clases de quimica primera año de bachillerato

1. Química I
( Química General)
DOCENTE : PROF. MARIO ZALDIVAR

2. Introducion
¿ que es la química ?
Definiciones
Se denomina química a la ciencia que estudia tanto la composición,
estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta
experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.
el egipcio keme (“tierra”), la química es la ciencia que se dedica al estudio de la
estructura, las propiedades, la composición y la transformación de la materia.

3. Ramas de la química

4. La química en la vida diaria
Química
Medicina
La Agricultura
La industriaLa botánica
La geología

5. Tema : las partículas sub atómicas
sub tema: Modelo atómico de Bohr y
modelo actual.

6. El atomo
 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:
 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.

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

8. Modelos atómicos
 Modelos atómicos
En Ciencia, un modelo intenta explicar una teoría mediante una comparación.
Un modelo será tanto más perfecto cuanto más claramente explique los
hechos experimentales. El modelo es válido mientras explica lo que ocurre en
los experimentos; en el momento en que falla, hay que modificarlo.

9. La 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:

10. Modelo de atómico de Dalton
 2.- 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.

11. Modelo de atómico de Dalton
 3- Los compuestos se forman por la unión de átomos de los
correspondientes elementos según una relación numérica sencilla y
constante.

12. 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.

13. 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).

14. Modelo atómico de Thomson
 La electrización: Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un
cuerpo y es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva.
 - La formación de iones: Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido
electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y
si pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama catión.

15. Modelo atómico de Rutherford
 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".
Rutherford hizo pasar la radiación a través de un campo magnético intenso,
observó que los rayos se separaban en distintas direcciones. Los rayos alfa
tienen carga doblemente positiva, se desvían hacia la placa negativa y su
masa resultó ser 4 veces mayor que la del hidrógeno. Los rayos beta eran
idénticos a los rayos catódicos, que son una corriente de electrones con carga
-1. Los rayos gamma, no son desviados por el campo magnético, no tienen
masa ni carga.

16. 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.

17. El Modelo atómico de Rutherford o
modelo nuclear establece que:
 - El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga
positiva y casi toda la masa.
 - La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada
por la carga negativa de los electrones, que están fuera del núcleo.
 - El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de
electrones del átomo.
 - Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están
separados de éste por una gran distancia.

18. Los neutrones
 La masa de protones y electrones no coincidía con la masa total del
átomo; por tanto, Rutherford supuso que tenía que haber otro tipo de
partículas subatómicas en el núcleo de los átomos.
 Estas partículas fueron descubiertas en 1933 por J. Chadwick. Al no tener
carga eléctrica recibieron el nombre deneutrones.
 Los neutrones son partículas sin carga y de masa algo mayor que la masa
de un protón.

19. Estructura del átomo
Según esto, el átomo quedó constituido así:
 - Una zona central o NÚCLEO donde se encuentra la carga total positiva (la
de los protones) y la mayor parte de la masa del átomo, aportada por los
protones y los neutrones.
 - Una zona externa o CORTEZA donde se hallan los electrones, que giran
alrededor del núcleo.
 Hay los mismos electrones en la corteza que protones en el núcleo, por lo
que el conjunto del átomo es eléctricamente neutro.

20. Modelo atómico de Bohr
Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Bohr formuló,
en 1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran:
 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.

21. La distribución de electrones
 Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1920 se
introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos.
 De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía:
 - En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones.
 - En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones.
 - En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones.
La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce
como estructura o configuración electrónica del elemento.
 Ejemplos:2He Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan en la primera capa. Se representa como (2). Las capas se
colocan entre paréntesis y se separan por comas.
 10Ne -> (2,8)
 18Ar -> (2,8,8)
 11Na -> (2,8,1)
 15P -> (2,8,5)
A los electrones que están situados en la última capa se les denomina electrones de valencia y, al nivel que
ocupan, capa de valencia. Estos electrones son los responsables de las propiedades químicas de las sustancias.

22. Modelo actual (modelo cuántico)
El modelo de Bohr es determinista, pero funcionaba muy bien para el átomo de
hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que
los 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
enórbitas elípticas.
Esto dio lugar a un nuevo número cuántico: "El número cuántico azimutal o
secundario", que determina la forma de los orbitales, se lo representa con la letra "l"
y toma valores que van desde 0 hasta n-1.