Quimica

1. Teorías de la
Materia

2. ¿Qué es al átomo?
• átomo (del latín atomum, y éste del
griego ἄτομον, sin partes; también, se
deriva de "a" no, y "tomo" divisible; no
divisible).
• El átomo es la unidad más pequeña de
un elemento químico que mantiene su
identidad o sus propiedades, y que no es
posible dividir mediante procesos
químicos.

3. El átomo en la antigüedad
• Los filósofos griegos discutieron mucho
acerca de la naturaleza de la materia y
concluyeron que el mundo era más simple
de lo que parecía. Algunas de sus ideas
de mayor relevancia fueron:
• Leucipo.
• Demócrito.
• Empédocles
• Aristóteles.

4. Leucipio y Demócrito
• En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un
sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la
materia en partes cada vez más pequeñas,
obtendríamos un trozo que no se podría cortar más.
Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división").
• La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía
resumirse en:
• 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos
e invisibles.
• 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.
• 3.- Las propiedades de la materia varían según el
agrupamiento de los átomos.

5. Leucipio - Demócrito

6. Empédocles
En el siglo IV a. C., Empédocles postuló que la
materia estaba formada por 4 elementos: tierra,
aire, agua y fuego.

7. Aristóteles
Aristóteles, posteriormente, postula que la materia
estaba formada por esos 4 elementos pero niega
la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta
200 años después en el pensamiento de la
humanidad.

8. Los Alquimistas
En el mundo cristiano, la teoría de Aristóteles fue
adoptada por los alquimistas, precursores de los
científicos, que desarrollaron su actividad durante
toda la Edad Media.

9. Los Alquimistas
• Los alquimistas de la Edad Media creían que para
lograr la transformación de metales como el plomo,
sin gran valor, en oro o plata, había que agregar y
combinar una cantidad justa de mercurio, a fin de
lograr la transmutación.
• También pensaban que para que esta reacción se
produjera tendría que ocurrir en presencia de un
catalizador (sustancia que provoca la modificación
de ciertos cuerpos sin modificarse ella misma) al
que se llamó piedra filosofal.
• La historia de la alquimia es básicamente la historia
de la búsqueda de este catalizador.

10. Teoría Atómica de Dalton
• En 1808, John Dalton publicó su teoría
atómica, que retomaba las antiguas ideas
de Leucipo y de Demócrito. Según la
teoría de Dalton:
• 1.- Los elementos están formados por
partículas diminutas, indivisibles e
inalterables llamadas átomos.
• Dalton estableció un sistema para designar
a cada átomo de forma que se pudieran
distinguir entre los distintos elementos:

12. Teoría Atómica de Dalton
• Los átomos de un mismo elemento son
todos iguales entre sí en masa, tamaño y
en el resto de las propiedades físicas o
químicas. Por el contrario, los átomos de
elementos diferentes tienen distinta masa
y propiedades.
• Los compuestos se forman por la unión de
átomos de los correspondientes elementos
según una relación numérica sencilla y
constante.

13. Teoría Atómica de Dalton
• De la teoría atómica de Dalton se pueden
obtener las siguientes definiciones:
• - Un átomo es la partícula más pequeña
de un elemento que conserva sus
propiedades.
• - Un elemento es una sustancia pura que
está formada por átomos iguales.
• - Un compuesto es una sustancia que
está formada por átomos distintos
combinados en una relación numérica
sencilla y constante.

14. Modelo Atómico de Thomson
Por ser tan pequeña la masa de los
electrones, el físico inglés J. J. Thomson
supuso, en 1904, que la mayor parte de la
masa del átomo correspondía a la carga
positiva, que, por tanto, debía ocupar la
mayor parte del volumen atómico. Thomson
imaginó el átomo como una especie de
esfera positiva continua en la que se
encuentran incrustados los electrones (como
las pasas en un pudin).

16. El modelo de Thomson tuvo una gran
aceptación hasta que, en 1911, el químico y
físico inglés Ernest Rutherford y sus
colaboradores llevaron a cabo el
"Experimento de Rutherford“.

