Bienvenidos

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. 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. • John Dalton (1808)

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. En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría son: • 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos. • 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. 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. • 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.

10. 1897 J.J. Thomson • Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. • 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 ATOMICO NUMERO MASICO E Z A SIMBOLO DEL ELEMENTO

21. 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

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. 1 3 2 H H H 1 1 1 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 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. 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. Decaimiento alfa (). Estas partículas alfa consiste en un agregado de dos protones y dos neutrones 24 Mg 24 Na 226 Ra 11 12 88 Son idénticas a núcleos de helio (4He), por lo que su carga es +2e y su número de masa es 4. 0 b. -1 222 Cuando un núcleo emite una partícula alfa, pierde 2 unidades de carga y 4 de masa, transformándose en otro núcleo Rn 86 4 a 2 + è + è TIPOS DE DECAIMIENTO RADIACTIVO 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 comopartícula 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.

31. 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

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

34. Los niveles de Energía Los Niveles de Energía • Los nivelesenergéticos en un átomo se puedenvisualizarcomo un hotel en el cuallasmejoreshabitacionesdoblesestán 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 electronescomo los inquilinostratarán de ocuparprimerolasmejoreshabitaciones del piso 1 y cuando se llenetodo el piso, los demásinquilinoscomenzarán a ocupar el segundo.

37. Niveles y subniveles • Los niveles de energíatienenciertossubnivelescomo: s, p, d y f. EL primer nivel de energíaconsta de un solo subnivel (1s), el segundoniveltiene dos subniveles (2s y 2p), el nivel 3 poseetressubniveles (3s,3p y 3d) y asísucesivamente.

38. Capacidad de electrones en cada subnivel

40. El principio de exclusión de Pauliestablece 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 Hundestablecequeelectronescuyogiroesigualdebenocupartodos los orbitalesquetienenigualenergía, antes de que electrones adicionales que tengan espines opuestos puedan ocupar los mismos orbitales. 1s22s2 2p3

43. Aluminio (Z=13) 1s22s2 2p6 3s2 3p1 Argón (Z=18) 1s22s22p6 3s2 3p6

44. Configuración Electrónica