ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Breve revisión del modelo atómico
 Estructura atómica
 Número atómico, número de masa, isotopos
 Moléculas e iones
 Masa molecular
 Número de Avogadro
 Masa molar

BREVE REVISIÓN DEL MODELO ATÓMICO
Siglo V A.C.: Toda la
materia estaba formada
por partículas pequeñas
e indivisibles llamadas
átomos
Átomo: indestructible e indivisible
DEMÓCRITO
JOHN DALTON
Químico, matemático y
filósofo inglés
(1766-1844)
• Sus teorías dieron inicio a la era de la
química moderna
1. Los elementos están formados por
partículas
extremadamente
pequeñas
llamadas átomos
2. Todos los átomos de un mismo elemento son
idénticos (iguales propiedades). Los átomos
de un elemento son diferentes a los átomos
de todos los demás elementos
3. Los compuestos están formados por átomos
de más de un elemento. En cualquier
compuesto, la relación del número de
átomos entre dos elementos presentes
siempre es un número entero o una fracción
sencilla
4. Una reacción química implica sólo la
separación, combinación o reordenamiento
de los átomos; nunca supone la creación o
destrucción de los mismos.
LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS
Muestras diferentes de un mismo
compuesto siempre contienen los
mismos elementos y en la misma
proporción de masa
Joseph Proust
(1754-1826)
Químico Francés
CO: Monóxido de carbono
O
1
=
C
1
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
Si dos elementos pueden combinarse para formar
más de un compuesto, la masa de uno de los
elementos que se combina con una masa fija del
otro mantiene una relación de números enteros
pequeños.
ESTRUCTURA DEL ÁTOMO
Dalton definió el átomo: unidad básica de un
elemento que puede intervenir en una
combinación química.
 1850 hasta el siglo XX: estudios demostraron que
los átomos tenían una estructura interna,
formados por partículas mas pequeñas
denominadas partículas subatómicas
 Las investigaciones condujeron al descubrimiento
de tres partículas: electrones, protones y
neutrones

EL ELECTRÓN
Joseph John
Thomson(1856-1940)
Físico Inglés
Las partículas A eran
desviadas por la parte
positiva del campo eléctrico
 Se denominaron electrones
 La relación entre la carga
eléctrica y la masa de un
electrón: -1.76x108 C/g

CARGA DEL ELECTRÓN
Robert Andrews Millikan
(1868-1953)
Físico Estadounidense



La carga de c/electrón
es exactamente la
misma
La carga de un electrón
es -1.76x108 C
La masa es 9.10x10-28 g
RAYOS X



Wilhelm Röntgen(18951923)
Físico Alemán
1895: Röntgen observó la emisión de
unos «rayos desconocidos», cuando
los rayos catódicos incidían sobre el
vidrio y los metales
Los rayos atravesaban la materia,
oscurecían las placas fotográficas, y
producían fluorescencia en algunas
sustancias.
No eran desviados de su trayectoria
por un imán, no podían contener
carga y se denominaron Rayos X
(naturaleza desconocida)
RADIOACTIVIDAD




Marie Curie (1867-1934)
Química y Física Polaca
Algunos compuestos de uranio
oscurecían placas fotográficas
cubiertas, en ausencia de rayos
catódicos.
Altamente energéticos y no se
desviaban de su trayectoria en
presencia de un campo magnético.
A diferencia de los rayos X, se emitían
de manera espontanea.
Marie Curie, sugirió el nombre de
Radioactividad a la emisión
espontanea de partículas o radiación.
Electrones
Positivas
PROTÓN Y NÚCLEO



-
-

-




Thomson: «modelo del pudin de
pasas». Esfera uniforme cargada
positivamente, dentro del cual se
encontraban los electrones
1910: Rutherford descubrió el
protón y el núcleo.
Núcleo: denso conglomerado
central dentro del átomo
Protones: partículas del núcleo que
tienen carga positiva. Tienen la
misma carga que los electrones y
su masa es de 1.67262x10-24 g
Las masa del núcleo constituye la
mayor parte de la masa total del
átomo.
El núcleo sólo ocupa1/1013 del
volumen total del átomo.
El radio típico de un átomo es de
100 pm
El radio del núcleo es 5x10-3 pm
PROTÓN Y NÚCLEO
Ernest Rutherford (18711937)
Físico neozelandés
Protones
neutrones
EL NEUTRÓN