17. Experimento de Rutherford
• En el experimento se bombardeaba una
fina lámina de oro con partículas alfa
(positivas) procedentes de un material
radiactivo y se observaba que:
• La mayor parte de las partículas alfa
atravesaban la lámina sin cambiar de
dirección, como era de esperar.
• Algunas partículas alfa se desviaron
considerablemente.
• Unas pocas partículas alfa rebotaron
hacia la fuente de emisión.

19. El átomo como elemento
divisible
• Hoy sabemos que el átomo es divisible,
puesto que está formado por partículas
más pequeñas, llamadas partículas
subatómicas.
• Estas pueden ser de tres tipos:
• Protones
• Neutrones
• Electrones

20. • Los protones y los neutrones están en el
núcleo y los electrones están en continuo
movimiento formando una “corteza”
alrededor del núcleo.

21. Modelo Atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr fue el primer modelo
atómico en el que se introduce una cuantización a
partir de ciertos postulados. Fue propuesto en
1913 por el físico danés Niels Bohr, para explicar
cómo los electrones pueden tener órbitas estables
alrededor del núcleo y por qué los átomos
presentaban espectros de emisión característicos
(dos problemas que eran ignorados en el modelo
previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr
incorporaba ideas tomadas del efecto fotoeléctrico
, explicado por Albert Einstein en 1905.

22. Modelo Atómico de Bohr:
Postulados
• 1) El electrón sólo se mueve en unas
órbitas circulares "permitidas" (estables)
en las que no emite energía. El electrón
tiene en cada órbita una determinada
energía, que es tanto mayor cuanto más
alejada esté la órbita del núcleo.
• 2) La emisión de energía se produce
cuando un electrón salta desde un estado
inicial de mayor energía hasta otro de
menor energía.

23. La causa de que el electrón no radie energía en su
órbita es, de momento, un postulado, ya que según
la electrodinámica clásica un carga en movimiento
acelerado debe emitir energía en forma de radiación.
Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las
dos fuerzas que siente el electrón: la
fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del
núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse
de un sistema no inercial, deben ser iguales en
módulo en toda la órbita. Esto nos da la siguiente
expresión:
Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el
segundo es la fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de
Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón,
me es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r
el radio de la órbita.

24. En la expresión anterior podemos despejar
el radio, obteniendo:
Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la
energía total es la suma de las energías
cinética y potencial:
Donde queda expresada la energía de una
órbita circular para el electrón en función del
radio de dicha órbita.

25. No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan
solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que
el momento angular, L, del electrón sea un múltiplo entero
de:
Esta condición matemáticamente se escribe:
con

26. TEORIA ATÓMICA DE
• El
SOMMERFELD es
modelo atómico de Sommerfeld un
modelo atómico hecho por el físico alemán
Arnold Sommerfeld (1868-1951) que
básicamente es una generalización relativista
del modelo atómico de Bohr (1913).

27. • En 1916, Arnold Sommerfeld, con la ayuda
de la relatividad de Albert Einstein, hizo las
siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
• Los electrones se mueven alrededor del
núcleo en órbitas circulares o elípticas.
• A partir del segundo nivel energético existen
dos o más subniveles en el mismo nivel.
• El electrón es una corriente eléctrica
minúscula.
• En consecuencia el modelo atómico de
Sommerfeld es una generalización del
modelo atómico de Bohr desde el punto de
vista relativista, aunque no pudo demostrar
las formas de emisión de las órbitas elípticas,
solo descartó su forma circular.

29. Teoría Atómica de la Mecánica
Cuántica
La mecánica cuántica es una rama de la
FISICA, que estudia la gravitación y el
electromagnetismo.
Llamada también ondulatoria moderna.
Creada en el año de 1923 por Max Planck.
No tiene forma definida (difusa – de nube).

30. Teoría Atómica de la Mecánica
Cuántica
Establece la Estructura del Átomo.
1.Envoltura o periferia (parte externa)
2.Núcleo (parte central)

31. Estructura del Átomo
y Partículas subatómicas

32. Estructura del Átomo
y Partículas subatómicas
SIMBOLO CARGA MASA
Electrones e- -1 0
Protones p+ +1 1
Neutrones n 0 1

33. Masa Atómica
y Número Atómico
La masa atómica es la cantidad de
protones y neutrones que tiene un átomo y
se la representa con la letra A.
El número atómico es la cantidad de
electrones que tiene un átomo y se lo
representa con la letra Z.
Z = # e- = # p

