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7/17/2019 TEORIA ATOMICA PARTE UNO.pdf

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UNIDAD 2.0 : TEORÍA ATÓMICA

2.1 Leyes fundamentales de la teoría atómica:

Ley de conservación de las masasLa materia ni se crea ni se destruye sino que se transforma(enunciada porLavoisirs).Se puede enunciar con mas Propiedad de la siguiente manera:La masa total de las sustancias que reaccionan (Reactivos) es igual a la masa total delas sustancias resultantes(productos).Es decir:

productosreactivos M M

Que con otras palabras: En un sistema cerrado(Es decir sin intercambio de materia conel exterior) La masa total de las sustancias existentes no Cambia. Aunque se produzcacualquier reacción química entre ellas.

UNIVERSIDAD DE EL SALVADORFACULTAD DE INGENIERIA Y ARQUITECTURA

ESCUELA DE INGENIERIA QUÍMICA

QUÍMICA GENERAL IGUION DE CLASES



Ley de la Composición Constante:

La cual dice que: Cuando dos o mas elementos(o compuestos) se unen para formar unmismo compuesto lo hacen siempre en una proporción en peso fija.

Ley de proporciones múltiples:

Las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otropara formar varios compuestos están en relación de los numero enteros sencillos(como1:2, 3:1, 2:3, 4:3 etc)

EjemploCondición 1:

Oxigeno + Cobre Oxido de Cobre1.00 gr 3.971 gr

Condición 2:

Oxigeno + Cobre Oxido de Cobre1.00 gr 7.942 gr

Explicación: R/ No es que falle la ley de las proporciones definidas, sino que el oxido decobre de la condición (1) al oxido de cobre de la condición(2)

Ahora si dividimos

2

1

942.7

9714.3

)2(

)1(

gramos

gramos

enCudeGramos

enCudeGramos

Ley de los Pesos de Combinación:

Se han realizado cuatro reacciones químicas diferentes utilizando en todas una mismacantidad de oxigeno frente a otros cuatro elementos. Los resultados indican:

1 gramo de OxigenoSe combinan

0.12 gramos de Hidrógeno

2.50 gramos de Calcio

0.370 gramos de Carbono

4.43 gramos de Cloro



Relación: gramos

gramos

Carbono

Hidrogeno

37.0

12.0

Cantidades de diferentes elementos que se combinan con 1 gramo de oxigeno. Ellasdan la respuesta en que dichos elementos se combinan entre si.

Pero también el Hidrógeno , el Calcio y el Cloro pueden a su vez combinarse entre si.Se encuentra que la relación de peso de combinación viene dada por los númerosanteriores:

etc H

C o

Cl

H ,

12.0

43.4

43.4

12.0

Esto es cierto si probamos con: Cualquier elemento o cualquier compuesto.Siempre se obtendrá el mismo resultado es decir los pesos de diferentes sustanciasque se combinan con un mismo peso de otra, dan la relación en que ellos se combinanentre si(o multiplicada por un numero sencillo).

Teoría Atómica de Dalton:

Las anteriores leyes de las combinaciones químicas(totalmente experimentales y sinconexión entre si) fueron resumidas y explicadas por Dalton.

Dalton supuso:

Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de materiaque son indivisibles e inalterables.

Los átomos de distintos elementos tienen diferentes masas y propiedadesquímicas y físicas.

Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en masa y tamaño ypropiedades físicas y químicas.

Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondienteselementos en una relación constante y sencilla en numero.

5 átomosde Cloro

+8 átomosde Sodio +

5 atamos de salcomún

3 átomosde Sodio



Consideremos La ley de las proporciones Múltiples:

+Oxigeno Cobre Oxido de Cobre(II)

+Oxigeno Oxido de Cobre(I)

Cobre

Según reaccionó 1 átomo de oxigeno con 1 o 2 átomos de cobre se forman 2 óxidos decobre diferentes.Se ve que las masas de cobre que se combinan con una misma masa de oxigeno hande estar en la relación de 1:2

Una reacción química implica solo una separación, combinación o redisposición deátomos, estos no crean ni se destruyen.

