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MATERIA, ATOMOS, MOLECULAS Y REACCIONES
Temas
1.1 Teoría Atómica.
1.2 Modelos Atómicos.
1.3 Estructura del Átomo.
1.4 Numero atómico, numero de masa e isótopos.
1.1 TEORIA ATOMICA
La teoria atómica, es una teoría de la naturaleza de la materia que afirma:
La materia está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos.
En el siglo V AC el filósofo Democrito fué el primero en proponer esta idea.
Concepto básico 1.1
Historia 1.1
La idea fue criticada
por filósofos como
Platón y Aristóteles.
Solo hasta el siglo XIX
de nuestra era, el
desarrollo científico
empezó a apoyar la
idea de la teoría
atómica
Historia 1.1
En 1808 John Daltón
formula la primera
descripción precisa
de las partículas a las
que llamó átomo
“indivisible”
Punto de partida de la
química moderna.
Quiz 1.1-1: Teoría atómica (Parejas)
1.1
1- ¿Cual es el enunciado
principal de la teoría
atómica?
2- ¿Quien fue el primer
hombre en postular la
idea?
3- ¿Quien fue el primer
hombre en soportar
científicamente la idea?
1.2 MODELOS ATOMICOS
Modelo atómico 1.2
Es una forma de
visualizar un
átomo y de
representar en el
papel sus
propiedades
físicas y químicas.
Modelo atómico 1.2
El modelo atómico describe a un átomo, del
mismo modo en que un mapa describe un
área geográfica.
Los modelos atómicos 1.2
Con el avance de la
ciencia, los modelos
atómicos han
cambiado.
Principales:
•Dalton•Thomson•Rutherford•Bohr•Schródinger
Modelo de Dalton 1.2
1- Los elementos
están formados por
partículas discretas,
diminutas, e
indivisibles llamadas
átomos, que
permanecen
inalterables en
cualquier proceso
químico
Modelo de Dalton 1.2
2- Los átomos de un
mismo elemento son
todos iguales entre sí
en masa, tamaño y en
cualquier otra
propiedad física o
química.
Modelo de Dalton 1.2
3- En las reacciones químicas,
los átomos ni se crean ni se
destruyen, solo cambian su
distribución
Modelo de Dalton 1.2
4- Cuando dos o más
átomos de diferentes
elementos se
combinan para
formar un mismo
compuesto lo hacen
siempre en
proporciones de
masa definidas y
constantes.
Exitos del modelo de Dalton 1.2
Definición de los conceptos de:
Átomo: partícula más pequeña de elemento
que conserva sus propiedades.
Elemento: sustancia que está formada por
átomos iguales.
Compuesto:sustancia fija que está formada
por átomos distintos combinados en
proporciones fijas
Una mirada al modelo de Dalton 1.2
Modelo de Thomson 1.2
El átomo está
compuesto por
electrones de carga
negativa en un átomo
positivo, como pasas
en un budín.
Se pensaba que los
electrones se
distribuían
uniformemente
alrededor del átomo.
Modelo de Thomson 1.2
En otras ocasiones,
en lugar de una sopa
de carga positiva se
postulaba con una
nube de carga
positiva.
Exitos del modelo de Thomson 1.2
Definición de los conceptos de:
Estructura: El atomo está compuesto por
mas de una sola estructura en este caso
electrones (–) y la matriz (+).
Cargas: reconocer al átomo como una
estructura con cargas.
Electrón: partículas con cargas negativas
que hacen parte de los átomos.
Una ultima mirada al modelo de
Thomson
1.2
Modelo de Rutherford 1.2
Los electrones (-)
orbitan en ese espacio
vacío alrededor de un
minúsculo núcleo
atómico (+), situado en
el centro del átomo
Modelo de Rutherford 1.2
Modelo de Rutherford 1.2
Exitos del modelo
de Rutherford
1.2
Definición de los conceptos de:
Núcleo: lugar donde se encuentra la carga (+) del
átomo de forma densa.
Órbitas: Los electrones se mueven alrededor del
átomo
Vacío: los electrones se mueven en el vacío.
Una última mirada al modelo
de Rutherford
1.2
Modelo de Bohr 1.2
Extensión del modelo
anterior. Posee los
siguientes postulados.
Modelo de Bohr 1.2
1- Los electrones
orbitan el núcleo del
átomo en niveles
discretos y cuantizados
de energía.
Es decir, no todas las
órbitas están
permitidas, tan sólo un
número finito de éstas.
Modelo de Bohr 1.2
2- Los electrones
pueden saltar de un
nivel electrónico a otro
sin pasar por estados
intermedios.
Modelo de Bohr 1.2
3- El salto de un
electrón de un nivel
cuántico a otro implica
→ la emisión o
absorción de un único
cuanto de luz (fotón)
Modelo de Bohr 1.2
4- Las órbitas
permitidas tienen
valores discretos o
cuantizados del
momento angular
orbital L.
Cada órbita posee un
símbolo o NUMERO
CUANTICO PRINCIPAL
Simbolos que determinan los luygares, tamaños y formas de las nubes de electrones alrededor de los nucleos.
Cuando se reparten los electrones entre los números cuánticos se genera una configuración electrónica
Numeros cuanticos, modelo de
Bohr
1,2
Numero principal o numero (n):
describe la cantidad de niveles que posee un átomo.
Los niveles mas bajos tienen menor energía y una menor capacidad para cargar electrones.
Numeros cuanticos, Modelo de
Bohr
1.2
Numero principal o numero (n):
Los electrones pueden saltar entre niveles.
