1) El documento describe las teorías atómicas de Dalton, Thomson y Rutherford. 2) Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles e inalterables que se combinan en proporciones definidas para formar compuestos. 3) Thomson sugirió que el átomo consiste en una esfera de materia positiva con electrones incrustados. 4) Rutherford descubrió los rayos X y realizó experimentos que llevaron a proponer una estructura atómica con un núcleo denso rodeado por electrones.
La ley general de los gases combina las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y Avogadro. Estas leyes matemáticamente relacionan las variables termodinámicas como la presión, volumen y temperatura de un gas cuando las demás variables se mantienen constantes. La ley general de los gases proporciona la ecuación que describe la relación entre la presión, volumen y temperatura de una cantidad determinada de gas.
El documento describe las propiedades y formas en que se presenta el carbono en la naturaleza. El carbono puede aparecer combinado en la atmósfera, corteza terrestre y materia viva, o libre en forma de diamante o grafito. Forma parte integral de compuestos como glúcidos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.
Este documento describe tres leyes fundamentales de los gases: la ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles y Gay-Lussac, y la ley general de los gases. La ley de Boyle-Mariotte establece que para una cantidad de gas a temperatura constante, el producto de la presión y el volumen es constante. La ley de Charles y Gay-Lussac establece que a presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. La unificación de estas dos leyes da como resultado la ley general de los gases
Este documento describe las leyes fundamentales de los gases ideales. La ley de Charles establece la relación directa entre la temperatura y el volumen de un gas. La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas depende de la cantidad de sustancia presente. La constante universal de los gases ideales relaciona la presión, volumen, cantidad y temperatura de un gas ideal a través de la ecuación de estado.
El documento presenta información sobre el modelo atómico de Rutherford. Rutherford propuso que el átomo consiste en un núcleo pequeño y denso que contiene carga positiva y masa, rodeado por electrones. Este modelo superó la idea de que la carga se distribuye uniformemente en el átomo. El modelo de Rutherford tuvo limitaciones que luego fueron explicadas por la teoría cuántica de Bohr.
Este documento explica cómo calcular la densidad y la masa molecular de un gas utilizando la fórmula del gas ideal. Define la densidad como la relación entre la masa y el volumen de un gas, y la masa molecular como la relación entre la masa y las moles de un gas. Explica cómo usar la fórmula del gas ideal para relacionar estas propiedades con la presión, temperatura y volumen del gas. Luego, presenta ejemplos numéricos para calcular la densidad y masa molecular de diferentes gases en condiciones dadas.
Este documento resume la hipótesis y ley de Avogadro. La hipótesis de Avogadro establece que volúmenes iguales de gases a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas a temperatura y presión constantes es proporcional al número de moles del gas. El documento también explica cómo la ley de Avogadro complementa las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac y proporciona un ejemplo numérico de su aplic
Este documento resume la teoría de los gases ideales y reales, incluyendo la ecuación de estado para gases ideales, la teoría cinética molecular, las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac, y la hipótesis de Avogadro. También explica conceptos como densidad, volumen molar y la ley generalizada de los gases.
La ley general de los gases combina las leyes de Boyle, Charles-Gay Lussac y Avogadro. Estas leyes matemáticamente relacionan las variables termodinámicas como la presión, volumen y temperatura de un gas cuando las demás variables se mantienen constantes. La ley general de los gases proporciona la ecuación que describe la relación entre la presión, volumen y temperatura de una cantidad determinada de gas.
El documento describe las propiedades y formas en que se presenta el carbono en la naturaleza. El carbono puede aparecer combinado en la atmósfera, corteza terrestre y materia viva, o libre en forma de diamante o grafito. Forma parte integral de compuestos como glúcidos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos.