Una reacción química implica solo una separación combinación o redisposición deátomos, estos no crean ni se destruyen.

Atamos del elemento X Átomos del elemento Y Compuesto formado por loselementos X e Y

Esta es otra forma de enunciar la Ley de Conservación de la Masa

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD:

El análisis matemático de este científico demostró que las dispersión de partículas alfacon carga positiva era ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en laplaca del oro. Llego a la conclusión de que la masa de uno de estos centros era casiigual a la del átomo del oro, pero su diámetro no rea mayor que la diezmilésima partede dicho átomo.

También Rutherford llego a la conclusión de que cada átomo contenía un centro demasa diminuto con carga positiva a la cual denomino NÚCLEO ATOMICO. Donde lamayoría de las partículas alfa atraviesan las placas metálicas sin desviarse, porque los



átomos están constituidos es su mayoría por espacio vació colonizado tan solo porelectrones muy ligeros.

MODELO DE E. RUTHERFORD

Descubrió que un haz de partículas alfa se dispersaba al atravesar una lamina delgadade aluminio, con base a estos resultados Geiger y Mardsen utilizaron laminas de oro yencontraron que a pesar de que la lamina de oro es por completo transparente a losrayos gamma, eran muchas las partículas que se reflejaban unas en ángulos agudos yotras regresaban en la dirección del haz incidente.

Estos resultados llevaron a Rutherford a proponer un nuevo modelo para explicar laestructura del átomo, según la cual la carga positiva del átomo estaba localizadasolamente en una región que fue denominada NÚCLEO.

Explicación del experimento de RUTHERFORD



Algunas de las conclusiones derivadas del modelo de Rutherford fueron:

a) La masa del atomo esta concentrada en un núcleo pequeño situado en elcentro

b) El diámetro del núcleo es aproximadamente 10-4 veces menor que el diámetrodel atomo

c) Los atomos son en su mayor parte espacio vacio.

FALLOS DEL MODELO DEL ATOMO DE RUTHERFORD .

a) Estaba en contradicción con las leyes electromagnéticas clásicas: ya queel electrón según el modelo al girar emite energía radiante con lo que

iría perdiendo energía, por lo que al final, caería sobre el núcleo.b) No explicaba los espectro discontinuos de los átomos, que estan formados

por Rayas Luminosas de unas frecuencias características.

MODELO ATOMICO DE THOMSON

Una vez caracterizado el electrón , Thomson pensó :1.

Que el átomo debía tener carga positiva2. Como los electrones son tan ligeros , la mayor parte de la masa del

átomo debería estar asociada con ELECTRICIDAD POSITIVA. Estadebería ocupar la mayor parte del volumen atómico.

La mayoría de los rayos alfa atravesabala lamina sin desviarse. Y esto debido aque la mayor parte del espacio del átomoes espacio vació.

Algunos rayos se desviaban. Porquepasan muy cerca de centros con cargaeléctrica del mismo tipo que los rayosalfa(CARGAS POSITIVAS)

Muy pocos rebotan. Porque chocanfrontalmente contra esos centros decarga positivos



Thomson imaginó el átomo como una esfera material de ELECTRICIDAD POSITIVAdentro de la cual, como muy pequeños gránulos, se encontrarían los e- en númerosuficiente para que el flujo resultara neutro.

La definición de átomo dada por Thomson fue : esfera de materia positiva en la cual seencontraban embebido los e- .

La carga positiva esta uniformemente distribuida en toda la esfera .

Modelo atómico de Thomson ,conocido como

“ Budín de pasa “. Este modeloexplicaba por el momento :

* La producción de iones ( porperdida oganancia de electrones )

* La electricidad estática.* La corriente eléctrica

EL MODELO CUANTICO DE BOHR.

Aplica al Modelo de Rutherford la TEORIA CUANTICA dada por Plank en 1900.

