1. QUIMICA
ORGANICA
ESTRUCTURA ATÓMICA
CORTEZ, GONZALO 6ºB 2012

2. A DESARROLLAR:
• FUNDAMENTOS • PROPIEDADES
DE LAS TEORIAS PERIODICAS DE
ATÓMICAS LOS ELEMENTOS
• MODELOS
ATÓMICOS
• ESTRUCTURA
ATÓMICA

3. LEYES FUNDAMENTALES DE QUÍMICA
LEYES GRAVIMETRICAS LEYES VOLUMÉTRICAS
-Ley de Lavoisier - Ley de Gay Lussac
-Ley de Proust
-Ley de Dalton
-Ley de Richter

4.  “En toda transformación química la
masa se conserva, es decir, la masa
total de los reactivos es igual a la masa
total de los productos de la reacción”.
 Ejemplo:2 gramos de cloro y 3 gramos
de sodio producen 5 gramos de cloruro
de sodio.

5.  “Los elementos se combinan para
formar compuestos en una proporción
de masa fija y definida”.
 Ejemplo: El azufre y el hierro se
combinan para formar sulfuro de hierro
(II) en la siguiente proporción: 4 gramos
de azufre por cada 7 gramos de hierro.

6.  Azufre + Hierro Sulfuro de hierro
 4g 7g 0g
Inicial
 11 g Final
 4g 10 g 0g Inicial
 3g 11 g
Final
 8g 7g 0g Inicial
 4g 11 g Final

7.  “Cuando dos elementos se combinan
entre sí para dar compuestos diferentes,
las diferentes masas de uno de ellos que
se combinan con una masa fija de otro,
guardan entre sí una relación de
números sencillos”.

8.  “Las masas de dos elementos que se
combinan con una masa de un tercero,
guardan la misma relación que las
masas de los dos cuando se combinan
entre sí”.

9.  Si 2 g de hidrógeno se combinan con 16
g de oxígeno para dar agua, y 6 g de
carbono se combinan también con 16
gramos de oxígeno para dar dióxido de
carbono, entonces 2 g de hidrógeno se
combinarán con 6 g de carbono al
formar metano.

10.  “A temperatura y presión constantes,
los volúmenes de los gases que
participan en una reacción química
guardan entre sí relaciones de
números sencillos”.

11.  1 litro de hidrógeno se
combina con 1 litro de
cloro para dar 2 litros de
cloruro de hidrógeno.
 1 litro de nitrógeno se
combina con 3 litros de
hidrógeno para dar 2
litros de amoniaco.
 1 litro de oxígeno se
combina con 2 litros de
hidrógeno para dar 2
litros de agua (gas).

12.  “A una presión y a una temperatura
determinados en un volumen concreto
habrá el mismo número de moléculas
de cualquier gas”.
 Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es
decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en
condiciones normales (p = 1 atm; T = 0
ºC) un volumen de 22’4 litros.

13.  Los elementos químicos están constituidos
por partículas llamadas átomos, que son
indivisibles e inalterables en cualquier
proceso físico o químico.
 Los átomos de un elemento son todos
idénticos en masa y en propiedades.
 Los átomos de diferentes elementos son
diferentes en masa y en propiedades.
 Los compuestos se originan por la unión de
átomos de distintos elementos en una
proporción constante.

14. Ley de
Proust
Ley de
Dalton

15.  Es un número de Avogadro (NA= 6,022 · 1023)
de átomos o moléculas.
 En el caso de un NA de átomos también
suele llamarse átomo-gramo.
 Es, por tanto, la masa atómica o molecular
expresada en gramos.
 Definición actual: El mol es la cantidad de
sustancia de un sistema que contiene tantas
entidades elementales (átomos, moléculas,
iones...) como átomos hay en 0,012 kg de
carbono-12 (12C).

16.  Molecular.
› Indica el nº de átomos existentes en cada molécula.
 Empírica.
› Indica la proporción de átomos existentes en una
sustancia.
› Está siempre reducida al máximo.
 Ejemplo: El peróxido de hidrógeno está formado
por moléculas con dos átomos de H y dos de O.
› Su fórmula molecular es H2O2.
› Su fórmula empírica es HO.

18.  Tubo de descarga de Thompson
 Las partículas de los rayos catódicos
interactuaban con un campo eléctrico
(que desvía la pantalla hacia arriba) y
otro magnético que actuaba en sentido
contrario
 Cuando las magnitudes de ambas
fuerzas se igualaban la trayectoria era
rectilínea

19. Modelode  Al descubrir el
Thompson electrón con carga
negativa, se
postuló la
existencia de una
carga positiva para
compensarlo, ya
que la materia es
eléctricamente
neutra.

20.  Dirige haz de partículas hacia placa
delgada de oro. La mayoría la atraviesan,
otras se desvían muy poco y el 0.001% son
desviadas en ángulo agudo o regresan.