Cuando un electrón absorve un cuantum de energía este salta al siguiente nivel. → electron exitado
Números cuánticos, Modelo de
Bohr
1.2
Exitos del modelo de Bohr 1.2
Definición de los conceptos de:
Niveles: zona del espacio donde se encuentran
los electrones.
Números cuánticos: descripciones detalladas de
los orbitales. Solo el primero (n).
Modelo funcional: describe las propiedades de los
átomos, no representa la forma real de estos.
Una última mirada al modelo de
Bohr
1.2
Taller: Ta 1.2-1 Dibujando los átomos
de Bohr
1.2
El taller será presentado en grupos de 4.
Modelo de Schródinger 1.2
1-Los electrones de un mismo
nivel se “mueven de forma
diferente”, en otras palabras,
existen subniveles.
2-No se puede conocer al
mismo tiempo la posición y la
dirección de un electrón, solo
la región donde es mas fácil
encontrarlo.
Modelo de Schródinger 1.2
Los subniveles
(orbitales), o sea
las regiones donde
es mas fácil
encontrar a los
electrones, poseen
formas definidas y
diferenciadas.
Números cuánticos, M.
Schródinger
1.2
Segundo número cuántico, azimutal o
numero (l)
Describe la cantidad de los orbitales, las
zonas en las que se mueven los
electrones.
Numeros azimutales l:
0 = s → 2 e-
1 = p → 6 e-
2 = d → 10 e-
3 = f → 14 e-
4 = g → 18 e- hipotético
5 = h → 22 e- hipotético
5 = i → 26 e- hipotético
Cada número azimutal contiene 1 o varios orbitales con formas diferentes.
Números cuánticos,M. Schródinger 1.2
Número magnetico (ml):
Describe la cantidad y forma de los orbitales electrónicos (nubes de electrónes). Cada orbital (ml) posee una capacidad de 2 electrónes
Número de spin (ms):
Describe el giro de un electrón en una nube de electrónes, +1/2 o -1/2.
Números cuánticos,M. Schródinger 1.2
Numero azimutal (l)=0
Tambien denominado s. Posee forma esferica.
Solo posee un numero magnetico ms, y su capacidad es de 2 electrones
Números cuánticos,M. Schródinger 1.2
Números cuánticos,M. Schródinger 1.2
Número cuántico azimutal (l)= 1
También denominado p. Posee tres
números ml cada uno con capacidad para
2 electrones.
Números cuánticos,M. Schródinger 1.2
Número cuántico azimutal (l)= 2
También denominado d. Posee cinco
números ml cada uno con capacidad para
2 electrones.
Números cuánticos,M. Schródinger 1.2
Número cuántico azimutal (l)= 3
También denominado f.
Uso de los modelos 1.2
El modelo de Schródinger
es el mas especifico en
cuanto a descripción de la
forma real del átomo.
Pero otros modelos
especialmente el de
Dalton o el de Bohr se
siguen usando, todo
depende de las
necesidades que se
tenga.
Uso de los modelos 1.2
Dalton → visualizar
grandes macro moléculas
Bohr → visualizar las
propiedades químicas y
las reacciones de forma
matemática/algebraica.
Schródinger → visualizar
las propiedades físicas y la
geometría de las
moléculas
Uso de los modelos 1.2
De aquí en adelante
estudiaremos
detenidamente los detalles
de los modelos de Bohr y
de Schródinger.
1.3 ESTRUCTURA ATOMICA
Estructura del átomo 1.3
El átomo se compone de
un núcleo de carga
positiva formado por
protones y neutrones, en
conjunto conocidos como
nucleones, alrededor del
cual se encuentra una
nube de electrones de
carga negativa
Los Protones y Neutrones 1.3
Protones: Partículas
subatómicas con carga
positiva. Su masa es cerca
de 1800 veces mas grande
que la del electrón.
Neutrones: partículas
subatómicas con carga
neutral. Su carga es similar
a la del protón.
Los Electrones 1.3
Partículas subatómicas
con carga negativa.
Estructura del átomo 1.3
El átomo de un elemento
puro es neutral, la cantidad
de electrones es igual a la
cantidad de protones.
1.4 NUMERO ATOMICO, NUMERO DE MASA E
ISOTOPOS
LOS NUMEROS 1.4
El numero atómico o
numero Z: # de protones
en un átomo.
El numero de masa o
numero A: # total de
protones y neutrones en el
numero del átomo.
Z= 3
A= 6
Expresión de los numeros Z y A 1.4
Algunas relaciones matematicas 1.4
La masa de un átomo es igual a la suma de las
masas de protones y neutrones.
Protones= 4 = Z
Neutrones= 5
Masa de protón=masa del
neutrón= 1 uma
Masa atómica = A = 4 uma+
5uma =9 uma
Isótopos 1.4
La diferencia entre un átomo de hidrógeno y
helio está dada por la cantidad de protones y
electrones, todos los átomos de hidrógeno
tienen 1 electrón y 1 protón
Sin embargo:
Isótopos 1.4
Grupos de átomos con el mismo numero
atómico (Z) pero con un diferente numero de
masa A.
Con Otro ejemplo, considere dos isótopos
comunes del uranio:
Isótopos 1.4
Isótopos 1.4
Las propiedades químicas dependen de →
protones y neutrones.
Los isotopos poseen propiedades químicas
semejantes.
Sus propiedades físicas son diferentes,
pues unos son mas inestables →
radioactivos
Tarea 1-2: Traer tabla periodica 1.4