Plank, al estudiar la luz emitida por la materia al calentarse, concluyo que laenergía no es divisible indefinidamente, sino que existen ULTIMAS PORCIONESde energia a las que llamo CUANTOS. Llegando a la conclusión de que laradiación emitida (ó absorbida) por un cuerpo solo puede ser un número enterode cuantos.

El núcleo del átomo:Características:

a)

Es sumamente pequeño

b) El diámetro del núcleo es del orden de 10-13 cm, y el diámetro del átomoes del orden de 10-8 cm ó 1 Å. (10-8=1 Å)

c) El átomo esta prácticamente hueco; “Si un átomo creciera hasta tener eltamaño de un estadio su núcleo no llegaría a alcanzar las dimensiones deun garbanzo. ”

A principios de 1900 Átomo :1. Contienen e- 2. N° carga (+) = N° carga (-)



MODELO DE N. BOHR

La teoría del átomo con un núcleo donde se concentraban las partículas positivas,dejaba u interrogante. ¿Cual era la disposición de los electrones alrededor del núcleo?Pues si el átomo es eléctricamente neutro se necesita algunos electrones para

compensar la carga nuclear positiva. Para obviar es problema el danes Niels Bohrpropuso su modelo planetario para explicar el comportamiento de los electrones, esdecir que los electrones deberían estar girando alrededor del núcleo con unmovimiento circular para que el átomo conservara se estabilidad de otra manera unelectrón estacionario seria atraído irremediablemente hasta el núcleo(Ver figura)

Bohr propuso una seria de postulados para explicar la distribución de los electronesalrededor del núcleo.

Postulados de BOHR:

Los electrones describen orbitas circulares alrededor del núcleo.

Los electrones en los átomos solo pueden encontrarse en ciertas orbitaspermitidas llamadas orbitas estacionarias o niveles estacionarios.

Los electrones en movimiento en una orbita no absorben ni emiten energíaelectromagnética.

Cuando un electrón pasa de una orbita a otra emite o absorbe un foton cuyaenergía es igual a la diferencia de energías de las orbitas entre las que tienenlugar la transición.

MODELO ATOMICO DE BOHR-SOMERFELD

El modelo de Bohr fue ampliado por Somerfeld que demostró que las particularidadesmas finas del espectro del átomo de Hidrógeno observadas por la aplicación de uncampo magnético podían explicarse si se utilizaban ORBITAS CIRCULARES YELÍPTICAS.

Postulados de SOMERFELD:

Los orbitales electrónicos podrirán ser elípticos además de circulares.

Existe una cantidad de energía asociada a cada electrón al girar endeterminada orbita y estas son conocidas como niveles de energía.



Mientras mas lejos se encuentra la orbita del núcleo mayor es la energía que tiene elelectrón.

2.2 Estructura Y Características Del Átomo

Átomo: Es la porción más pequeña de la materia.El primero en utilizar este término fue Demócrito, porque creía que todos loselementos deberían estar formados por pequeñas partículas que fueran INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE.

Hoy día sabemos, que los átomos no son, como creía Demócrito, indivisibles.De hecho están formados por partículas.

Estas partículas son:

ELECTRÓN Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602x 10 -19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10 -28 g, que se encuentraformando parte de los átomos de todos los elementos.

NEUTRÓN Es una partícula elemental eléctricamente neutra y masaligeramente superior a la del protón, que se encuentra formandoparte de los átomos de todos los elementos.

PROTÓN

Es una partícula elemental con carga eléctrica positiva igual a 1,602 x10 -19 coulomb y cuya masa es 1837 veces mayor que la del electrón ,que se encuentra formando parte de los átomos de todos loselementos.

