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    deber deber Presentation Transcript

    • Estructura Atómica Bases Químicas
    • 1. Introducción
      • ¿Cuál es la naturaleza fundamental de la materia?
      • En la antigüedad….
      • … la materia esta formada por partículas indivisibles: átomo (Democrito, siglo IV AC).
      • Estudio de gases……existe algo “invisible” (siglo XVII)
      • Dalton (siglo XVII): estudios a partir de las mediciones de cantidades de materia que reaccionan.
    • 1. Introducción
      • Postulados de Dalton:
      • Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
      • Todos los átomos de un elemento son idénticos.
      • Los átomos de un elementos no se transforman en átomos diferentes en las reacciones químicas.
      • Cuando se combinan átomos de mas de un tipo de elemento se originan los compuestos, y este tiene el mismo numero relativo de la misma clase de átomos.
    • 1. Introducción
      • Leyes involucradas en los Postulados de Dalton:
      • Ley de composición constante (o proporciones definidas) de Proust (1800). La composición de un compuesto puro es siempre la misma.
      • Ley de la conservacion de la materia de Lavoisieur (1750) La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma.
      • Ley de Dalton (de proporciones múltiples): la proporción de los elementos que forman un compuesto esta en números enteros pequeños.
    • 2. Descubrimiento de la estructura atómica.
      • Teoría atómica de Dalton: observaciones macroscópicas…..sin embargo, no existian pruebas de la existencia del atomo.
      • ¿Es el átomo indivisible?..........
      • Estudio de la estructura microscópica del átomo (siglo XIX): tubos catódicos.
      • Tubos al vacío donde se aplica corriente eléctrica, generándose rayos (llamados rayos catódicos ).
    • 2. Descubrimiento de la estructura atómica.
      • Thomson (1897): Rayos catódicos son desviados por campos eléctricos y magnéticos, y cargaban negativamente a metales……los rayos son particulas con carga negativa y masa… descubrimiento del electron.
      • Carga del electrón: -1,60 x 10 -19 C
      • Masa del electrón: 9,10x10 -28 g (2000 veces mas pequeña que de un átomo de H).
      • Si hay cargas negativas, hay igual numero de cargas positivas: nube de carga positiva (Modelo de “pudin de pasas” de Thomson)
    • 2. Descubrimiento de la estructura atómica.
      • El átomo esta compuesto por partículas mas pequeñas.
      • Rutherford (1911): el átomo es un núcleo positivo (mayor parte de la masa del átomo) rodeado de pequeños electrones negativos. La mayor parte del volumen de átomo es espacio vacío.
    • 2. Descubrimiento de la estructura atómica.
      • Modelo de Rutherford:
      • - Partículas positivas: protones .
      • - Nº electrones = Nº protones
      • - masa del protón: 1,67 x 10- 24 g (1800 veces superior a la del electrón)
      • - carga del protón: + 1,60 x 10 -19 C (numéricamente igual que el electrón)
    • 2. Descubrimiento de la estructura atómica.
      • Chadwick (1932) : sabia que H tenia un protón y 1 electrón, y que el He tiene 2 protones y 2 protones, por lo tanto la diferencia debería ser 2:1. Sin embargo es de 4:1. Existen partículas neutras. Descubre el neutron.
      • - Relación 4:1 de debe a los neutrones. El H no tiene neutrones, el He tiene 2 neutrones, 2 protones y 2 electrones.
      • - Masa del neutron: 1,674x 10- 24
      • - Carga del neutron: 0,00 C
      • Por convención: +1,60 x 10 -19 C = carga +1
      • -1,60 x 10 -19 C = carga -1
      • 0,00 C = carga 0
    • 3. Visión Moderna del Átomo.
      • Teoría atómica moderna:
      • - núcleo de carga positiva, conformado por
      • protones y neutrones.
      • - los electrones se encuentran rodeando
      • al núcleo (nube electrónica) atraídos por
      • el núcleo positivo.
      • - el numero de protones (+) y es igual al de
      • electrones (-).
      • - la mayor parte (casi un 99%) de la masa del átomo la conforma el núcleo.
      • - la mayor parte (99%) del volumen del átomo es espacio vacío, y es donde residen los electrones.
    • 3. Visión Moderna del Átomo.
