Bienvenidos Carol M. Barahona P..

Presentación del tema: "Bienvenidos Carol M. Barahona P.."— Transcripción de la presentación:

1 Bienvenidos Carol M. Barahona P.

2 Tema I: Estructura Atómica
Partículas Subatómicas Relación con el Nº atómico(Z) y Nº másico Tema II: Moléculas Orgánicas y Grupos Funcionales Hidrocarburos comunes (metano, etano, propano, benceno, etc.) Principales Grupos Funcionales: alcoholes, aldehídos, cetonas y ácidos carboxílicos Tema III: Electricidad Ley de Ohm Circuito en serie y en paralelo Unidades de medida de la resistencia, voltaje y de la intensidad de corriente eléctrica.

3 De célula a átomos. Biomoléculas Compuestos Átomos

4 TEORIA ATOMICA

5 Demócrito El filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles

6 John Dalton (1808) La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Quimica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

7 Modelos atómicos Dalton (no es propiamente un modelo)
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,iguales entre sí en cada elemento químico.

8 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría son: 2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.

9 4.En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. 3.Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.

10 Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. 1897 J.J. Thomson De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

11 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

12 La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños.                                                                                                                                                                                                     Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas.

13 Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente. Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío Observe que solo cuando el rayo choca con el núcleo del átomo hay desviación.

14 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

15 ESTRUCTURA DEL ATOMO Cada elemento químico está constituido por átomos. Cada átomo está formado por un núcleo central y 1 o más capas de electrones. Dentro del núcleo residen partículas subatómicas: protones (de carga +) y neutrones (partículas del mismo peso, pero sin carga).

16 ESTRUCTURA DEL ATOMO PROTONES NUCLEO NEUTRONES ELECTRONES

17 Los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones.
Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas.

18 En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

19 Pregunta Extra

20 Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z. NUMERO MASICO NUMERO ATOMICO E A Z SIMBOLO DEL ELEMENTO

21 igual al número total de
La suma del número de protones + neutrones Número que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear. NUMERO MASICO E A NUMERO ATOMICO Z

22 PARA LOS SIGUIENTES ELEMENTOS
Fe Encuentre Número atómico (Z) Masa Atómica (A) Cantidad de e, p, n Ca Cu

23

24 ISOTOPOS Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones. Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

25 ISOTOPOS DEL HIDROGENO
El número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos con el mismo comportamiento químico pero distinta masa. El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya carga está equilibrada por un electrón.

26 Número atómico y número másico.
Número atómico (Z): es el número de protones que tiene un átomo. Es distinto para cada elemento. Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo atómico. (A = Z + N) Isótopos: son átomos del mismo elemento que difieren en el nº de neutrones (N).

27 ISOTOPOS Con el tiempo, en 1913, algunos científicos descubrieron que existían algunos elementos que presentaban diferentes pesos atómicos. Frente a este descubrimiento, el Ingles F Soddy, decide llamarlos Isótopos. ISOTOPO: Átomos de un mismo elemento que poseen las mismas propiedades químicas, pero distinta masa El hidrógeno se presenta en la naturaleza de tres formas, es decir presenta tres isótopos H 1 3 2 Isótopos del hidrógeno

28 Radiactividad En Febrero de 1896, el físico francés Henri Becquerel, halló una nueva propiedad de la materia la “Radiactividad". Se descubre que ciertos elementos tenían la propiedad de emitir radiaciones semejantes a los rayos X en forma espontánea.