DIMENSIONES DE UN ÁTOMO

DIÁMETRO

No es posible medir el diámetro de un átomo, menos aún el de su núcleo; pero se halogrado determinar en forma aproximada que el diámetro promedio de un átomo es:

0,00000001 cm = 1 x 10 -8

cm = 1 Å

En 1916 Arnold Somerfeld modifica el modelo deBohr en el cual los electrones solo giraban enorbitas circulares, al decir que podían girar enorbitas elípticas



y el de su núcleo:0,000000000001 cm = 1 x 10 -12 cm = 0,0001 Å

Esta unidad de medida, representada como Å se denomina Angström, es muy útilcuando se trabaja con longitudes tan pequeñas como las de los átomos

Representación de la Distribución de Electrones en un Átomo

En el gráfico representados en color verde

NÚCLEO:

En el átomo de Cloro:

2-8-7Lo cual quiere decir:

1.El primer nivel consta de 2 electrones2.El segundo nivel tiene 8 electrones3.El tercer nivel consta de 7 electrones

El primer nivel es el que se encuentramas cercano al núcleo.

El núcleo ocupa una región del espacio de10000 veces menor que todo el átomo, sinembargo casi toda la masa de un átomo estaconservada en su núcleo.



ESTRUCTURA ATOMICA

Concepto de Átomo Antiguos Griegos

Siglo V ( A . C)Leucipo y Democrito propusieron que lamateria no podía dividirse en partículasmasy mas pequeñas .

Átomo

Deriva de la palabra griega átomos que

significa INDIVISIBLE.

Las teorías de los griegos no se basabanen la experimentación

Durante casi 2000 años Teoría Atómica

Especulación pura

Hacia finales del Siglo XIXSurgió la idea de que el atomo mismopodria estar compuesto de particulas máspequeñas todavia.

Aparece a raiz de losexperimentos conelectricidad

En 1807-1808 HumphryDavy descubrio 5elementos :K, Na, Ca, Sr y Bautilizando electricidad en ladescomposicion decompuestos .

Propuso : que los elementos semantienen juntos en los compuestos por ATRACCIONES NATURALES.



La existencia de los

atomos

1. Fue aceptada por Robert Boyle en1661 (Libro “ El QuimicoEscéptico “)

2. Issac Newton en sus libros :

Principia (1687) Optica (1704)

Posteriormente JohnDalton

Punto de partica de lahistoria de la quimica

Propueso una teoria atomica que duro de1803 a 1808

La teoria átomica moderna Basada en la teoría de Dalton ( algunosdetalles has sido midificados ).

En 1832 –1833 MichaelFaraday

Formulo las leyes de laELECTROLISIS QUIMICA

Átomos podían poseer unaNATURALEZA ELECTRICA

Realizo experimentos sobre ELECTROLISQUIMICA

Estudio las relaciones entre la cantidad deelectricidad usada y la cantidad desustancia descompuesta.

La corriente eléctirca porducia unCAMBIO QUIMICO. Indicaba una relaciónentre

ELECTRICIDAD

MATERIA

ElectricidadSe conocian sus propiedades

No se sabia en que consistía seconsideraba un Fluido misteriosos



En los últimos años delsiglo XIX

Aun no se comprueba que el atomo era :1. Divisible2. Poseía naturaleza eléctrica.

Se da el estudio de DESCARGASELECTRICAS en los tubos de vacio.

EL DESCUBRIMIENTO DE LA DIVISIBILIDAD DEL ATOMO Y PRIMERASTEORIAS SOBRE SU ESTRUCTURA.

En base a la teoría de Dalton ATOMO : La unidad básica de un elemento que puede entrara en combinación química.

Poseen ESTRUCTURA INTERNA , es decir que esta formado por partículas máspequeñas , llamadas PARTICULAS SUBATÓMICAS.

Las investigaciones condujeron al descubrimiento de tres de esas partículas :

Electrón (e-) Protón (p+) Neutrón (n )

EL ELECTRÓN

Su descubrimiento fue posible gracias a la invención del tubo de rayos catódicos (precursor del cinescopio del aparato de TV actual ). En 1897 , J. J. Thomson estudiolas partículas negativas mas a fondo y le llamo electrones (e-).

Thomson determinó la relación entre la carga (e-) y la masa (m) de los e- . El valoractual es:

gramocoulombs x

m

e 8107588.1

Millikan , determinó la carga del e- como –1.60219 x 10-19 coulombs ( unidad de cargaeléctrica negativa ) y la masa del e- como 9.10952 x 10-28 gramos.

