1.Teoría atómica de la materia 2.Modelo atómico de Thomson

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1 1.Teoría atómica de la materia 2.Modelo atómico de Thomson
1.2 TEORÍAS ATÓMICAS El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar las semejanzas y diferencias entre las propiedades químicas de los elementos. La mayoría de las reacciones químicas implican una reorganización de la estructura electrónica externa de los átomos. 1.Teoría atómica de la materia 2.Modelo atómico de Thomson 3.Modelo atómico de Rutherford 4. Isótopos, números atómicos y números másicos 5. La naturaleza ondulatoria de la luz 6 .Energía cuantizada y fotones 7. Modelo atómico de Bohr 8.Dualidad onda-partícula 9.Principio de Indeterminación de Heisenberg Mecánica cuántica y orbitales atómicos

2 1.TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIA
Átomo es la porción más pequeña de la materia. El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. En la actualidad no cabe pensar en el átomo como partícula indivisible, en él existen una serie de partículas subatómicas de las que protones, neutrones y electrones son las más importantes. Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza.

3 La nube de carga electrónica constituye de este modo casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa una pequeña parte de su masa. Los electrones, particularmente la masa externa determinan la mayoría de las propiedades mecánicas, eléctrica, químicas, etc., de los átomos. Un conocimiento básico de la estructura atómica es importante en el estudio básico de los materiales de ingeniería

4 ELECTRÓN Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 · Coulomb y masa igual a 9,1093 · g, NEUTRÓN Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 · g) PROTÓN Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 · Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón (mprotón=1.673 · g).

5 MODELOS ATÓMICOS

6 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades. 3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes. 4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos. 5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas). Para Dalton los átomos eran esferas macizas.

7 MODELO ATÓMICO DE THOMSON
1897, J.J Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos.1 El tubo de rayos catódicos era un recipiente cerrado de vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan con el extremo opuesto del tubo de cristal. Thomson descubrió que los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico. (además de desviarse con los campos magnéticos) . Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones

8 El modelo comúnmente aceptado era el que a principios del siglo XX propuso Joseph John Thomson, quién pensó que la carga positiva necesaria para contrarrestar la carga negativa de los electrones en un átomo neutro estaba en forma de nube difusa, de manera que el átomo consistía en una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual estaban embebidos los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva.

9 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del átomo. Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares. La suma de las cargas eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.

10 El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). .Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto número de ellas era desviado significativamente. Protones: partículas del núcleo con carga positiva

11 EL NEUTRÓN Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con partículas alfa, el metal emitió una radiación de muy alta energía, similar a los rayos Gamma Experimentos posteriores demostraron que esos rayos realmente constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones debido a que se demostró que eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de las masas ahora podía explicarse. James Chadwick ( ). Físico británico. En 1935 recibió el Premio Nobel de física por demostrar la existencia de los neutrones.

12 Masa y carga de las partículas subatómicas
Partícula Subatómica Masa (g) Carga Unitaria Protón × 10-24 +1 Neutrón × 10-24 Electrón 9,10939 × 10-28 -1

13 NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO DE MASA E ISÓTOPOS
Los átomos se pueden identificar por el número de protones y neutrones que contienen. El número atómico “Z” es el número de protones que existen en el núcleo.En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones que lo rodean. Por ejemplo: el Número atómico del flúor es 9. Esto es tiene 9 protones y 9 electrones. El número másico del átomo "A” es la suma del número de protones y neutrones en el núcleo.

14 ISOTOPOS En general, el número de masa está dada por:
Número de masa= número de protones + número de neutrones = número atómico + número de neutrones Número de neutrones= Número de masa –número atómico (A-Z) ISOTOPOS No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico.

15 El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada uno tiene un nombre diferente
hidrógeno              deuterio                  tritio                     La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en su núcleo.                         Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio: los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238.

16 Modelo atómico de Bohr La estructura electrónica de un átomo describe las energías y la disposición de los electrones alrededor del átomo. La teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte de los átomos con el comportamiento de los electrones, en concreto con la distancia a la que éstos se encuentran del núcleo. El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados:

17 Primer Postulado: Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía Segundo Postulado: Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2p. siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad, r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda, etc. Tercer postulado: Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.

18 Bohr describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.

19 Representación de las órbitas n distancia 1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4
8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 Å n= #cuántico principal Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber" energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original,  el electrón necesita emitir  la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación).

20 MECÁNICA CUÁNTICA Y ORBITALES ATÓMICOS
Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo de Schrödinger) ( Premio Nobel de Física 1933), apoyándose en el concepto de dualidad onda-partícula. El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n) para describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón.

21 Ecuación de Schrödinger
Las funciones de onda, , son funciones matemáticas que dependen de unas variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético (m). Estos números describen el tamaño, la forma y la orientación en el espacio de los orbitales en un átomo.

22 l = 1 orbital p (principal) l = 3 orbital f (fundamental)
El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc. El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Los orbitales atómicos se designan en función del valor del número cuántico secundario, l, como: l = 0    orbital s (sharp) l = 1    orbital p (principal) l = 2    orbital d (diffuse) l = 3    orbital f (fundamental)

23 El número cuántico magnético (m), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2. El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.