      • Masa se expresa en Unidad de Masa Atomica (uma)
      • 1 uma = 1,66054 x10 -24 g
      • Dimensiones se expresan en Amstrongs (Aº)
      • 1Aº = 1 x 10 -10 m
      • Diámetro de un átomo: 1 a 5 Aº
      • Diámetro de un núcleo atómico: 10 -4 Aº
    • 4. Numero Atómico, Másico e Isótopos.
      • … ..Si todos los elementos están compuestos por átomos, ¿Qué hace que un elemento sea diferente a otro?
      • Todos los átomos de un elemento tienen igual numero de protones.
      • - hidrogeno: 1
      • - helio: 2
      • - oxigeno: 16
      • - carbono: 12
      • - hierro: 55
      • - cloro: 35
      • La diferencia entre elementos se debe exclusivamente a la diferencia en el numero de sus partículas subatómicas en cada átomo.
      • Si los átomos tienen carga neutra, el numero de electrones es el mismo que el de protones.
    • 4. Numero Atómico, Másico e Isótopos.
      • Numero Atómico (Z) : el numero de protones de los átomos de un elemento; es lo que define al elemento.
      • Numero Másico (A, peso atómico): numero de la suma de protones (Z) y neutrones (N) de un elemento.
    • 4. Numero Atómico, Másico e Isótopos.
      • Existen en la naturaleza elementos que poseen igual cantidad de protones, pero diferente cantidad de neutrones….se llaman isotopos.
      • Se nombran por su numero másico:
      • Ejemplo: Carbono 14, carbono 13, etc.
    • 4. Numero Atómico, Másico e Isótopos.
      • ¿Poseen los isótopos del carbono
      • diferentes características químicas?....
    • 4. Numero Atómico, Másico e Isótopos.
      • ¿Poseen los isótopos del carbono
      • diferentes características químicas?.... NO, todos tienen las mismas características químicas.
    • 4. Numero Atómico, Másico e Isótopos.
      • Los elementos se dan en la naturaleza como mezcla de sus diferentes isótopos.
      • Entonces, si hay distintos isótopos, ¿cual es el peso atómico de un elemento?.....
      • Los elementos se dan en la naturaleza como mezcla de sus diferentes isótopos.
      • Entonces, si hay distintos isótopos, ¿cual es el peso atómico de un elemento?.....
      • Peso atómico promedio : peso atómico de un elemento considerando los porcentajes de abundancia relativa de cada uno de sus isótopos.
      • Ejemplo: Carbono
      • abundancia de isótopos de carbono:
      • C 12 = 98,93%
      • C 13 = 1,07%
      • C 14 = despreciable
      • (0,9893)(12) + (0,0107)(13) = 12,01
      • Carbono 12,01 no existe, es solo referencial.
      4. Numero Atómico, Másico e Isótopos.
      • Sabemos que las propiedades químicas de los elementos se deben al numero de protones y electrones de sus átomos.
      • Sin embargo, existen elementos con similares características químicas.
      • - helio, neón, argón son gases no reactivos.
      • - sodio y potasio son metales blandos, muy reactivos,
      • - fluor y cloro son gases muy reactivos que reaccionan con H de a un átomo.
      • - carbono y silicio pueden formar polímeros.
      • Lo que reacciona de un elemento no es su átomo, sino que son sus electrones. Esto provoca “arrastre” del atomo (se vera an Enlace Quimico)
      • Las características químicas de los elementos no dependen solo del numero de electrones, sino también de la distribución de ellos en el átomo.
      • El átomo posee una cierta Estructura Electrónica.
      5. Estructura Electrónica de los Átomos.
      • Estudio de la estructura electrónica del átomo: Química Cuántica.
      • Planck (1900): energía liberada o absorbida en “paquetes” o cuantos.
      • Bohr (1913):
      • - los electrones están localizados alrededor del núcleo en niveles de energía. (orbitas o niveles de energia).
      • - Las orbitas mas lejanas poseen mayor energía, y viceversa.
      • - un electrón emite o capta energía cuando pasa de un estado a otro.
      5. Estructura Electrónica de los Átomos.
      • De Broglie (19):
      • - el electrón de mueve en su orbita a una velocidad de 5.96 x 10 6 m/s….dada su alta velocidad y su baja masa el electron se comporta como onda (propiedades ondulatorias del electron).