James Chadwick (18911972)
Físico británico

Bombardeó con
partículas  una lámina
de berilio, el metal emitió
rayos similares a los
rayos 
Experimentos
posteriores demostraron
que se trataba de un
tercer tipo de partículas
conocidas como
neutrones
Partículas
eléctricamente neutras
con una masa
ligeramente mayor a la
masa de los protones
Partícula
Masa (g)
Coulomb
Signo
Electrón
9.10938x10-28
-1.6022x10-10
-1
Protón
1.67262x10-24
1.6022x10-10
1
Neutrón
1.67493x10-24
0
0
NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MASA
Todos los átomos se pueden identificar por el
numero de protones y neutrones que contienen
 Número atómico (Z): número de protones en el
núcleo del átomo de un elemento
 En un átomo neutro el número de protones es
igual al numero de electrones, de manera que Z
también indica el número de electrones presentes
en el átomo.
 Numero masa (A): número total de neutrones y
protones presentes en el núcleo de un átomo de
un elemento

Numero de masa= numero de protones  numero
de neutrones
= numero atómico  número de neutrones
X
B
12
5
A: número de masa
Z: número atómico
A: 12
Z: 5
A: protones  neutrones
A: 5 protones  ?
Z: 5 protones
Neutrones: 7
Electrones: 5
ISÓTOPOS
Átomos que tienen el mismo número atómico
pero diferente número de masa
 Ej: tres tipos de isótopos de hidrógeno

H H H
1
2
3
1
1
1
TALLER 3

Indique el número de protones, neutrones y electrones en cada
una de las siguientes especies:
He S N
Cu Sr Ba Hg
3
2

33
15
16
7
63
84
130
202
29
38
56
80
Escriba el símbolo adecuado para cada uno de los siguientes
isótopos:

Z=11, A=23; Z=28, A=64; Z=74, A=186; Z=80, A=201
MOLÉCULAS
Agregado de, por lo menos, dos átomos en una
colocación definida que se mantienen unidos a
través de fuerzas o enlaces químicos.
 Pueden contener átomos del mismo elemento o
átomos de dos o más elementos, siempre en una
proporción fija.
 Una molécula no siempre es un compuesto. H2 es
un elemento puro, pero consta de moléculas
formadas por dos átomos de H cada una.
 Moléculas diatómicas: H2, O2, Br2, CO, HCl
 Moléculas poliatómicas: O3, H2O, NH3

IONES
Átomo o grupo de átomos que tienen una carga
neta positiva o negativa
 Catión: ion con carga neta positiva
 Anión: ion con carga negativa
 Iones monoatómicos: Na, Cl Iones poliatómicos: CN-(ion cianuro), NH4(ion
amonio)

MASA ATÓMICA
Los átomos son partículas extremadamente
pequeñas
 La partícula mas pequeña de polvo que puede
observarse posee aproximadamente 1x1016
átomos. Sin embargo, es imposible pesar un solo
átomo
 Existen métodos experimentales para determinar
su masa en relación con la de otro
 Masa atómica: masa de un átomo en unidades de
masa atómica (uma).
 uma: masa exactamente igual a un doceavo de la
masa de un átomo de carbono-12

NÚMERO DE AVOGADRO
En las situaciones reales se manejan cantidades
macroscópicas de átomos.
 Es necesario tener una unidad especial para
referirse a una gran cantidad de átomos
 Par (2 objetos), docena (12 objetos)………
 Los químicos miden a los átomos y moléculas en
moles
 En el SI un mol es: cantidad de una sustancia
que contiene tantas entidades elementales
(átomos, moléculas u otras partículas) como
átomos hay exactamente en 12 g del isótopo de
carbono-12.







Número de Avogadro:
6.0221415x1023
Se redondea a 6.022x1023
Al igual que una docena de naranjas contiene 12 naranjas,
1 mol de átomos de hidrógeno contiene 6.022x1023 átomos
de hidrógeno
Algunas equivalencias:
Cantidad
Masa atómica
Masa molar
Sodio (Na)
22.99 uma
22.99 g
Fosforo (P)
30.97 uma
30.97 g
Masa molar: masa en (g o kg) de 1 mol de unidades (átomos
o moléculas) de una sustancia
Conociendo la masa molar y el número de Avogadro
podemos conocer la masa en gramos de un solo átomo.

