1. LEYES DE LA MATERIA

2. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE
LA MASA
Lavoisier
“La masa no se crea ni se destruye
únicamente se transforma”
HCl + NaOH Na Cl + H2O
36g + 40g 58g + 18g
76g 76g

3. LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS
Proust
“En la formación de un compuesto hay
proporciones fijas o definidas de sus
elementos”.
En una onza de sal común hay 39.65% de sodio y
60.34% de cloro
En una libra de sal común hay 39.65% de sodio y
60.34% de cloro
Esto indica que son los mismos porcentajes

4. LEY DE LAS PROPORCIONES
MÚLTIPLES
Dalton:
“Cuando dos cuerpos se unen en
proporciones diferentes para formar
compuestos diferentes, la masa del
un cuerpo permanece fija, mientras
que la del otro varía en una relación
sencilla”

5. Así el Nitrógeno con el Oxígeno forman
compuestos diferentes:
Masa fija Masa Varía
N2O óxido nitroso 28g N 16gO
N2O2 oxido nítrico 28g N 32gO
N2O3 anhídrido nitroso 28g N 64gO
N2O4 dióxido de nitrógeno 28gN 62gO
N2O5 anhídrido nítrico 28g N 80gO

6. LEY DE LAS PROPORCIONES
RECIPROCAS
Wenzel
“La proporción en peso con que se
combina un elemento para formar un
compuesto es la misma que se
combinará para cualquier otro”.
Mg2O3 /48
SO2 32/32
HCl 1/35

7. ESTRUCTURA ATOMICA Y
MODELOS ATOMICOS

8. HISTORIA DE LA NATURALEZA
DE LA MATERIA
Empieza con una partícula
fundamental llamada ÁTOMO que
significaba indivisible.

9. MODELO DE DALTON
En el año 1803- 1804
Su teoría se basó en :
• La masa se conserva en toda reacción
química
• Todos los átomos de una molécula son
idénticos: tamaño, forma, masa, se
diferencian con otros por sus cualidades
• Toda reacción química consiste en la unión
o separación de átomos

10. FARADAY
Realizó estudios cuantitativos sobre
el fenómeno de la ELECTRÓLISIS:
Al atravezar corriente eléctrica en un
líquido éste se ioniza produciéndose
trnasformaciones químicas en los
electrodos, logrando disociar a sus
constituyentes:
NaCl Na+
+ Cl-

11. STONEY
En 1874 luego de muchos estudios
realizados hace notar que la materia
tiene naturaleza ELÉCTRICA en
donde existen unas unidades
discretas llamadas ELECTRONES

12. THOMSON
En 1897 se dedicó al estudio de los
rayos catódicos demostrando que
cargas de signo contrario se atraen y
cargas del mismo signo se repelen,
de aquí las denominó a las cargas
negativas ELECTRONES (e-
) que
estaban en medio de las cargas
positivas

13. UVAS EN GELATINO: THOMSON
El átomo era como una esfera de
electricidad positiva en cuyo interior
se encontraban sumergidos los
electrones como “uvas en gelatina” o
en una bola de algodón , este modelo
lo descartó Rutherford

14. RUTHERFORD
En 1911 creyó que partículas alfa
que tienen gran energía atravesaban
una lámina metálica en línea recta y
que no sufrían desviaciones,
descubriendo así las sustancias
Radioactivas

15. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

16. Figura No. 2.1 Tubo de Rayos Catódicos

17. Figura No 2.2 Experimentos de Rutherford

18. DIFERENCIAS ENTRE LAS IDEAS DE
THOMPSON Y RUTHERFORD

19. POSTULADOS DE RUTHERFORD
• El átomo es un gran espacio vacío
• La masa se encuentra concentrada
en el centro del átomo junto con la
carga positiva, ocupando un pequeño
volumen llamado NÚCLEO.
• Los electrones se encuentran girando
alrededor del núcleo en órbitas
• El átomo está constituído de :
electrones, protones y neutrones

20. +
-
β
α
γ

21. Cuando Thompson propuso su modelo atómico se sabía que los átomos
eran neutros.
Teniendo en cuenta lo que se sabía del átomo, y luego de los experimentos
mencionados, Thompson propuso el siguiente modelo:
El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual
se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma
similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como
el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de
cargas negativas.

22. Volviendo al experimento de Rutherford
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la
lámina sin desviarse, porque igual que en
caso de la reja, la mayor parte del espacio
de un átomo es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque
pasan muy cerca de centros con carga
eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa
(CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan
frontálmente contra esos centros de carga
positiva.

23. Modelo de BOHOR
1911 propuso el modelo planetario
para el átomo de Hidrógeno en
donde decía que el núcleo se
encuentra en reposo y los electrones
giran alrededor en órbitas circulares

24. Para realizar su modelo atómico utilizó el átomo
de hidrógeno.
Describió el átomo de hidrógeno con un protón
en el núcleo, y girando a su alrededor un
electrón.
En éste modelo los electrones giran en órbitas
circulares alrededor del núcleo; ocupando la
órbita de menor energía posible, o sea la órbita
más cercana al núcleo posible.
MODELO ATÓMICO DE BOHR

25. MODELO DE SOMERFELD
Sugiere la existencia de órbitas
elípticas para los electrones, pero no
se ajustaba completamente a las
observaciones hechas anteriormente
por lo que este modelo fue rechazado

26. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno.
En los espectros realizados para otros átomos se observaba que
electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo
andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel
energético existían SUBNIVELES.
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el
modelo atómico de Bohr, en el cual los
electrones sólo giraban en órbitas circulares,
al decir que también podían girar en ORBITAS
ELIPTICAS
MODELO DE SOMMERFELD

27. Representación mediante orbitales. En ellos
existe un 90-99% de probabilidad de encontrar al
electrón. En la figura representación de un
ORBITAL "s"
“EL ORBITAL ATÓMICO"
ORBITAL ATÓMICO: es la región del espacio en la cual existe mayor
probabilidad de encontrar al electrón.
MODELO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA

28. Figura No 2.4. Modelos Atómicos

29. EL ATOMO: DEFINICIÓN
Etimológicamente:
A= sin
Tomos= división
En la actualidad se considera que el
átomo si admite división en los
procesos de fisión y fusión nuclear
donde se liberan grandes cantidades
de energía

30. El átomo es la unidad básica
fundamental de cualquier elemento
Es la menor cantidad de materia que
puede intervenir en una combinación
química

31. El átomo
Tamaño : 1Aº
= 10 -10
m
Peso: 10-22
g
Tamaño del núcleo = 10.000 veces
menor que el tamaño del átomo

32. ESTRUCTURA DEL ATOMO
Núcleo protones (+)
neutrones (o)
Niveles electrónicos electrones (-)

33. MASA ATOMICA “A”
A= N + Z
A = Nº de neutrones + Nº de protones
A= masa atómica
N= número de neutrones
Z= número de protones (Nº atómico)
Se representa:
A
ZCa N

34. ISOTOPOS
Son átomos de un mismo elemento
que tienen igual número atómico (z) y
diferente masa atómica (A)
28 29 30 31
14Si 14 14 Si15 14Si 16 14Si17
El Cl tiene en la naturaleza 3 isótopos
35 36 37
Cl Cl Cl