Este documento describe tres leyes fundamentales de los gases: la ley de Boyle-Mariotte, la ley de Charles y Gay-Lussac, y la ley general de los gases. La ley de Boyle-Mariotte establece que para una cantidad de gas a temperatura constante, el producto de la presión y el volumen es constante. La ley de Charles y Gay-Lussac establece que a presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta. La unificación de estas dos leyes da como resultado la ley general de los gases
Este documento describe las leyes fundamentales de los gases ideales. La ley de Charles establece la relación directa entre la temperatura y el volumen de un gas. La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas depende de la cantidad de sustancia presente. La constante universal de los gases ideales relaciona la presión, volumen, cantidad y temperatura de un gas ideal a través de la ecuación de estado.
El documento presenta información sobre el modelo atómico de Rutherford. Rutherford propuso que el átomo consiste en un núcleo pequeño y denso que contiene carga positiva y masa, rodeado por electrones. Este modelo superó la idea de que la carga se distribuye uniformemente en el átomo. El modelo de Rutherford tuvo limitaciones que luego fueron explicadas por la teoría cuántica de Bohr.
Este documento explica cómo calcular la densidad y la masa molecular de un gas utilizando la fórmula del gas ideal. Define la densidad como la relación entre la masa y el volumen de un gas, y la masa molecular como la relación entre la masa y las moles de un gas. Explica cómo usar la fórmula del gas ideal para relacionar estas propiedades con la presión, temperatura y volumen del gas. Luego, presenta ejemplos numéricos para calcular la densidad y masa molecular de diferentes gases en condiciones dadas.
Este documento resume la hipótesis y ley de Avogadro. La hipótesis de Avogadro establece que volúmenes iguales de gases a la misma presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. La ley de Avogadro establece que el volumen de un gas a temperatura y presión constantes es proporcional al número de moles del gas. El documento también explica cómo la ley de Avogadro complementa las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac y proporciona un ejemplo numérico de su aplic
Este documento resume la teoría de los gases ideales y reales, incluyendo la ecuación de estado para gases ideales, la teoría cinética molecular, las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac, y la hipótesis de Avogadro. También explica conceptos como densidad, volumen molar y la ley generalizada de los gases.
La ley de Dalton establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas individual. Se explica cómo John Dalton observó este comportamiento y se ilustra con un ejemplo numérico del cálculo de las presiones parciales de un compuesto gaseoso.
John Dalton descubrió la ley de las presiones parciales en 1803 tras realizar experimentos con mezclas de gases. La ley establece que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la componen. Se ilustra el concepto considerando que dos gases en una mezcla actúan de forma independiente y cada uno ocupa todo el volumen del recipiente a la misma temperatura.
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas débiles de atracción o repulsión entre moléculas que dan estabilidad a la unión entre ellas. Existen tres tipos principales: 1) la interacción dipolo-dipolo entre moléculas polares, 2) los puentes de hidrógeno entre átomos polares de hidrógeno y otros átomos electronegativos, y 3) la interacción dipolo-dipolo inducido entre una molécula polar y otra no polar que induce un dipolo.
El documento presenta un resumen de la geometría molecular. Explica que la geometría molecular depende del ordenamiento tridimensional de los átomos y determina propiedades de la molécula. Luego describe los principales modelos para predecir la geometría, incluyendo el modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia, el cual establece que la geometría produce la menor repulsión entre los dominios electrónicos. Finalmente, provee ejemplos de diferentes geometrías moleculares como el metano y el agua.
El experimento de Rutherford consistió en disparar partículas alfa contra una fina lámina de oro y observar su trayectoria. Rutherford concluyó que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina, indicando que el átomo está mayormente vacío, y que algunas rebotaban, mostrando la existencia de un núcleo denso y positivamente cargado. Esto llevó a Rutherford a proponer un modelo atómico con electrones orbitando un núcleo central que concentraba casi toda la masa del átomo.
El documento describe los diferentes tipos de cracking, enfocándose en el cracking térmico. Explica que el cracking térmico involucra la ruptura de enlaces carbono-carbono mediante calor, y describe los dos tipos de reacciones que ocurren (primarias y secundarias). También describe el mecanismo del cracking térmico, el cual involucra etapas de iniciación, propagación y terminación de la cadena radical.
