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  • 1. QUÍMICA GENERAL Pedro Manuel Soto Guerrero
  • 2. La materia es aquello de lo que están hechos los objetos que constituyen el Universo observable y el no observable. Se organiza jerárquicamente en varios niveles. El nivel más complejo es la agrupación en moléculas, y éstas a su vez son agrupaciones de átomos. Un átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Sus constituyentes son los electrones, protones y neutrones. Pero también hay unas partículas elementales: los fermiones, como los quarks que forman protones y neutrones, y los bosones, como los piones que se encargan de mantenerlos unidos.
  • 3.  La materia está formada por pequeñas partículas separadas e indivisibles llamadas átomos.  Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, y se distinguen de distintos elementos por sus masas y propiedades.  Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar para formar compuestos químicos.  En las reacciones químicas, la masa permanece siempre constante.
  • 4. En 1975 descubre junto con Crookes el tubo de rayos catódicos y con ello unas partículas negativas a las que llamó electrones. El modelo que propuso consta de una esfera de electricidad positiva con electrones encajados para neutralizarla. También es conocido como plum-pudding model.
  • 5. Realiza un experimento que consiste en bombardear un lámina de oro rodeada de una placa fotográfica con un haz de partículas α, y observar la trayectoria de estos rayos. Según el modelo de Thomson, las partículas atravesarían las láminas sin desviarse, pero se observó que algunas atravesaban la lámina, otras se desviaban y otras rebotaban. Rutherford concluyó diciendo que esto indicaba que la mayoría del átomo estaba vacío, y planteó un nuevo modelo.
  • 6. > Experimento: -Según el modelo de Thomson, las partículas atravesarían la masa sin desvíos. -Verdaderamente algunas partículas atravesaban el átomo, pero otras se desviaban o rebotaban.
  • 7. Características:  El átomo tiene un núcleo donde está toda la carga positiva y casi toda la carga atómica.  Los electrones están moviéndose en órbitas alrededor del núcleo, y en igual número que las cargas positivas.  Postula la existencia de partículas neutras en el núcleo.
  • 8. PARÁMETROS: • Longitud de onda (λ). Es la distancia que hay entre dos máximos o dos mínimos sucesivos. Se da en m, nm, o Ǻ. • Frecuencia (ν). Es el número de oscilaciones que pasan por cada punto en la unidad de tiempo. Se da en s-1 o Hz. c = λ . ν • Período (T). Es el tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda. Se da en s. T = 1/ν = 2π/ω • Número de ondas (k). Es el número de oscilaciones por cada unidad de longitud. Se da en m-1. k = 1/λ = ν/c c = velocidad Luz = 3.108 m/s ω = v. angular
  • 9. ESPECTRO ATÓMICO : Es el conjunto de las radiaciones electromagnéticas. Y aunque se puede dar en función de todo los parámetros, se suele dar en función de la frecuencia. PRINCIPIO DE PLANCK: La energía de la radiación electromagnética está formada por pequeños paquetes energéticos llamados cuantos o fotones; que no tienen masa, sólo tienen energía. E = h . ν h = cte Planck = 6,62.10-34 J.s
  • 10. Son las líneas que resultan de la impresión de las franjas de energía de las radiaciones electromagnéticas. Hay de dos tipos: • Espectro de emisión. Debido a la emisión de energía al pasar de un nivel de mayor energía a otro de menor. • Espectro de absorción. Debido a la absorción de energía al pasar de un nivel de menor energía a otro de mayor. Para un átomo de hidrógeno, se utiliza la serie de Balmer, pero las series espectrales son las siguientes: 1/λ = R . (1/n1 2 -1/n2 2) E = h . ν = h . c . 1/λ R = cte Rydberg = 1,097.107 m-1 n = niveles
  • 11. Líneas espectrales para el átomo de hidrógeno.
  • 12.  Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía. No todas las órbitas están permitidas.  Las órbitas permitidas tienen un valor dado por la expresión: L = n . h/2π  Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro, produciendo la emisión o absorción de un fotón cuya energía es la diferencia entre ambos niveles. ∆E = h . v  Las órbitas son planas y circulares, y los electrones no emiten energía mientras están en ellas. L = m.v.r
  • 13. > Esquema gráfico:
  • 14. Números >Cuánticos Böhr: n → Número cuántico principal. Indica la energía del orbital, organizado en niveles de energía. Valores de n = 1, 2, 3, … Sommerfeld: l → Número cuántico secundario o del momento angular. Indica la forma del orbital. l = 0, 1, 2, … (n-1) Zeeman: m → Número cuántico magnético. Indica la orientación espacial del orbital. m = -l, … , +l Stern: s → Número cuántico de espín. Indica el sentido de giro del campo magnético que produce el electrón al girar sobre su eje. s = ½, -½
  • 15. Heisenberg (1927) enuncia el principio de indeterminación: “Es imposible conocer a la vez y con precisión la posición y el momento lineal de un electrón en un átomo sin cometer un error igual o mayor que h/2π” ∆x . ∆p ≥ h/2π Schrödinger abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga y los describe por medio de una función de onda (ψ), el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio, y cuyo valor está entre 0 y 1. Esta región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón en un instante determinado es máxima se llamó orbital, y para definirla utilizamos los números cuánticos.
  • 16. -Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía.
  • 17. Indica la distribución de los electrones en los orbitales atómicos obedeciendo los siguientes principios:  Principio de exclusión de Pauli. No puede haber dos electrones con los cuatro número cuánticos iguales en un mismo orbital.  Principio de máxima multiplicidad de Hund. Siempre que sea posible y dentro de un mismo nivel, los electrones tienden a estar desapareados.  Principio de mínima energía. Los orbitales comienzan a rellenarse siguiendo el orden de energía de menor a mayor del diagrama de Möeller. Con excepción en el cobre, la plata y el oro.
  • 18. (energía de llenado).
  • 19. BIBLIOGRAFÍA: http://es.wikipedia.org/wiki/ http://es.wikibooks.org/wiki/F%C3%ADsica/Estructura_de_la_materia http://quimicafenix.blogspot.com.es/2011/03/experimento-de-thomson- para-descubrir.html http://www.youtube.com/watch?v=0UW90luAJE0&feature=youtu.be http://www.youtube.com/watch?v=xFiAQslwzG4&feature=fvwrel VÍDEOS EXPLICATIVOS: MÚSICA: Beethoven - moonlight sonata (piano)