Exactitud: Cuan cerca está una medición de un valor aceptado como real. Precisión: Cuanto concuerdan 2 o más mediciones de una misma cantidad.

J. Dalton: A New System of ChemicalPhylosophy, 1808.

TEORIA ATÓMICA DE DALTON: Los elementos están formados por partículas elementales extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos y diferentes a los de otro elemento. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre 2 de los elementos presentes siempre es un número entero o fracción sencilla. Una reacción química sólo implica la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.

Ley de las Proporciones Definidas: Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en las mismas proporciones de masa. Ley de las Proporciones Múltiples: Si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro, mantiene una relación de números enteros pequeños.

Radioactividad: Emisión espontánea de partículas y/o radiación

Electrones, Protones y Neutrones. Estructura del átomo: Átomo: Unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Partículas Subatómicas: Electrones, Protones y Neutrones.

Descubrimiento del Electrón: J.J. Thomson ~1897 Estudió los rayos catódicos. Mediante campos eléctricos y magnéticos comprobó que se trataba de partículas de carga negativa. Determinó su velocidad y el cociente e/m. Campo Eléctrico Campo Magnético Punto X  A C B Obtuvo la relación carga / masa del electrón: -1.75x108 C/g Los rayos catódicos están formados por partículas negativas llamadas electrones.

Experimento de Millikan: Carga del electron. A través de la medición de la velocidad de caída: qe = -1.6022x10-19 C me = 9,10x10-28 g

Descubrimiento del Núcleo Atómico: E. Rutherford ~1910 qe = qp mp = 1,67262x10-24 g Empleo partículas positivas Alfa (). Concluyo que el nucleo es un denso conglomerado de partículas positivas llamadas protones.

Descubrimiento del Núcleo Atómico: E. Rutherford ~1910 qe = qp mp = 1,67262x10-24 g Empleo partículas positivas Alfa (). Concluyo que el nucleo es un denso conglomerado de partículas positivas llamadas protones.

Descubrimiento del Neutron: J. Chadwick, 1932 Desmostro la existencia de Neutrones: Partículas no cargadas con una masa ligeramente manyor que la del protón.

RESUMEN Partícula Masa (g) Carga (C) Carga unitaria Electrón 9,109x10–28 -1,602x10-19 -1 Protón 1,672x10–24 +1,602x10-19 +1 Neutrón 1,675x10–24

Número Atómico, Másico e Isótipos. Número Atómico (Z): Número de protones (p+) en el núcleo de un átomo. Número Másico (A): Número total de protones (p+) y neutrones (N°) en el núcleo de un átomo. Isótopos: Átomos que tienen mismo número atómico pero distinto número másico.

Iones y Moléculas. Molécula: Agregado de por lo menos 2 átomos en una disposición espacial definitiva que están unidos a través de enlaces químicos. Iones: Átomo o grupo de átomos que tienen una carga neta positiva o negativa. Perdida de electrones  Carga neta Positiva = Cation. Ganancia de electrones  Carga neta Negativa = Anion.

Mecánica Quántica: Define la región probabilística en la que se Mecánica Quántica: Define la región probabilística en la que se puede encontrar un electrón en un momento dado. ECUACIÓN de SCHÖDINGER Los electrones no se encuentran en orbitas si no que en zonas de probabilidad, estas zonas se conocen como orbitales atómicos

Números Quánticos: Necesarios por la mecánica quántica para describir la distribución de los electrones. Número quántico principal (n): Define la energía del orbital, a mayor valor de “n” el orbital está más lejos del núcleo del átomo. n = 1, 2, 3,…, Número quántico angular (l): Entrega la forma del orbital. l = 0,…,(n – 1) l 1 2 3 4 5 Orbital s p d f g h

Número quántico magnético (ml): Orientación del orbital en el espacio. -l ,(-l + 1)…,0,…(+l – 1), +l Número quántico de spin (ms): Muestra el poder magnético de los electrones (como un imán). +1/2 (  ) o -1/2 (  ) ORBITALES ATÓMICOS n l ml N° Orbitales Descripción 1 1s 2 2s -1, 0, 1 3 2px, 2py, 2pz 3s 3px, 3py, 3pz -2, -1, 0, 1, 2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz, 3dx2-y2, 3dz2

Forma de los orbitales Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales s (arriba), p (abajo) y d (a la derecha). En los tres casos, los volúmenes corresponden al 75% de probabilidad.

Forma de los orbitales Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales f (probabilidad del 75%)..