El documento analiza cómo factores como la naturaleza de los reactivos, la concentración y la superficie de contacto afectan la velocidad de una reacción química. Los experimentos mostraron que el ácido sulfúrico reacciona más rápido que el ácido clorhídrico y que la velocidad de reacción aumenta con la concentración del ácido. También se encontró que una sustancia con una superficie más grande, como el bicarbonato de calcio molido, reacciona más rápido que una sustancia con una
Este documento proporciona información sobre la nomenclatura, estructura y propiedades de los alquenos. Introduce la nomenclatura IUPAC para alquenos, describiendo la elección de la cadena principal y la numeración para minimizar los números de localizadores. Explica que los alquenos son moléculas planas con carbonos sp2 unidos por un enlace sigma y uno pi, y que presentan momento dipolar debido a la diferente electronegatividad de los carbonos sp2 y sp3.
Este documento describe las propiedades y nomenclatura de los alquenos. Los alquenos son hidrocarburos insaturados que contienen uno o más enlaces dobles de carbono. Su nomenclatura sigue reglas similares a los alcanos pero con el sufijo "eno". Las propiedades físicas varían dependiendo del tamaño de la molécula. Químicamente pueden hidrogenarse, hidratarse, polimerizarse y oxidarse. Son importantes como fuentes de energía, solventes y para producir plásticos y polímeros.
This document discusses Charles' law, which states that at constant pressure, the volume of a gas is directly proportional to its absolute temperature. It provides definitions and mathematical expressions of the law, and explains that it occurs because temperature is directly related to the kinetic energy and motion of gas molecules. Examples are given of how the law applies to hot air balloons, pressure cookers, and boiling milk. The document aims to explain Charles' law and its importance in relating the properties of gas volume and temperature.
El documento describe los pasos para nombrar un alqueno ramificado. Primero, la cadena principal se selecciona como aquella con más dobles enlaces o más átomos de carbono. Luego, la cadena principal se numerada comenzando por el extremo más cercano a los dobles enlaces. Finalmente, los radicales ramificados se numeran y se nombran, indicando su posición entre paréntesis para diferenciarlos de la cadena principal. El nombre completo del compuesto es 2,4,6-trimetil-4(2-metilbutil)octa-
Este documento resume varias leyes estequiométricas fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones constantes, la ley de las proporciones múltiples y la ley de las proporciones equivalentes o recíprocas. También explica conceptos como el átomo-gramo, el mol-gramo, el volumen-gramo molecular y el número de Avogadro, y cómo se aplican los cálculos estequiométricos.
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas débiles que actúan entre moléculas y determinan propiedades como los puntos de fusión y ebullición. Las principales fuerzas intermoleculares son el enlace de hidrógeno, las fuerzas de van der Waals como las interacciones dipolo-dipolo, dipolo inducido e ión-dipolo. Estas fuerzas son más débiles que los enlaces covalentes e iónicos intramoleculares.
1) La estequiometría estudia las leyes ponderales para calcular las cantidades de sustancias en una reacción química. 2) Las leyes fundamentales incluyen la conservación de la masa y las proporciones constantes, múltiples y recíprocas. 3) Los cálculos estequiométricos permiten determinar las masas, volúmenes y números de moles involucrados en una reacción.
Este documento trata sobre los hidrocarburos saturados llamados alcanos. Explica su nomenclatura, propiedades físicas y químicas, métodos de obtención y reacciones características. Se define a los alcanos como hidrocarburos saturados formados solo por carbono e hidrógeno. Su nomenclatura sigue reglas establecidas por IUPAC dependiendo del número de átomos de carbono. Los alcanos son combustibles y reaccionan lentamente con sustancias no polares. Se obtienen principalmente del petróle
Jhon Dalton fue un químico inglés conocido por su trabajo pionero sobre la teoría atómica y la investigación sobre el daltonismo. Formuló la teoría atómica, que establecía que los elementos están compuestos de átomos indivisibles e indestructibles que se combinan en proporciones definidas para formar compuestos. Publicó una de las primeras tablas de pesos atómicos relativos. Murió en 1844.
