ESTRUCTURA ATÓMICA

CORTEZ, GONZALO 6ºB 2012

QUIMICA ORGANICA

• FUNDAMENTOS DE LAS TEORIAS ATÓMICAS

• MODELOS ATÓMICOS

• ESTRUCTURA ATÓMICA

A DESARROLLAR:

• PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

LEYES FUNDAMENTALES DE QUÍMICA

LEYES GRAVIMETRICAS

LEYES VOLUMÉTRICAS

-Ley de Lavoisier-Ley de Proust-Ley de Dalton-Ley de Richter

- Ley de Gay Lussac

Ley de conservación de la masa (Lavoisier).

“En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.

Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

Ley de proporciones definidas (Proust).

“Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”.

Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

Ley de proporciones definidas (Proust). Ejemplos.

Azufre + Hierro Sulfuro de hierro 4 g 7 g 0 g

Inicial 11 g Final 4 g 10 g 0 g Inicial 3 g 11 g

Final 8 g 7 g 0 g

Inicial 4 g 11 g Final

Ley de proporciones múltiples (Dalton).

“Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”.

Ley de proporciones recíprocas (Richter)

“Las masas de dos elementos que se combinan con una masa de un tercero, guardan la misma relación que las masas de los dos cuando se combinan entre sí”.

Ley de proporciones recíprocas (Richter). Ejemplo.

Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16 g de oxígeno para dar agua, y 6 g de carbono se combinan también con 16 gramos de oxígeno para dar dióxido de carbono, entonces 2 g de hidrógeno se combinarán con 6 g de carbono al formar metano.

Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).

“A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

Ejemplo de la ley de volúmenes de combi-nación (Gay-Lussac).

1 litro de hidrógeno se combina con 1 litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno.

1 litro de nitrógeno se combina con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco.

1 litro de oxígeno se combina con 2 litros de hidrógeno para dar 2 litros de agua (gas).

Hipótesis de Avogadro.

“A una presión y a una temperatura determinados en un volumen concreto habrá el mismo número de moléculas de cualquier gas”.

Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4 litros.

Postulados de la teoría atómica de Dalton.

Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico.

Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades.

Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades.

Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante.

Ley de Dalton

Ley de Proust

Explicación visual de las leyes de Proust y Dalton a partir de la Teoría atómica

Concepto de mol Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023) de

átomos o moléculas. En el caso de un NA de átomos también suele

llamarse átomo-gramo. Es, por tanto, la masa atómica o molecular

expresada en gramos. Definición actual: El mol es la cantidad de

sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones...) como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12 (12C).

Tipos de fórmulas Molecular.

› Indica el nº de átomos existentes en cada molécula. Empírica.

› Indica la proporción de átomos existentes en una sustancia.

› Está siempre reducida al máximo. Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado

por moléculas con dos átomos de H y dos de O.› Su fórmula molecular es H2O2.

› Su fórmula empírica es HO.

RAYOS CATÓDICOS

EL ELECTRON

Tubo de descarga de Thompson Las partículas de los rayos catódicos

interactuaban con un campo eléctrico (que desvía la pantalla hacia arriba) y otro magnético que actuaba en sentido contrario

Cuando las magnitudes de ambas fuerzas se igualaban la trayectoria era rectilínea

PRIMER MODELO ELECTRONICO DEL ATOMO

Modelo de Thompson

Al descubrir el electrón con carga negativa, se postuló la existencia de una carga positiva para compensarlo, ya que la materia es eléctricamente neutra.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

Dirige haz de partículas hacia placa delgada de oro. La mayoría la atraviesan, otras se desvían muy poco y el 0.001% son desviadas en ángulo agudo o regresan.

RAYOS EMITIDOS

COMPORTAMIENTO DE 38 , ,

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

HIPOTESIS NUCLEAR DE RUTHERFORD

El átomo tiene espacio vacío Tiene un campo eléctrico muy

intenso en una zona muy reducida de espacio que hace posible el rebote de algunas partículas .

Propuso la existencia del protón y del neutrón.