Thomson dedujo que los componentes de los rayos catódico no eran átomos con cargasino que eran partícula nuevas resultantes de la fragmentación del átomo. Estaspartículas fueron llamadas ELECTRONES.



RAYOS CANAL Y PROTON ( o Rayos positivos).

En 1886 E. Goldstein

Se daba el proceso deformación de ionespositivos

Átomo catión + e- X X+ + e-

Los rayos catódicosdesplazan los electrones.

Les llamaron RAYOSPOSITIVOS o IONESPOSITIVOS.Existe una carga positivaque reside en el PROTON.

Observó que el tubo de rayoscatódicos también generaba una

corriente de partículas con cargapositiva ( que se movían hacia elcátodo )

Estos se llamaron RAYOS CANALporque se observo queocasionalmente a través de un “canal “ o PERFORACON en el ELECTRODONEGATIVO

EL PROTON : es una partícula fundamental con carga de igual magnitud pero desentido opuesto a la carga del electrón. Su masa es casi 1836 veces la de un electrón. Los valores de estas son :

positivaelectricaacdeUnidad coulomb xaC

gramos xm

pro ton

pro ton

arg1060219.1arg

1067252.1

19

24

Luego estas investigaciones condujo a pensar en la interrogante : ¿ Cual es ladistribución de dichas cargas?

Hipótesis de Dalton:Teoría Atómica de Dalton: Es el principio de la química moderna, esta idea de lanaturaleza de la materia, causa del progreso de la química en el siglo XIX



Átomo y Molécula: Relaciones de masa.

Átomo: Es la partícula mas pequeña que puede existir de un elemento conservando laspropiedades de dicho elemento.

Otras definiciones serian : Son las unidades mas pequeñas de una sustancia Unidad básica de un elemento qué puede entrar en combinación química

Moléculas: Están constituidas por átomos enlazados mediante fuerzas especiales.

Estructura del átomo:

Formado por partículas aun mas pequeñas las cuales se mencionan a continuación:

Electrones (-) Protones (+) Neutrones

Electrones: Partículas con carga negativa

Protones: Partículas cargadas positivamente presentes en el núcleo(masa de unprotón 1.67252E-24 gramos).

Neutrones: Partículas eléctricamente neutras(sin carga) con masa ligeramente mayorque la de los protones.

Numero de Masa(A):

Es el numero total de protones y neutrones presentes en el núcleo de una atomo de unelemento.Se representa mediante la siguiente formula:

Atomicomasadeneutrones

neutrones Z A

neutronesatomicomasade Numero

neutrones protonesmasade Numero

###

#

##

##

Simbólicamente se representa:

# de masa A

# Atómico Z



Masa y Carga de partículas subatómicas:

Partícula Masa (gramos) En Coulombs Carga UnitariaElectrón 9.1019E-28 -1.6022E-14 -1Protón 1.67252E-24 +1.6022E-14 +1

Neutron 1.67495E-24 0 0

2.3 Relaciones de masas de los Átomos:

Numero Atómico, numero de masa e Isótopos:

Las propiedades de los átomos se pueden identificar y describir cuantitativamente pormedio de los protones y neutrones que estos contienen.

NUMERO ATOMICO(Z):

Es el numero de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento.

En un átomo neutro: El # de protones = # de electronesEl # Atómico también indica el # de electrones presentes en un átomo.

