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Diapositiva 1

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Title: Diapositiva 1 Author: Graciela Arias Garcia Last modified by: Graciela Arias Garcia Created Date: 5/3/2010 9:24:28 PM Document presentation format – PowerPoint PPT presentation

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Title: Diapositiva 1


1
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 10. 10.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 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093 10-28 g,
NEUTRÓN Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masa ligeramente superior a la del protón (mneutrón1.675 10-24 g)
PROTÓN Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón (mprotón1.673 10-24 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 (1891-1972). 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 1.67262 10-24 1
Neutrón 1.67493 10-24 0
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
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 PostuladoLos electrones giran alrededor
del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir
energía Segundo PostuladoLos 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 (n1, 2, 3, ...)
llamado número cuántico principal, que vale 1
para la primera órbita, 2 para la segunda,
etc.Tercer postuladoCuando 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.
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El número cuántico principal (n) describe el
tamaño del orbital, por ejemplo los orbitales
para los cuales n2 son más grandes que aquellos
para los cuales n1. Puede tomar cualquier valor
entero empezando desde 1 n1, 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 n5, 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 l2, 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 2l1. 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
l0 l1 l2 l3
ml0 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
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FORMA Y TAMAÑOS DE LOS ORBITALES
26
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
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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)
28
(No Transcript)
29
Grupos o Familias
IA
IIA
VIIA
VIIIA
Li
Mg
He
F
Na
Ne
K
Ba
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
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.
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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 Iónicos
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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.
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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 4.0 - 4.0 0 4.0 - 2.1   1.9 4.0 - 1.0 3.0
Tipo de enlace Covalente    no polar Covalente  polar Iónico
37
(No Transcript)
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.
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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
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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.
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ENLACE IONICO
CaracteristicasEsta 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
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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
808C
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(No Transcript)
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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.
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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
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