Calcular el peso de un átomo de carbono:
1 mol de C-12  12 g  6.022x1023 átomos de C-12
x 1 átomo de C-12
x= 12 g de átomos de C-12/6.022x1023 átomos de C-12
= 1.993x10-23 g
Masa del
elemento (m)
m/M
nM
Número de moles
del elemento (n)
nNA
N/NA
Número de
átomos del
elemento
EJERCICIOS





Cuantos moles de He hay en 6.46 g de He?
1 mol de He  4.003 g
X  6.46 g
X= 1.61 moles de He
Cuantos gramos de zinc hay en 0.356 moles de Zn?
1 mol de Zn  65.39 g
0.356 moles de Zn  X
X= 23.3 g de Zn
Calcular el número de gramos de plomo (Pb) en 12.4 moles de plomo
Cuantos átomos hay en 16.3 g de azufre?
1 mol de S  32.07 g
X  16.3 g
X= 0.51 moles de S
1 mol de S  6.02x1023 átomos de S
0.51 moles de S  X
X= 3.06x1023 átomos de S
Calcular el número de átomos en 0.551 g de potasio
MASA MOLECULAR (PESO MOLECULAR)



Es la suma de las masas atómicas en una molécula
La masa molecular se expresa en umas y la masa molar se expresa en gramos
Ej: calcular el peso molecular de dióxido de azufre (SO2) y la cafeína
(C8H10N4O2)
S: 32 g
O: 16 x 2 átomos de O
= 32  32
= 64 uma
C: 12 x 8 átomos de C
H: 1 x 10 átomos de H
N: 14 x 4 átomos de N
O: 16 x 2 átomos de O
= 96  10  56 
32
= 194 uma
EJERCICIOS


Calcular el número de moles de cloroformo (CHCl3) en 198 g
de cloroformo.
1 mol de CHCl3  119.5 g/mol
X  198 g
X= 1.67 moles de cloroformo
Cuántos átomos de hidrógeno están presentes en 72.5 g de
isopropanol, C3H8O?
1 mol de isop  60.06 g
X  72.5 g
X= 1.2 moles de isopropanol
1 mol de C3H8O  8 g de H
1.2 moles de C3H8O  X
X= 9.6 g de H
1 mol de H 1 g de H  6.02x1023 átomos de H
9.6 g de H  X
X= 5.76x1024 átomos de H

Cuántos átomos de N están presentes en 25.6 g
de urea (NH2)2CO
Cuántos átomos de O
 Cuántos átomos de C
 Cuántos átomos de H

TALLER 4


Calcule la masa molar de un compuesto si 0.372
moles de él tienen una masa de 152 g
Calcular la masa molar (peso molecular) de cada una
de las siguientes sustancias:






Li2CO3, CS2, CHCl3, C6H6, KNO3, MgN2
Cuantos átomos hay en 5.10 moles de S
Cuantos átomos existen 0.097 moles de nitrógeno
Cuantos átomos están presentes en 3.14 g de cobre
(Cu)?
Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de cada
uno de los siguientes elementos: As, Ni
Calcular el número de átomos de C, H, O en 1.50 g de
glucosa (C6H12O6)
ANTECEDENTES MODELO ATÓMICO
MODERNO
Relaciones luz-materia
 Radiaciones electromagnéticas
 Espectros continuos y de líneas
 Cuantización
 Dualidad

FÍSICA CLÁSICA Y TEORÍA CUÁNTICA






Max Planck (1858-1947)
Físico alemán
En el siglo XIX la física
clásica permitió la explicación
a muchos fenómenos
macroscópicos
Ej: la presión de un gas
(modelos de moléculas como
pelotas)
Algunos fenómenos como la
estabilidad de las moléculas
no pudieron ser explicados
Que fuerza mantenía a los
átomos unidos en una
molécula?
1900: Max Planck formuló la
teoría cuántica
Descubrió que los átomos y
las moléculas emiten energía
sólo en cantidades discretas
conocidas como cuantos.
ONDAS
Alteración vibrátil
mediante la cual
se transmite la energía
Longitud de onda: longitud
entre puntos iguales de ondas
sucesivas ()
Frecuencia: número de ondas
que pasan por un punto
particular en un segundo ()
Amplitud: longitud vertical de
la línea media de una onda a
su cresta o a su valle
VELOCIDAD DE UNA ONDA
V= 
: metros, centímetros o
nanómetros
: Hz (1 ciclo/s)
ONDAS MECÁNICAS Y ELECTROMAGNÉTICAS
RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA


Las ondas EM viajan a 3.00x108 m/s en el
vacío
Por convención, la velocidad de las OEMs
se expresa con el símbolo c
La longitud de onda se expresa en
nanómetros

1873: James Clerk
Maxwell propuso que
la luz visible se
compone de ondas
electromagnéticas
Onda que se propaga
en cualquier medio y
tiene una componente
magnética y una
eléctrica
REM: emisión y
transmisión de
energía en forma de
ondas
electromagnéticas
EJEMPLO
La longitud de onda de un láser de luz infrarroja
es aproximadamente 1064 nm. Cuál es la
frecuencia de esta radiación?
 Cuál es la longitud de onda (en metros) de una
OEM que tiene una frecuencia de 3.64x107 Hz?

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Distribución energética del conjunto de las ondas
electromagnéticas
TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
Todo sólido al ser calentado
puede emitir energía en un
amplio rango de longitudes
de onda
 Falló la teoría ondulatoria
establecida y las leyes de la
termodinámica.
 Algunas teorías trataban de
explicar el comportamiento
a longitudes de onda cortas
y otras a longitudes de
onda larga.

APORTE DE PLANCK






Planck escandalizó a los físicos del momento. Resolvió el
problema con una suposición que se apartaba en forma
radical de los conceptos establecidos
Según la física clásica, los átomos y moléculas emitían o
absorbían cualquier cantidad de energía en forma radiante
Planck: los átomos y moléculas emiten o absorben energía
sólo en cantidades discretas, como pequeños paquetes.
Cuanto: mínima cantidad de energía que se podía emitir
en forma de REM.
La energía de un solo cuanto está dada por:
E= h,
donde
h: constante de Planck, 6.63x10-34 J.s
: frecuencia de la radiación
Otra forma de expresar la ecuación anterior:

=ℎ

EL EFECTO FOTOELÉCTRICO


Albert Einstein(1879-1955)
Físico alemán



Los electrones son
expulsados desde la
superficie de ciertos
metales que se han
expuesto a la luz de una
cierta frecuencia mínima
(frecuencia umbral)
El número de electrones
liberados era proporcional
a la intensidad de la luz.
Independiente de la
intensidad de la luz, los
electrones no se liberan
cuando la frecuencia no
llegaba al umbral.
Einstein consideró que la
luz es en realidad un
torrente de partículas, a
las que denominó fotones
Cada fotón debe tener
asociada una frecuencia y
una energía E:
E= h
EJEMPLOS


Calcule la E (joules) de: a) fotón con una longitud de
onda de 8x105 nm y b) un fotón con una longitud de
onda de 3x10-4 nm
E= h
c= 
= c/
E= h(c/)
1 nm  1x10-9 m
8x105 nm  X
X= 8x10-4 m
E= 6.63x10-34 J.s (3x108 m/s / 8x10-4 m)
E= 2.48x10-22J
La energía de un fotón es 5.87x10-20 J. Cuál es su
longitud de onda en nanómetros?
• Para lograr la emisión de electrones de la
superficie metálica, es necesaria un rayo de luz
con la energía suficiente para este fin.
• Si la frecuencia de los fotones es igual a la
energía de enlace de los electrones en el metal, la
luz tendrá la E suficiente para emitirlos.
• Esto se resume en la siguiente ecuación:
h= KE  W
Donde:
KE: energía cinética del electrón emitido
W: medida de cuan fuerte están unidos los
electrones en el metal
EJERCICIO

La función de trabajo del metal titanio es de
6.93x10-19 J. Calcule la E. cinética de los
electrones expulsados si se utiliza luz de
frecuencia 2.50x1015 s-1 para irradiar el metal.
KE= h - W
= (6.63x10-34 J.s)(2.5x1015 s-1) – 6.93x10-19 J
= 9.65x10-19 J
TEORÍA DE BOHR DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO

Espectros de emisión
Espectros continuos o de
líneas de radiación
emitidos por las
sustancias
 Los espectros de
emisión de los sólidos
calentados emiten un
espectro continuo
 Los espectros de
emisión de los átomos
en fase gaseosa
producen líneas
brillantes en distintas
partes del espectro
visible