ISÓTOPOS:

Son los átomos que tienen el mismo numero atómico pero diferentes números demasa.Ejemplo:

Tritio H Deuterio H Hidrogeno H 3

1

2

1

1

1 Problema:

Indíquese el # de protones, neutrones y electrones de las siguientes especies:

199

80

11

5 )) Hg b Ba

Solución:

Para el literal a)

A=11Z= 5 # de protones = 5, El # de electrones=5

A partir de la formula se obtiene el numero de neutrones:

A= # protones + #neutrones

#neutrones = A - # protones



#neutrones = 11-5= 6

#neutrones=6

Para el literal b)

A=199Z= 80 # de protones = 80, El # de electrones =80

A partir de la formula se obtiene el numero de neutrones:

A= # protones + #neutrones

#neutrones = A - # protones

#neutrones = 199-80= 119

#neutrones=119

Unidad de Masa Atómica:

Como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12

Masa de un átomo de carbono 12 = 12 uma

1 uma= masa de una atomo de carbono 12 / 121 uma=1.660E-24 gramos

También se utiliza el termino peso atómico para expresar la masa atómica.

Masa Atomica:

Es la masa del átomo en unidades de masa atómica.Ejemplos:

Masa atómica del hidrógeno = 1.008 umaMasa atómica del hierro =55.85 umaMasa atómica del oxigeno =16.00 uma

La masa atómica de un elemento es la masa relativa promedio de los isótopos de talelemento, referida a la masa atómica del carbono 12 (exactamente 12.00 uma)

El Mol:

El numero de avogadro es la base para la cantidad de sustancia que se usa paraexpresar un numero determinado de especies químicas, como:

Atomos

Moléculas Unidades formula



Iones o Electrones

Ejemplos:

1 mol de atomos = 6.022E23 atomos

1 mol de moléculas = 6.022E23 moleculas

1 mol de iones = 6.022E23 iones

Por lo que el numero de Avogadro = 6.022E23

A continuación se muestran algunos factores de conversión mas utilizdos:

Gramos a atomos =elementodel molar masa

elementodel atomos x

1

10022.6 23

Atomos a gramos =elementodel atomos x

elementodel molar masa23

10022.6

1

Gramos a moles =elementodel molar masa

elementodel mol

1

1

Moles a gramos =elementodemol

elementodel molar masa

1

1

Masa Molar:

Es la masa atomica expresada en gramos de un elemento que contiene el numero deavogradro de atomos.

Elemento Masa Atomica Masa Molar Numero de AtomosH 1.0079 uma 1.0079 gramos 6.022E23

Mg 24.305 uma 24.305 gramos 6.022E23Na 22.9898 uma 22.9898 gramos 6.022E23

Masa Molar De Los Compuestos:

Si se conoce la formula de un compuesto se puede calcular su masa molar sumandolas masas molares de todos los atomos de la formula.Si hay mas de un atomo de cualquier elemento se debe sumar tantas veces como losindique la formula.

Ejemplo:Para la formula del agua H2O cual es su masa molar:



A partir de la tabla periódica:Masa molar:H(hidrógeno) = 1.008 gramosO(oxigeno) = 15.999 gramos

Pero según la estructura de la molécula de agua esta posee dos atomos de hidrógenoy un atomo de oxigeno por lo que su masa molar es:

gramosO H del molar Masa

gramos gr gr

esmolar masalaquelo por

gramos gramosO

gramos gramos H

Oatomo y H atomosO H

015.18

015.1899.15016.2

:

999.15999.15*1*1

016.2008.1*2*2

12

2

2

Unidad De Masa Atomica Promedio:

Aunque debido al uso comun se cita el peso atomico de un elemento en realidad seindica la masa atomica .El cual es el promedio de la masa de los isótopos, tal y como se presentan en lanaturaleza

La unidad de masa atomica promedio viene dada por la siguiente formula:

i

mi Fiuma

En donde:

Fi= Es la abundancia fraccionaria del isótopo iMi= masa del isótopo i

Ejemplo:

Calcule la uma(promedio) del Li (litio) si contiene 7

3

6

3 Li y Li Cuyos porcentajes

de abundancia son respectivamente 7.40 y 92.60% y cuyos valores respectivos de umason de 6.0167 y 7.0179

Solucion: mezcla uma % de abundancia

Li natural7

3

6

3

Li

Li

uma = 0.074*6.0167 + 0.9260*7.0179 = 6.944

uma = 6.944

6.0167 7.40

7.0179 92.60



Tabla Que presenta la relativa abundancia de los isótopos de varios elementos:

