Resumen Clase Anterior

1. Resumen Clase Anterior Al Aluminio K Potasio O2 Oxigeno Ca Calcio Cu Cobre N2 Nitrogeno Au Oro Sr Estroncio Ti Titanio C Carbono Si Silicio Cd Cadmio H2O Agua KNO3Nitrato de Potasio CO2 Dioxido de Carbono CuSO4 Sulfato de Cobre

2. TEORIAS ATOMICAS En la época de los griegos Leucipo y Demócrito (siglo V a IV a. C.) plantearon que cada cosa puede dividirse hasta un cierto límite, que llamaron átomo Significa sin división. Con mucha posterioridad Dalton(1803-1807) desarrolló la primera teoría atómica, que explicó satisfactoriamente las leyes ponderales conocidas hasta ese entonces. Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier. Ley de las proporciones definidas o ley de Proust Ley de la proporciones múltipleso ley de Dalton

3. Teoría de Dalton Esta teoría da inicio a la era de la QUIMICA MODERNA Postulados 1.-Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos 2.-Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en las demás propiedades. Por consiguiente,los átomos de elementos distintos son diferentes 3.-En las reacciones químicas los átomos de un elemento no se trasforman en átomos diferentes. Es decir, los átomos no se crean ni destruyen. 4.-Cuando se combinan átomos de más de un elemento se forman compuestos. Un compuesto dado siempretiene el mismo número relativo de átomos de la misma clase

4. El tercer postulado de la teoría de Dalton es una forma de enunciar la ley de conservación de la masa • Antoine Lavoisier (1789) postuló la ley de la conservación de la masa o ley de conservación de la materia. • “En una reacción química la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la masa de los productos formados”. 24 átomos = 24 átomos

5. El cuarto postulado de la teóría de Dalton es una forma de enunciar la: Laley de la composición constante o ley de las proporciones definidas o ley de Proust (1799): “La cantidad relativa de un elemento en un compuesto particular es siempre la misma, sin importar de donde venga o como haya sido sintetizado” Ejemplo. El agua pura, cualquiera que sea su origen, consiste de un 11% de H y un 89% de O en masa. Implica que cada molécula de agua consta de dos átomos de H y uno de O Análogamente,cada molécula de amoniaco tiene 3 átomos de H y uno de N ¿Cómo se determina la composición porcentual en masa?

6. El NaCl tiene una composición porcentual en masa Porcentaje de mNa= masa del átomo Na x 100 = 22,98977 g x 100 = 39,3374 % masa de molécula NaCl 58,4425 g Porcentaje de mCl= masa del átomo Cl x 100 = 35,4527 g x 100 = 60,6625 % masa de molécula NaCl 58,4425 g ¿Cuál es la relación en masa entre Na y Cl en el NaCl? masa de Cl = 35,4527 = 1,5421 masa de Na 22,98977 ¿Cuántos g de NaCl se formaran si combino 15 g de Cl y 4 g de Na? Sabemos que la relación entre las masas es 1,5421 entonces 4 g de Na x 1,5421 = 6,1684 g de Cl 4 g de Na + 6,1684 g de Cl = 10 g de NaC Aunque haya mayor disponibilidad de un elemento, el compuesto siempre se forma en la misma proporción.

7. A partir de la teoría de Dalton se pudo deducir laley de la proporcionesmúltiples “Si dos elementos A y B se combinan par formar más de un compuesto, las masas de B que se pueden combinar con una dada masa de A lo hacen en proporción de números enteros pequeños” CO % masa oxigeno = 57,1 % = 1,33 % masa carbono 42,9 % CO2% masa oxigeno = 72,7 % = 2,66 % masa carbono 27,3 % Es decir, % masa CO2 = 2,66 = 2 % masa CO 1,33 Ejemplo: Oxígeno en Monóxido de carbono Dióxido de carbono Así, los átomos de O en monóxido y en dioxido de C están en la razón 1:2

8. Estructura Atómica. Electrones, Protones y Neutrones Rayos Catódicos y Electrones. Modelo de Thomson Thomson (1898) postuló que el átomo está constituido por una esfera de carga eléctrica positiva en la cual están incrustadas partículas de carga eléctrica negativa (electrones) (como las pepas en una sandía) Estemodelo explicó la luminiscencia de un gas contenidoen un tubo de descarga a baja presión, y sometido a una diferencia de potencial eléctrico de alto voltaje. Tubo de rayos catódicos.

9. Los rayos catódicos corresponden a un haz de electrones que se origina por la descarga eléctrica desde un electrodo negativo (cátodo) en un tubo al vacío. Rayos catodicos + Desviados por polo + IMAN Se concluyó que los rayos catódicos eran partículas elementales con cargas eléctrica negativa, hoy llamadas electrones (e –). En 1897 estudiando los rayos catódicos, J.J. Thomson encontró que la relación carga/masa del ē era igual a 1,76x108 C/g (Coulombs por gramo).