ESPECTRO DE EMISIÓN DEL ÁTOMO DE
HIDRÓGENO



Niels Bohr (1879-1955)
Físico danés


n=3
n=2
Fotón
El modelo atómico se
asemejaba al sistema
solar
Según la física clásica en
algún momento el electrón
sería atraído por el núcleo
y se destruiría junto con el
protón
Bohr: el electrón puede
ocupar sólo ciertas órbitas
de energías específicas
Las energías del electrón
están cuantizadas
La emisión de energía de
un átomo de hidrógeno
energizado se debe a la
caída de una órbita de
energía superior a una
inferior y a la emisión de
un cuanto de energía
(fotón) en forma de luz.
Las energías que tiene el electrón en el átomo de
hidrógeno están determinadas por:
1
 = − ( 2 )

donde:
RH: constante de Rydberg, para el átomo de H tiene
un valor de 2.18x10-18 J.
n= número cuántico principal, 1,2,3……
 Estado basal o fundamental cuando n=1
 La estabilidad del electrón disminuye cuando
n1, en este caso se denomina estado excitado
 A medida que aumenta n, el electrón se aleja mas
del núcleo y lo retiene con menor fuerza.

ANALOGÍA MECÁNICA DE LOS PROCESOS DE
EMISIÓN Y ABSORCIÓN
Absorción
Emisión
La cantidad de energía asociada a cada uno de estos cambios
está determinada por la longitud que hay entre los peldaños final e inicial

La diferencia de energía entre los estados inicial
y final para una transición electrónica está dado
por:
1
1
∆ = 
− 2
2


Debido a que la transición conlleva a la emisión de
un fotón de frecuencia  y energía h, se puede
escribir
1
1
 = ℎ = 
− 2
2


DIFERENTES SERIES EN EL ESPECTRO DE
EMISIÓN DEL HIDRÓGENO ATÓMICO
Serie
nf
ni
Región del
espectro
Lyman
1
2,3,4…
Ultravioleta
Balmer
2
3,4,5…
Visible y
ultravioleta
Paschen
3
4,5,6…
Infrarrojo
Brackett
4
5,6,7…
Infrarrojo
Pfund
5
6,7,8…
Infrarrojo
EJERCICIO

Cuál es la longitud de onda (nm) de un fotón emitido desde
el estado ni=5 al estado nf=2 en el átomo de hidrógeno?
1
1
 = 
−
 2  2
1
1
= 2.18x10-18 J 2 − 2
5
2
-19
= -4.58x10 J
= c/
E= h(c/)
= ch/E
= (3x108 m/s)(6.63x10-34 J.s)/(4.58x10-19 J)
= 4.34x10-7 m
= 434 nm
Región visible

Cual es la longitud de onda (nm) de un fotón emitido
durante la transición del estado ni= 6 al estado nf= 4 en el
átomo de H?
DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA



Louis Victor Pierre
Raymond Duc de Broglie
(1892-1977)
Físico francés

1924: explicó más a fondo
el modelo de Bohr.
Porqué los electrones
giran en orbitas alrededor
del núcleo a longitudes
fijas?
de Broglie: si las ondas
luminosas se comportan
como una corriente de
partículas (fotones), quizá
las partículas como los
electrones tuvieran
propiedades ondulatorias
Un electrón enlazado al
núcleo se comporta como
una onda estacionaria
ONDAS ESTACIONARIAS
L= /2
L= 2(/2)
L= 3(/2)
• La amplitud de la onda en
los nodos es cero
• A mayor frecuencia, mayor
vibración y mayor número
de nodos
• de Broglie: si el electrón del
H se comporta como una
onda fija, su longitud
debería ajustarse
exactamente a la
circunferencia de la órbita.
2 = 
Donde r: radio de la órbita
: longitud de onda de la onda descrita por el
electrón
n: 1,2,3,
 Las ondas se comportan como partículas, y éstas
exhiben propiedades ondulatorias
ℎ
=

Donde
m y u son la masa y la rapidez asociada a la
partícula en movimiento

EJERCICIO

Calcule la longitud de onda de la partícula en los
siguientes casos: (J= kg m2/s2)
El servicio más rápido en el tenis es de 68 m/s.
Calcular la longitud de onda asociada a una pelota de
tenis de 6x10-2 kg que viaja a ésta rapidez
 Calcular la longitud de onda asociada a un electrón
que se desplaza a 68 m/s


Calcular la longitud de onda en nm, de un átomo
de H (m: 1.67x10-27 kg) que se mueve a 700 cm/s.
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Kaiyu Update