24.  El átomo tiene espacio vacío
 Tiene un campo eléctrico muy
intenso en una zona muy reducida
de espacio que hace posible el
rebote de algunas partículas .
 Propuso la existencia del protón y
del neutrón.
 Pero fue Chadwick en 1932 quien
probó que la relación He:H es 4:1

25.  Los cuerpos del microcosmos (electrones,
nucleones, átomos y moléculas) absorben y
emiten luz de manera discontinua, en
pequeños paquetes de energía llamados
cuantos de energía (latín QUANTUM
“cantidad elemental”

26.  Einstein, basado en la teoría de Planck,
lanzo la hipótesis de que la luz estaba
formada por corpúsculos, que luego
fueron llamados fotones, con energía
E=hv
 Esto explicaba el fenómeno
fotoeléctrico (el desprendimiento de
electrones de la superficie de un metal
que se ilumina con luz de alta
frecuencia.

27.  Los electrones en los átomos presentan
solo ciertos niveles energéticos estables
 Basado en la teoría de Planck, encontró que
solo ciertas órbitas eran factibles, con
r=0.529n2, donde r=radio atómico y
n=número cuántico principal
 Concluyó que la energía de los electrones
en el átomo no pueden tomar cualquier
valor.
 En la órbita n caben 2n2 electrones

28.  n, principal, se refiere a la energía de
las órbitas, o los niveles energéticos y al
tamaño do órbita
 l , orbital, se refiere a un subnivel
energético, cuando hablamos de una
órbita especifica
 ml, magnético, se refiere a la
orientación del orbital
 ms, spin, se refiere al movimiento de
rotación del electrón

31.  La mayoría de los cuerpos adquieren carga eléctrica al
ser frotados. Como consecuencia de eso, manifiestan
fuerzas de atracción o de repulsión, que se establecen
al interactuar con otros cuerpos con carga eléctrica.
 Se ha experimentado que los cuerpos se electrizan con
cargas de distinto signo se atraen, mientras que
aquellos cuerpos que se electrizan con cargas de igual
signo se repelen. Esto se conoce como fuerzas
electrostáticas.

32.  Cuando un átomo neutro pierde o gana electrones, se
transforma en un átomo con carga eléctrica. Cuando
esto ocurre, el átomo resultante se llama ión.
 Se reconocen dos tipos de iones: cationes y aniones.

33.  Cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones,
recibe el nombre de catión.
 Estos iones tienen carga eléctrica positiva, ya que la
cantidad de protones que posee es mayor que la de
electrones.

34.  Cuando un átomo neutro gana uno o más electrones,
da origen a un anión. Este ión tiene carga neta
negativa debido a que queda con un exceso de
electrones.

35.  Un elemento es una sustancia química formada por un
solo tipo de átomo, que no se puede descomponer en
sustancias más simples.
 Se clasifican en metales, no metales y metaloides.
 Los elementos químicos están presentes en múltiples
situaciones de nuestro diario vivir, como por ejemplo la
sal está formada de sodio (Na) y cloro (Cl).

36.  Los elementos químicos muy pocas veces se
encuentran como átomos aislados, casi siempre se
encuentran unidos entre sí, formando nuevas sustancias
llamadas compuestos.
 Para formar compuestos, los átomos que los
constituyen deben mantenerse unidos gracias a un tipo
de interacción llamado enlace químico.

37.  Este tipo de enlace se forma por transferencia de uno o
más electrones entre un elemento metálico que cede
electrones y un elemento no metálico que recibe
electrones.
 Los compuestos unidos por enlace iónico constituyen
cristales, debido a que la atracción produce un arreglo
de átomos llamado red cristalina.

38.  El enlace covalente se forma entre elementos no
metálicos, que poseen fuerzas de atracción eléctrica
similares. En este tipo de enlace, los átomos
involucrados comparten electrones y original
moléculas.

39.  El enlace covalente permite la formación de moléculas
de elementos cuando se unen átomos del mismo
elemento y moléculas de compuestos cuando se unen
átomos de diferentes elementos.

40.  Las sustancias químicas que resultan de la unión de dos
o más elementos en proporciones fijas y exactas, se
denominan compuestos químicos.
 Los compuestos presentan propiedades específicas y
diferentes de las propiedades que presentan los
elementos que los forman.
 Las fórmulas químicas se usan para representar los
elementos que forman un compuesto o molécula; en
ellas se indica con símbolos, los elementos que forman
a la molécula y con números, la cantidad o proporción
de átomos de cada elemento.

41.  Son aquellos que están formados por cualquiera de los
demás elementos, incluido en algunos casos el
carbono, como el monóxido de carbono y el dióxido
de carbono.
 Actualmente se han descrito unos cien mil compuestos
inorgánicos, y generalmente son solubles en agua.