34. Masa Atómica
y Número Atómico
Para encontrar el número de neutrones se
puede aplicar la siguiente formula:
A = (p+) + n
Entonces tendríamos:
n = A – p+
Y como p+ = Z
Reemplazamos:
n=A-Z

35. Masa Atómica
y Número Atómico
Por ejemplo: Cl
A = 36
Z = 17 17p+
19n
n = 36 – 17
n = 19
1–2–3–4–5–6-7
K – L – M – N – O –P – Q
2 – 8 – 18 – 32 – 32 – 18 - 8

36. Isótopos
Del griego “isos” = mismo; “topos” = lugar.
Se llaman isótopos a los átomos de un
mismo elemento con diferente cantidad de
neutrones y por lo tanto diferente masa.

37. Isótopos

38. Movimientos del electrón
1. Traslación.- Es aquel movimiento que
realiza el electrón al redor del núcleo.
2. Rotación.- Es aquel movimiento que
realiza sobre su propio eje.
Este movimiento se lo llama spin del
electrón (girar). Puede ser positivo si es a
la derecha y negativo si es a la izquierda.

39. Niveles de energía
Es el lugar donde se encuentran los
electrones.
Para encontrar el número máximo de
electrones que se encuentra en una capa o
nivel de energía, se eleva al cuadrado el
número que corresponde al nivel y se lo
multiplica por dos.

40. Subniveles de energía

41. Orbitales
Es la zona del átomo donde existe la mayor
probabilidad de encontrar un electrón.

42. Principio de D’Broglie
Los electrones presentan una dualidad de
partícula y de onda; es decir que presentan
ambas características al mismo tiempo.

44. Principio de Bohr
El principio de los niveles estacionarios
establece que el electrón puede girar
alrededor del núcleo del átomo en forma
indefinida.

46. Principio de Heissember
El principio de incertidumbre establece que
es imposible conocer al mismo tiempo y
con exactitud la trayectoria y el lugar donde
se encuentran los electrones.

48. Principio de Pauling
El principio de exclusión indica que en un
solo orbital sólo pueden estar un máximo de
dos electrones y con spines opuestos.
Orbital incompleto o desapareado
Orbital saturado
Las flechas representan al spin del electrón.

49. Distribución electrónica
Hidrógeno
A = 1,001 = 1
Z=1
n=1–1=0
1s1
1
s

50. Distribución electrónica
Helio
A = 4,003 = 4
Z=2
n=4–2=2
1s2
1
s

51. Distribución electrónica
Litio
A = 6,941 = 7
Z=3
n=7–3=4
1s2 2s1
1 2
s s

52. Distribución electrónica
Nitrógeno
A = 14,00 = 14
Z=7
n = 14 – 7 = 7
1s2 2s2 2p3
1 2
s s px py

53. Regla de Hund
El principio de máxima multiplicidad
establece que los electrones no completan
un subnivel mientras existan orbitales
vacíos o incompletos de ese mismo
subnivel.
C: 1s2 2s2 2p2
N: 1s2 2s2 2p3
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

54. Diagrama de Möller

55. Z = 6 C: 1 s 22 s 22 p 2
Z = 17 Cl: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 5
Z = 20 Ca: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 64 s 2
Z = 26 Fe: 1 s 22 s 22 p 63 s 23 p 63 d 64 s 2
Z = 35 Br: 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 5
Solamente hay dos excepciones:
Z = 24 Cr: 1 s 2 2 s 22 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 5 4 s 1
Z = 29 Cu: 1 s 2 2 s 22 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 1

56. Regla del Octeto
Al combinarse los átomos tienen la
tendencia a completar en el ultimo nivel o
capa más externa de energía ocho
electrones.

58. Electrones de Valencia
Son los electrones que se encuentran en la
última capa o nivel más externo de energía
y que en la mayoría de veces indica la
valencia del elemento.
• Cuando el átomo posee más de 4
electrones de valencia lo más probable es
que gane electrones.
• Cuando el átomo posee menos de 4
electrones de valencia lo más probable es
que pierda electrones.

59. Electrones de Valencia

60. Enlace Químico
Enlace significa unión, un enlace
químico es la unión de dos o más átomos
dentro de una molécula.
Para la mayoría de los elementos se trata
de completar ocho electrones en su último
nivel.