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Bienvenidos

Carol M. Barahona P.

• 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.

De célula a átomos.Biomoléculas

Compuestos

Átomos

TEORIA ATOMICA

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

• 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)

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.

• 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.

• 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.

• 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.

• 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.

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.

La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños.

• 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.

• 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.

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).

ESTRUCTURA DEL ATOMO

NUCLEO

PROTONES

NEUTRONES

ELECTRONES

• Los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones.

• Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas.

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.

Pregunta Extra

• 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.

SIMBOLO DEL ELEMENTO

NUMERO ATOMICO

NUMERO MASICO

EA Z

NUMERO ATOMICO

NUMERO MASICO

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.

EA

Z

PARA LOS SIGUIENTES ELEMENTOS

Encuentre

- Número atómico (Z)- Masa Atómica (A)- Cantidad de e, p, n

Fe

Ca

Cu

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.

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.

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).

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.

ISOTOPOS

ISOTOPO: Átomos de un mismo elemento que poseen las mismas propiedades químicas, pero distinta masa

H1

3H1

2H1

1El hidrógeno se presenta en la naturaleza de tres formas, es decir presenta tres isótopos

Isótopos del hidrógeno

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.

Radiactividad

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

TIPOS DE DECAIMIENTO RADIACTIVO

Decaimiento alfa ().

Estas partículas alfa consiste en un agregado de dos

protones y dos neutrones

Son idénticas a núcleos de helio (4He), por lo que su

carga es +2e y su número de masa es 4.

Cuando un núcleo emite una partícula alfa, pierde 2

unidades de carga y 4 de masa, transformándose en

otro núcleo

226Ra

88

222Rn

86

4a2

+è

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 como partícula 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.

24Mg

11Na

24

12è

0.b

-1+

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.

APLICACIONES

RADIOISÓTOPO USOS

Carbono 14 Fechado radiactivo de fósiles y seres vivos.

Uranio 238 Determinación de la edad de las rocas.

Tecnecio 99 Formación de imágenes de cerebro, tiroides, hígado, riñón, pulmón y sistema cardiovascular

Yodo 131 Diagnóstico de enfermedades de la tiroides.

Fósforo 32 Detección de cáncer en la piel.Rastreo genético de DNA.

Hierro 59 Detección de anemia

Talio 201 Formación de imágenes del corazón

EJEMPLOS

Configuración Electrónica

• Como se disponen los electrones en cada una de las orbitales

Los niveles de Energía

• Los niveles energéticos en un átomo se pueden visualizar como un hotel en el cual las mejores habitaciones dobles están en el primer piso.

ATOM’S HOTEL

Distribución de Electrones por Niveles de Energía

Séptimo Nivel

Sexto Nivel

Quinto Nivel

Cuarto Nivel

Tercer Nivel

Segundo Nivel

Primer Nivel

ATOM’S HOTEL

Los electrones como los inquilinos tratarán de ocupar primero las mejores habitaciones del piso 1 y cuando se llene todo el piso, los demás inquilinos comenzarán a ocupar el segundo.

electron

neutron

proton

Niveles y subniveles

• Los niveles de energía tienen ciertos subniveles como: s, p, d y f. EL primer nivel de energía consta de un solo subnivel (1s), el segundo nivel tiene dos subniveles (2s y 2p), el nivel 3 posee tres subniveles (3s,3p y 3d) y así sucesivamente.

Capacidad de electrones en cada subnivel

SubnivelCapacidad

de electrones

s 2

p 6

d 10

f 14

Nivel de energía (n)

Subniveles(l)

Orbitales (m)

1 s 1

2 sp

13

3 spd

135

4

5,6,7

spdf

135

14

El principio de exclusión de Pauli establece que un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico, pero si los electrones tienen espines opuestos.

Espín o giro para los dos electrones que ocupan un mismo orbital

+ 1/2 - 1/2

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.

Nitrógeno (Z=7)

1s2 2s2 2p3

Regla de Hund establece que electrones cuyo giro es igual deben ocupar todos los orbitales que tienen igual energía, antes de que electrones adicionales que tengan espines opuestos puedan ocupar los mismos orbitales.

Regla de Máxima Multiplicidad

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Configuración Electrónica