29 Se dice entonces que los núcleos son radiactivos
Los núcleos pueden transformarse unos en otros, o pasar de un estado energético a otro, mediante la emisión de radiaciones Se dice entonces que los núcleos son radiactivos Esta transformación o decaimiento sucede de manera espontánea en cada núcleo, sin que pueda impedirse mediante ningún factor externo Nótese, además, que cada decaimiento va acompañado por la emisión de al menos una radiación

30 + Ra Rn a Mg Na è è TIPOS DE DECAIMIENTO RADIACTIVO
Decaimiento alfa (). Estas partículas alfa consiste en un agregado de dos protones y dos neutrones Son idénticas a núcleos de helio (4He), por lo que su carga es +2e y su número de masa es 4. Cuando un núcleo emite una partícula alfa, pierde 2 unidades de carga y 4 de masa, transformándose en otro núcleo 226 Ra 88 222 Rn 86 4 a 2 + è Decaimiento beta (). La partícula beta que se emite es un electrón, con su correspondiente carga y masa En vista de que los núcleos no contienen electrones, la explicación es que un neutrón del núcleo se convierte en un protón y un electrón; el protón permanece dentro del núcleo y el electrón escapa como partícula beta. El número de masa del núcleo resultante es el mismo que el del núcleo original, pero su número atómico se ve aumentado en uno, conservándose así la carga. 24 Mg 11 Na 12 è b. -1 +

31 Isótopos usados en medicina
APLICACIONES Isótopos usados en medicina Una de las aplicaciones de los isótopos es la fotografía de rayos gamma, al paciente se le inyecta un isótopo que emita radiación gamma y se recoge la radiación emitida de forma que se obtiene una foto de la zona deseada, como por ejemplo el cerebro que se observa en la fotografía.

32 EJEMPLOS RADIOISÓTOPO USOS Carbono 14
Fechado radiactivo de fósiles y seres vivos. Uranio 238  Determinación de la edad de las rocas. Tecnecio 99  Formación de imágenes de cerebro, tiroides, hígado, riñón, pulmón y sistema cardiovascular Yodo 131  Diagnóstico de enfermedades de la tiroides. Fósforo 32  Detección de cáncer en la piel. Rastreo genético de DNA. Hierro 59  Detección de anemia Talio 201  Formación de imágenes del corazón

33 Configuración Electrónica
Como se disponen los electrones en cada una de las orbitales

34 Los niveles de Energía Los Niveles de Energía
Los niveles energéticos en un átomo se pueden visualizar como un hotel en el cual las mejores habitaciones dobles están en el primer piso.

35 Distribución de Electrones por Niveles de Energía
ATOM’S HOTEL Séptimo Nivel Sexto Nivel Quinto Nivel Cuarto Nivel Tercer Nivel Segundo Nivel Primer Nivel

36 ATOM’S HOTEL Los electrones como los inquilinos tratarán de ocupar primero las mejores habitaciones del piso 1 y cuando se llene todo el piso, los demás inquilinos comenzarán a ocupar el segundo.

37 Niveles y subniveles Los niveles de energía tienen ciertos subniveles como: s, p, d y f. EL primer nivel de energía consta de un solo subnivel (1s), el segundo nivel tiene dos subniveles (2s y 2p), el nivel 3 posee tres subniveles (3s,3p y 3d) y así sucesivamente.

38 Capacidad de electrones en cada subnivel
2 p 6 d 10 f 14

39 Nivel de energía (n) Subniveles (l) Orbitales (m) 1 s 2 p 3 d 5 4
5,6,7 f 14 Tabla de niveles, subniveles y orbitales.

40 El principio de exclusión de Pauli establece que un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico, pero si los electrones tienen espines opuestos.

41 Espín o giro para los dos electrones que ocupan un mismo orbital
El primer electrón se representa con una flecha hacia arriba , describiendo el giro del electrón a favor de las manecillas del reloj y el segundo se representa con una flecha hacia abajo, indicando que el espín del electrón es en contra de las manecillas del reloj. + 1/2 - 1/2

42 Regla de Máxima Multiplicidad
Nitrógeno (Z=7) Regla de Hund establece que electrones cuyo giro es igual deben ocupar todos los orbitales que tienen igual energía, antes de que electrones adicionales que tengan espines opuestos puedan ocupar los mismos orbitales. 1s s p3

43 Aluminio (Z=13) 1s s p s p1 Argón (Z=18) 1s s p s p6

44 Configuración Electrónica