Isótopo Porcentaje de abundancia naturalHidrógeno 1

Hidrógeno 2

99.99%

0.01%Carbono 12Carbono 13

98.89%1.11%

Nitrogeno 14Nitrogeno 15

99.63%0.37%

Oxigeno 16Oxigeno 17Oxigeno 18

99.76%0.04%0.20%

Fluor 19 100%Silicio 28Silicio 29Silicio 30

92.21%4.70%3.09%

Cloro 35Cloro 37

75.53%24.47%

Cinc 64Cinc 66Cinc 67Cinc 68Cinc 70

48.89%27.81%4.11%18.57%0.62%

Bromo 79Bromo 81

50.54%49.46%

El mol:

Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales(atomos,moléculas u otras particulas) como atomos hay exactamente en 12 gramos de carbono12

Ejemplo 1:

Cuantos moles de hierro representan 25.0 gramos de hierro Fe.

Solucion:

Elemento: FeMasa atomica: 55.8 umaMasa molar: 55.8 gramos# de atomos: 6.022E23

Fedemoles Fe gr

Femol Fe gr 448.0

8.55

10.25



Ejemplo 2:

Cuantos atomos de oxigeno hay en 1.00 mol de moléculas de oxigeno:

Solucion:

Oxigeno: molécula dia-tomica

OdeatomosOmolecula

Odeatomos

Omol Omol Odeatomos 23

22

23

2 10044.121

2

1

10022.600.1

Ejemplo 3

Cuantos moles de NaOH hay en 1.0 kg de hidroxido de sodio.

moles NaOH gr

NaOH mol

NaOH kg

NaOH gr NaOH dekg NaOH demoles 25

0.40

1

1

10000.1

Ejemplo 4

Cual es la masa de 3.01E23 atomos de sodio

Solucion

1 mol de atomos Na = 6.022E23 atomos de Na1 mol de Na =28.9898 gramos de Na

Na gr Namol

Na gr

Naat

Namol Naat Na gr 49.11

1

9898.22

10022.6

11001.3

23

23

Atomo – Gramo y Moléculas Gramo

Atomo-gramo: Es el numero de gramos de dicho elemento que coincide con su pesoatómico

Ejemplo:

Pa(Oxigeno)=15.99 uma = 1atomo – gramo (Oxigeno) =15.99 gramos

Molécula-gramo: Es el numero de gramos que coinciden con su peso molecular.

Ejemplo:

PM(O2) = 32 1 mol de O2 = 32 gramosPM(H2SO4) = 98 1 mol de (H2SO4) = 98 gramos



Numero De Avogadro:

Es el número de moléculas contenidas en un mol o el numero de atomos contenidosen una atomo-gramo se cualquier sustancia.

2310022.6 x N A

2.4 RADIACION ELECTROMAGNETICA:

Energía radiante que se propaga a través del vacío a una velocidad característica einterpretada en términos de ondas.

Términos usados para descubre estas ondas:

- La Longitud de Onda: Es la distancia entre dos puntos similares sobredos ondos sucesivas (tal es la distancia entre dos máximos o dosminimos)

- La Amplitud: Es la altura de un máximo o la profundidad de un minimo.- La Intensidad: (o Brillo) de la radiación es proporcional al cuadrado de

la amplitud- La Frecuencia: de la radiación es el numero de ondas que pasan por

un punto dado en un segundo:

Su formula se presenta a continuación:

C

En el Vacío: Todas las ondas no importa la longitud de onda se desplazan a la mismavelocidad,

C = 2.9978x108 m/seg Velocidad de la luz

La Teoría Ondulatoria:

Esta interpreta con éxito las propiedades de la radiación electromagnética.Tiene por componentes un campo eléctrico y un campo magnético de igual longitud deonda e igual frecuencia pero que viajan en planos mutuamente perpendiculares.



La faja completa de las ondas electromagnéticas es:

R.gamma R.X R.UV L. visible R.IR Microon AM,FM

, nm 10-3 10-1 10 III103III 104 107 1010

, s-1 1020 1018 1016 1014 1012 1010 107

A mayor frecuencia, mayor será la energía de la radiación.