Pero fue Chadwick en 1932 quien probó que la relación He:H es 4:1

TEORIA DE M. PLANCK

Los cuerpos del microcosmos (electrones, nucleones, átomos y moléculas) absorben y emiten luz de manera discontinua, en pequeños paquetes de energía llamados cuantos de energía (latín QUANTUM “cantidad elemental”

LA LUZ Y LOS FOTONES Einstein, basado en la teoría de

Planck, lanzo la hipótesis de que la luz estaba formada por corpúsculos, que luego fueron llamados fotones, con energía E=hv

Esto explicaba el fenómeno fotoeléctrico (el desprendimiento de electrones de la superficie de un metal que se ilumina con luz de alta frecuencia.

MODELO DE BOHR

Los electrones en los átomos presentan solo ciertos niveles energéticos estables

Basado en la teoría de Planck, encontró que solo ciertas órbitas eran factibles, con r=0.529n2, donde r=radio atómico y n=número cuántico principal

Concluyó que la energía de los electrones en el átomo no pueden tomar cualquier valor.

En la órbita n caben 2n2 electrones

NÚMEROS CUÁNTICOS

n, principal, se refiere a la energía de las órbitas, o los niveles energéticos y al tamaño do órbita

l , orbital, se refiere a un subnivel energético, cuando hablamos de una órbita especifica

ml, magnético, se refiere a la orientación del orbital

ms, spin, se refiere al movimiento de rotación del electrón

NÚMEROS CUÁNTICOS

CONFIGURACION ELECTRONICA

Naturaleza eléctrica

La mayoría de los cuerpos adquieren carga eléctrica al ser frotados. Como consecuencia de eso, manifiestan fuerzas de atracción o de repulsión, que se establecen al interactuar con otros cuerpos con carga eléctrica.

Se ha experimentado que los cuerpos se electrizan con cargas de distinto signo se atraen, mientras que aquellos cuerpos que se electrizan con cargas de igual signo se repelen. Esto se conoce como fuerzas electrostáticas.

Iones

Cuando un átomo neutro pierde o gana electrones, se transforma en un átomo con carga eléctrica. Cuando esto ocurre, el átomo resultante se llama ión.

Se reconocen dos tipos de iones: cationes y aniones.

Cationes

Cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones, recibe el nombre de catión.

Estos iones tienen carga eléctrica positiva, ya que la cantidad de protones que posee es mayor que la de electrones.

Aniones

Cuando un átomo neutro gana uno o más electrones, da origen a un anión. Este ión tiene carga neta negativa debido a que queda con un exceso de electrones.

Elementos químicos

Un elemento es una sustancia química formada por un solo tipo de átomo, que no se puede descomponer en sustancias más simples.

Se clasifican en metales, no metales y metaloides.

Los elementos químicos están presentes en múltiples situaciones de nuestro diario vivir, como por ejemplo la sal está formada de sodio (Na) y cloro (Cl).

Enlaces

Los elementos químicos muy pocas veces se encuentran como átomos aislados, casi siempre se encuentran unidos entre sí, formando nuevas sustancias llamadas compuestos.

Para formar compuestos, los átomos que los constituyen deben mantenerse unidos gracias a un tipo de interacción llamado enlace químico.

Enlace iónico

Este tipo de enlace se forma por transferencia de uno o más electrones entre un elemento metálico que cede electrones y un elemento no metálico que recibe electrones.

Los compuestos unidos por enlace iónico constituyen cristales, debido a que la atracción produce un arreglo de átomos llamado red cristalina.

Enlace covalente

El enlace covalente se forma entre elementos no metálicos, que poseen fuerzas de atracción eléctrica similares. En este tipo de enlace, los átomos involucrados comparten electrones y original moléculas.

Moléculas

El enlace covalente permite la formación de moléculas de elementos cuando se unen átomos del mismo elemento y moléculas de compuestos cuando se unen átomos de diferentes elementos.

Compuestos químicos

Las sustancias químicas que resultan de la unión de dos o más elementos en proporciones fijas y exactas, se denominan compuestos químicos.

Los compuestos presentan propiedades específicas y diferentes de las propiedades que presentan los elementos que los forman.

Las fórmulas químicas se usan para representar los elementos que forman un compuesto o molécula; en ellas se indica con símbolos, los elementos que forman a la molécula y con números, la cantidad o proporción de átomos de cada elemento.

Compuestos inorgánicos

Son aquellos que están formados por cualquiera de los demás elementos, incluido en algunos casos el carbono, como el monóxido de carbono y el dióxido de carbono.

Actualmente se han descrito unos cien mil compuestos inorgánicos, y generalmente son solubles en agua.

PROPIEDADES PERIÓDICAS