      • Heisemberg(1920)-Schr ö dinger (1926):
      • - cada nivel de energía posee “otras orbitas” o subcapas, llamadas orbitales . Como el electron se comporta como onda, no tiene localizacion especifica, solo existen “probabilidades” de localizacion espacial. Estas probables localizaciones son los orbitales.
      • - cada orbital posee un determinado nivel de energía .
      • - cada nivel de energía posee un numero determinado de electrones .
      5. Estructura Electrónica de los Átomos.
    • 5. Estructura Electrónica de los Átomos. Núcleo Atómico Numero de electrones por niveles
    • 5. Estructura Electrónica de los Átomos.
      • Uhlenbeck-Goudsmit (1925):
      • - Cada electrón gira sobre si mismo ( spin )
      • Pauli (1925): principio de exclusión.
      • - en cada orbital puede haber solo hasta dos electrones, con spines opuestos.
      5. Estructura Electrónica de los Átomos.
      • Cada elemento posee un numero y distribución espacial de electrones que es característica de cada elemento.
      • La distribución espacial de los electrones en los átomos de cada elemento se llama Configuración Electrónica .
      • La configuración electrónica basal es en la que sus electrones se encuentran en su mas bajo nivel de energía.
      5. Estructura Electrónica de los Átomos.
      • Dado el principio de exclusión de Pauli, los orbítales se llenan en orden de energía creciente, con máximo de dos electrones por orbital.
      5. Estructura Electrónica de los Átomos.
      • La Configuración electrónica de todos los elementos se indica en la tabla periódica.
      • Las características reactivas de un elemento químico esta dada por el numero de electrones en el nivel de energía mas externo (Orbital de Valencia o estado de oxidación)… se vera con mayor detalle en “Enlace Quimico”.
      5. Estructura Electrónica de los Átomos.
      • Luego de la teoría atómica de Dalton se buscaron regularidades químicas de los elementos.
      • Desarrollo de la Tabla Periódica por Mendeleev (1869).
      • Tabla periódica : tabla en la que se encuentran agrupados los elementos químicos que tienen propiedades químicas semejantes.
      6. Tabla Periódica.
      • Los elementos en la tabla periódica se ordenan en grupos y periodos:
      • Grupos:
      • - columnas.
      6. Tabla Periódica.
      • Grupos:
      • - se designan por números (antes con letras…es la que mas se usa).
      6. Tabla Periódica.
      • Grupos
      • - relacionados con en numero de electrones en el orbital electrónico mas externo.
      • - los elementos de un grupos poseen ciertas similitudes químicas (reactividad)
      • - alcalinos (1A)
      • - alcalino-terreos (2A)
      • - halogenos (7A)
      • - gases nobles (8A)
      • - metales de acuñación
      • (para hacer monedas, 1B)
      6. Tabla Periódica.
      • Periodos:
      • - filas.
      • - relacionadas con numero de orbítales electrónicos de los elementos
      6. Tabla Periódica.
      • Numero de niveles de energia, y electrones en capa mas externa de:
      • Ni
      • Co
      • Ar
      • Bi
      • Mo
      • Ta
      • Cl
      6. Tabla Periódica.
      • ¿Cómo será la distribución de los elementos de la tabla periódica de acuerdo a su tamaño?
      6. Tabla Periódica.
      • Radio atómico : distancia entre el núcleo del átomo y el ultimo nivel electronico (tamaño del átomo)
      • - dentro de un grupo, el radio atómico aumenta a medida que se baja en al columna (numero de niveles de energía)
      • - dentro de un periodo, el radio atómico disminuye a medida que se avanza a la derecha (atracción sobre electrones aumente a mayor numero de electrones)
      6. Tabla Periódica.
      • El comportamiento químico de un elemento esta relacionado con la capacidad que tiene dicho elemento de perder un electrón.
      • Energía de Ionización: energía requerida para eliminar un electrón de un átomo. Mientras mas alta, mas difícil quitar un electrón. Relacionado con la electronegatividad.
      • Mayor a medida se aumenta
      • numero atómico en un periodo,
      • Menor a medida se aumenta
      • numero atómico en un grupo.
      6. Tabla Periódica. Mayor Menor