10. Por otra parte Curie y Bequerel descubrieron el fenómeno de la radioactividad Consistente en la emisión espontánea de tres tipos de rayos, llamados α, β y γ, por parte de sustancias radiactivas Rutherford demostró que los rayos αconsistían de partículas Placas con carga eléctrica Con estas partículas realizó un experimento crucial para comprobar la validez de modelo atómico de Thomson

11. Rutherford (1911). en su experimento, “bombardeó” con partículas αuna lámina delgada de Au Se observó que: - La mayoría de las partículas atravesaron la lámina en línea recta - Algunas se desviaron bastante de su trayectoria - Solo un pequeño porcentaje “rebotó”

12. Modelo de Rutherford De acuerdo a éste el átomo en su mayor parte es “vacío”. Esto es, - Con prácticamente toda su masa concentrada en un núcleo atómico de carga eléctrica positiva. - Con los electrones de carga eléctrica negativa girando alrededor del núcleo en orbitas circulares, a distancias relativamente grandes Parecido a un sistema solar en miniatura Además, Chadwick descubrió el neutrón (n) en el núcleo del atómo; una partícula sin carga eléctrica

13. Visión Atómica Moderna Los átomos están constituidos por partículas subatómicas protones, neutrones y electrones. Los protones y neutrones residen en el núcleo. Los electrones son atraídos por los protones del núcleo debido a la fuerza que existe entre cargas opuestas. Los átomos son eléctricamente neutros Carga (Coulombs) Carga (Unitaria) Partícula Masa (g) Masa (uma) Electrón (e-) 9,1095x10-28 -1,6x10-19 - 1 1,0073 1,0087 Protón (p+) 1,673 x10-24 +1,6x10-19 +1 Neutrón (n) 1,675x10-24 0 0 5,49x10-4 Las masas de las partículas son muy pequeña por lo que se crearon las unidades de masa atómica (uma = 1,66054x10-24 g) La dimensiones atómicas se miden en amstrong (Å). 1Å = 1x10-10 m. Los diámetrosatómicosestánentre 1 Å y 5 Å

14. El diámetro de una moneda de Cu es 19 mm. El diámetro de un átomo de Cu es de 2,6 Å. ¿Cuantos átomos caben en una línea recta de lado a lado de la moneda? El diámetro de un átomo de C es de 1,5 Å. (a) Exprese el diámetro en pm (b) ¿Cuantos átomos caben a lo ancho de una línea de lápiz de 0,10 mm de anchura? • diámetro de un atomo C =(1,5 Å) (b)

15. A 7 X Li Z 3 El número de protones y neutrones identifica al átomo de un elemento. Para estos se han definido los siguientes dos números Número atómico (Z) = Nº de protones que tiene un átomo en su núcleo. Número másico o de masa (A) =Nº de protones más el Nº de neutrones que posee un átomo en su núcleo. Para un elemento de símbolo X estos números se representan como Ejemplo, el átomo más abundante del litio (Li) en su núcleo posee 3 p+ y4 n. Z = 3 y A = 7,entonces En un átomo eléctricamente neutro: Nº de protones = Nº de electrones Por lo tanto, en el ejemplo el Nº de e- también es 3

16. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo Nº de protones en su núcleo, pero el Nº de neutrones generalmente es distinto. 6 7 Li Li 3 3 1 2 3 H (T) H (D) H 1 1 1 Concepto de isótopos Atomos de un mismo elemento con igual Z pero A distinto. Ejemplos:

17. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los siguientes Átomos? 15 20 36 20 28 16 20 21 15

18. TABLA PERIODICA Muchos elementos poseen propiedades físicas y químicas muy similares entre sí. Por ejemplo los elementos: -Litio (Li), sodio (Na) y potasio (K) rubidio (Rb) y cesio (Cs) son metales blandos y muy reactivos. -Helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón ( Xe) son gases que prácticamente no reaccionan El estudio de los elementos (y sus compuestos) se facilita clasificándolos de acuerdo a la ley periódica de Moseley “Las propiedades físicas y químicas de los elementos varían con el aumento del números atómico y son función periódica de la configuración electrónica”. Se refiere como los electrones se disponen en torno del núcleo

19. De acuerdo a la ley anterior los elementos se disponen en la TABLA PERIÓDICA O SISTEMA PERIÓDICO Gases nobles Metales alcalinos Metales alcalinos terreos Calcógenos Halogenos P e r i o d os G r u p o s

20. Grupos especiales de elementos en la tabla periódica Grupo 1A Metales alcalinos Grupo 2A Metales alcalinotérreos Grupo 6A Calcógenos Li, Litio Be, Berilio O, Oxígeno Mg, Magnesio Na, Sodio S, Asufre Ca, Calcio K, Potasio Se, Selenio Rb, Rubidio Sr, Estroncio Te Telurio Cs, Cesio Ba, Bario Po, Polonio Fr, Francio Ra, Radio Grupo 8A.Gases nobles Grupo 7A. Halógenos. He, Helio F, Flúor Ne, Neón Cl, Cloro Ar, Argón Br, Bromo Kr, Kriptón I, Yodo Xe, Xenón

21. UnPeríodocorresponde a una fila en la tabla periódica. Un Grupoes formado por los elementos de una columna de la tabla, estos elementos presentan propiedades físicas y químicas similares. Elementos Metálicos, son elementos que poseen una alta conductividad eléctrica y térmica; exceptuando el Hg son todos sólidos a temperatura ambiente. Elementos no-metalespueden ser sólidos o gaseosos a temperatura ambiente Elementos metaloidesson los elementos que tienen propiedades intermedias entre metales y no-metales, se ubican alrededor de la línea escalonada

22. Iones y compuestos iónicos El núcleo de un átomoNO experimenta cambiosen los procesos químicos ordinarios. Los átomos solo pueden ganar o perder electrones. Si a un átomo neutro le quitamos o agregamos electrones se genera una partículascargada llamadaION. Un ion con carga positiva se denomina catión. Átomo de Na Ion Na+ + e Un ion con carga negativa se denomina anión. Átomo de Cl Ion Cl- En general, átomos metálicos pierden ē y átomos no-metálicos captan ē. Las propiedades químicas difieren mucho entre los átomos y sus respectivos iones.

23. COMPLETAR LA TABLA DE LOS SGTES IONES 24 53 50 28 77 21 54 36 46 1+ 3+ -1 Número de masa Símbolo Químico Número atómico

24. FIN