TIPOS DE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA:

Las ondas de radio Las ondas infrarrojas La luz visible Los rayos X

Rayos Ultra violeta

Ondas hersianas (radio y TV) Microondas

En 1900 Max Planck propuso la teoría cuantica para la energía radiante.El planteo que:La energía radiante puede ser ABSORBIDA o EMITIDA en cantidades definidasllamadas CUANTOS.

La energía de un cuanto E es proporcional a la frecuencia de la radiación la cual seve definida por la siguiente formula:

h E

donde:



h = constante de Planck = 6.6262x10-34 J.s = 6.62517x10-27 erg.seg

En 1905 Albert Enstein propuso que los cuantos de Plank son paquetesdiscontinuos de energía, y actualmente a los cuantos se les llama FOTONES.

2.5 ESPECTROS ATOMICOS

Cuando un elemento en estado gaseoso, se excita o calienta por una descargaeléctrica, emite una radiación y esto constituye un ESPECTRO ATOMICO deemisión.

Características:a) No son continuos.b) Constituidos por rayas luminosas de frecuencias definidas, separados por

zonas oscuras.c) Cada elemento da lugar a un espectro propio.d) Es como una “huella dactilar” e) El espectro sirve para identificar al átomo.

El espectro de hidrógeno es el más sencillo de todos los elementos.Balmer en 1885, sostuvo que las frecuencias de la zona visible del espectrodel hidrógeno respondían a la formula :

2

1

4

1

n R donde: R= constante y n=3, 4, 5

conocidas como líneas de Balmer.

Balmer fracaso en la interpretación teórica de la formula porque este no sebaso nunca en la teoría atómica.

LOS ESPECTROS ATOMICOS Y EL MODELO CUANTICO DE BOHR.

Tres han sido las fuentes principales de datos que han permitido elconocimiento del átomo:

a) En las descargas eléctricas en los tubos de vacío, descubrimiento de laspartículas elementales, (electrón,, protón y neutrón).

b) Por la radiactividad, la existencia del núcleo.c) Por los espectros atómicos, la estructura cortical del átomo.



Teorías de Bohr (1913):

Átomos emiten espectros de luz de líneas (no espectros continuos), cuandoenergía es suministrada a ellos.

Teoría de Bohr se refiere al átomo de hidrógeno.

Energía del electrón = ; R H = constante de Rydberg= 2,18 x lO-18 J.

Electrón en el estado basal o fundamental , donde n=1, tiene energía mínima(E<O), y cuando es excitado , energía aumenta hasta E=0 cuando el electrón eslibre (n= ).

La variación de energía entre niveles = . Cuando unelectrón baja de nivel, un fotón de luz es emitido, con energía dada por laecuación. Cada línea del espectro de emisión corresponde a una transiciónespecífica en el átomo de hidrógeno.

Las diferencias de energía entre niveles disminuye a medida que los niveles sonmás altos.

Los niveles de energía fueron llamados órbitas por Bohr (llamados orbitalesactualmente).

El fenómeno de emisión de radiación electromagnética al pasar electrones deestado excitado a niveles inferiores, después de haber excitado el átomo, esusado prácticamente para: * lámparas de neón, lámparas de mercurio,halógenos.



Algunas propiedades de los componentes del átomo

Gramos * Unidades demasa atomica(uma)

Coulombs Unidades decargaElectrónica.

Protón 1.67252x10-24 1.007274 + 1.602x10-19 + 1

Neutrón 1.6750x10-24 1.008665 0 0

Electrón 9.1095x10-24 0.000549 - 1.602x10-19 - 1

son las masas en reposo.

Otras sustancias Radiactivas

Están los isótopos radiactivos:

a) 14C para el carbono 14 , (el isótopo 12C es un isótopo no radiactivo delcarbono )

b) 131I para el yodo 131 (usado para el estudio de la glándula tiroides)

MASA CARGA

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