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
• John Dalton (1808)
• 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.
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.
• 1. La materia está formada por
minúsculas partículas
• En 1808, Dalton indivisibles llamadas átomos.
publicó sus ideas
sobre el modelo
atómico de la
materia Los
principios
fundamentales
de esta teoría •
son:
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
• Dedujo que el átomo
debía estar formado por
una corteza con los
electrones girando
alrededor de un núcleo
central cargado
positivamente.
• 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.
La mayoría de ellas
atravesaba la lámina
metálica sin cambiar de
dirección; sin embargo,
unas pocas eran
reflejadas hacia atrás
con ángulos pequeños.
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.
• 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
• Propuso un nuevo
modelo atómico, según el
cual los electrones giran
alrededor del núcleo en
unos niveles bien
definidos.
• Espectros atómicos
discontinuos originados
por la radiación emitida
por los átomos excitados
de los elementos en
estado gaseoso.
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
PROTONES
NUCLEO
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
• La corteza es la parte
central del átomo y
exterior del átomo. En
contiene partículas con
ella se encuentran los
carga positiva, los
electrones, con carga
protones, y partículas
negativa. Éstos,
que no poseen carga
ordenados en distintos
eléctrica, es decir son
niveles, giran alrededor
neutras, los neutrones.
del núcleo.
• La masa de un protón es • La masa de un electrón
aproximadamente igual a
es unas 2000 veces
la de un neutrón.
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.
NUMERO
MASICO
A
NUMERO
ATOMICO
E
SIMBOLO DEL
ELEMENTO
Z
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.
La suma del número de
protones + neutrones
NUMERO
MASICO
A
NUMERO
ATOMICO
Z
E
PARA LOS SIGUIENTES
ELEMENTOS
Fe
Encuentre
-Número atómico (Z)
-Masa Atómica (A)
-Cantidad de e, p, n
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).
ISOTOPOS
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.
ISOTOPO:
Átomos de un mismo elemento que poseen las
mismas propiedades químicas, pero distinta masa
El hidrógeno se
presenta en la
naturaleza de tres
formas, es decir
presenta tres
isótopos
1
H
1
2
H
1
Isótopos del hidrógeno
3
H
1
Radiactividad
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.
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 ().
Decaimiento beta ().
La partícula beta que se emite es
un electrón, con su correspondiente
carga y masa
Estas partículas alfa consiste
en un agregado de dos
protones y dos neutrones
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.
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
226
Ra
88

222
+
Rn
86
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.
4
2

24
Mg
11

24
12
Na
+
0
-1
.
APLICACIONES
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.
EJEMPLOS
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
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.
Distribución de Electrones
por Niveles de Energía
ATOM’S HOTEL
Séptimo Nivel
Sexto Nivel
Quinto Nivel
Cuarto Nivel
Tercer Nivel
Segundo Nivel
Primer Nivel
e le c tr o n
n e u tr o n
ATOM’S HOTEL
p r o to n
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.
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
Subnivel
Capacidad
de
electrones
s
2
p
6
d
10
f
14
Nivel de energía
(n)
Subniveles
(l)
Orbitales
(m)
1
s
1
2
s
p
1
3
3
s
p
d
1
3
5
4
s
p
d
f
1
3
5
14
5,6,7
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
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.
- 1/2
Regla de Máxima Multiplicidad
Nitrógeno (Z=7)
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.
1s2
2s2
2p3
1s2
1s2
2s2
2s2
2p6
2p6
3s2
3s2
3p1
3p6
Configuración Electrónica
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