + (Peso Atómico del O) = (2 x 1.01) g (16.00) g = g

83 Relación entre Mol, Peso Molecular y Número de Partículas

84 Moléculas e Iones El cambio en el número de electrones de los átomos es fundamental en la química. Si a un átomo neutro se le agrega o remueve electrones, se forma una partícula con carga eléctrica llamada ión. Los iones, al encontrase disueltos en agua, hacen que ésta conduzca la corriente eléctrica. Hay dos tipos de iones:   Catión: ión con carga positiva Anión: ión con carga negativa

85 Moléculas e Iones Por ejemplo, un átomo neutro de Sodio tiene una carga nuclear de +11 y contiene 11 electrones. Si extraemos un electrón formamos un catión: Este proceso puede representarse de forma resumida como:

86 Moléculas e Iones Un átomo neutro de Cloro tiene una carga nuclear de +17 y contiene 17 electrones. Si agregamos un electrón formamos un anión.