24 CAPAS Y SUBCAPAS PRINCIPALES
El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores permitidos de ml para un valor particular de l, por lo que el número de orbitales en una subcapa es 2l+1. Los nombres de los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen orbitales s orbitales p orbitales d orbitales f l=0 l=1 l=2 l=3 ml=0 ml=-1, 0, +1 ml=-2, -1, 0, +1, +2 ml=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 un orbital s en una subcapa s tres orbitales p en una subcapa p cinco orbitales d en una subcapa d siete orbitales f en una subcapa f

25 FORMA Y TAMAÑOS DE LOS ORBITALES
p d f 2e- 6e- 10e- 14e-

26 Notación desarrollada
Configuración electrónica Acomodo de los electrones de un elemento en los diferentes orbitales y capas Ejemplo: 40 Ca 20 Número atómico 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Notación desarrollada Notación con flechas 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s Notación con flechas de la capa de valencia 4s Notación en base al gas noble inmediato anterior [Ar] 4s2

27 TABLA PERIODICA División de los elementos: 1)Metales : Buen conductor del calor y de la electricidad. GRUPO 1A: metales alcalinos GRUPO 2A: metales alcalinotérreos 2)No metales: Mal conductor del calor y de la electricidad (16) GRUPO 7A: halógenos GRUPO 8A: gases nobles 3) Metaloides: Propiedades intermedias entre metal y no-metal (8)

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29 Representación por puntos de los electrones de valencia
Símbolo de Lewis Representación por puntos de los electrones de valencia 40 20 Ca [Ar] 4s2 Grupos o Familias IA IIA VIIA VIIIA Li Mg F He Na Ca Cl Ne K Ba Br Ar

30 TABLA PERIODICA Radio atómico Radio iónico Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad

31 Los radios atómicos aumentan en términos generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo . Los radios iónicos, en general, aumentan al descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo. Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros y los aniones son mayores.

32 POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Las energías de ionización miden la fuerza con que el átomo retiene sus electrones Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos. El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente

33 En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico.
Variación periódica Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá. En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En cada segmento periódico, los gases raros tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.

34 Energía de ionización Tendencia del elemento Tipo de compuesto Baja  Perder electrones y dar iones positivos Iónicos Elevada Compartir electrones Covalentes Muy elevada Ganar electrones y dar iones negativos

35 ELECTROAFINIDAD La variación de afinidad electrónica dentro del sistema periódico es similar a la variación del potencial de ionización. A partir de estas dos propiedades se puede analizar hasta que punto un átomo neutro está satisfecho con su número de electrones. A mayor potencial de ionización y electroafinidad, mayor es la apetencia electrónica (electronegatividad) de la especie Los elementos que tienen mayor actividad química son los que tienen un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad electrónica muy grande.

36 ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que un átomo atrae un par de electrones de un enlace. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste. Los compuestos formados por elementos con electronegatividades muy diferentes tienden a formar enlaces con un marcado carácter iónico Compuesto F2 HF LiF Diferencia de  electronegatividad = 0 =  1.9 = 3.0 Tipo de enlace Covalente    no polar Covalente  polar Iónico

37 Electronegatividad Capacidad de un elemento para retener sus propios electrones

38 Variación Periódica Las electronegatividades de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba dentro de cada grupo. Las variaciones de electronegatividades de los elementos de transición no son tan regulares. En general, las energías de ionización y las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

39 ENLACE ATÓMICO

40 ENLACE QUÍMICO: Se forma entre 2 átomos que se atraen entre sí a través de sus electrones de valencia desapareados Óxido de Magnesio Ocurre luego de la transferencia total de e- entre dos átomos Enlace iónico Óxido de Níquel Dicromato de Potasio Resulta luego de compartir uno o más pares de e- entre dos átomos Azufre Enlace covalente Bromo Sacarosa Ocurre sólo entre átomos metálicos rodeados por más átomos iguales en donde los e- se mueven libremente por toda la estructura del metal Magnesio Enlace metálico Oro Cobre

41                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                              

42 ENLACE QUIMICO Los enlaces quimicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los atomos. Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace. Regla del octeto. Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto. EL último grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una configuracion estable.

43 ENLACE IONICO Caracteristicas: Esta formado por metal + no metal No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales: ceden electrones formando cationes Los no metales: aceptan electrones formando aniones. Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes caracteristicas: Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Tienen altos puntos de fusion y ebullicion. Son solubles en solventes polares como el agua

44 Disposicion de los iones en un cristal de cloruro de sodio
El cloruro de sodio es un sólido cristalino de forma cúbica que tiene un punto de fisión de 808°C Na + Cl Na+ Cl-

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46 ENLACE COVALENTE Caracteristicas:
Esta basado en la comparticion de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN. Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen. Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son: Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso. Son malos conductores del calor y la electricidad. Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes no-polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

47 Enlaces covalentes sencillos
Enlaces covalentes múltiples: dobles ó triples

48 Formaldehído 3-Cloropropanol n-Propanol

49 Enlace iónico Enlace covalente polar Enlace covalente no polar