El documento describe la historia y evolución de los modelos atómicos, desde el modelo de Demócrito en el siglo V a.C. hasta el modelo mecanocuántico del siglo XX. Explica los modelos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, señalando que cada modelo mejoró la comprensión del átomo al incorporar nuevos descubrimientos experimentales. El modelo de Dalton introdujo la idea del átomo como partícula indivisible, mientras que los modelos posteriores identificaron las subpartículas como electrones y núcleo ató
La teoría atómica propone que la materia está compuesta de átomos indivisibles. Demócrito fue el primero en proponer esta idea en el siglo V a.C. Mientras que Dalton desarrolló el modelo atómico moderno en el siglo XIX, experimentos posteriores revelaron que los átomos contenían partículas subatómicas como electrones, protones y neutrones, y no eran indivisibles como se creía originalmente.
La ley de Dalton establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas individual. Se explica cómo John Dalton observó este comportamiento y se ilustra con un ejemplo numérico del cálculo de las presiones parciales de un compuesto gaseoso.
John Dalton descubrió la ley de las presiones parciales en 1803 tras realizar experimentos con mezclas de gases. La ley establece que la presión total de una mezcla gaseosa es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que la componen. Se ilustra el concepto considerando que dos gases en una mezcla actúan de forma independiente y cada uno ocupa todo el volumen del recipiente a la misma temperatura.
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas débiles de atracción o repulsión entre moléculas que dan estabilidad a la unión entre ellas. Existen tres tipos principales: 1) la interacción dipolo-dipolo entre moléculas polares, 2) los puentes de hidrógeno entre átomos polares de hidrógeno y otros átomos electronegativos, y 3) la interacción dipolo-dipolo inducido entre una molécula polar y otra no polar que induce un dipolo.
El documento presenta un resumen de la geometría molecular. Explica que la geometría molecular depende del ordenamiento tridimensional de los átomos y determina propiedades de la molécula. Luego describe los principales modelos para predecir la geometría, incluyendo el modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia, el cual establece que la geometría produce la menor repulsión entre los dominios electrónicos. Finalmente, provee ejemplos de diferentes geometrías moleculares como el metano y el agua.
El experimento de Rutherford consistió en disparar partículas alfa contra una fina lámina de oro y observar su trayectoria. Rutherford concluyó que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina, indicando que el átomo está mayormente vacío, y que algunas rebotaban, mostrando la existencia de un núcleo denso y positivamente cargado. Esto llevó a Rutherford a proponer un modelo atómico con electrones orbitando un núcleo central que concentraba casi toda la masa del átomo.
El documento describe los diferentes tipos de cracking, enfocándose en el cracking térmico. Explica que el cracking térmico involucra la ruptura de enlaces carbono-carbono mediante calor, y describe los dos tipos de reacciones que ocurren (primarias y secundarias). También describe el mecanismo del cracking térmico, el cual involucra etapas de iniciación, propagación y terminación de la cadena radical.
El documento analiza cómo factores como la naturaleza de los reactivos, la concentración y la superficie de contacto afectan la velocidad de una reacción química. Los experimentos mostraron que el ácido sulfúrico reacciona más rápido que el ácido clorhídrico y que la velocidad de reacción aumenta con la concentración del ácido. También se encontró que una sustancia con una superficie más grande, como el bicarbonato de calcio molido, reacciona más rápido que una sustancia con una
Este documento proporciona información sobre la nomenclatura, estructura y propiedades de los alquenos. Introduce la nomenclatura IUPAC para alquenos, describiendo la elección de la cadena principal y la numeración para minimizar los números de localizadores. Explica que los alquenos son moléculas planas con carbonos sp2 unidos por un enlace sigma y uno pi, y que presentan momento dipolar debido a la diferente electronegatividad de los carbonos sp2 y sp3.
Este documento describe las propiedades y nomenclatura de los alquenos. Los alquenos son hidrocarburos insaturados que contienen uno o más enlaces dobles de carbono. Su nomenclatura sigue reglas similares a los alcanos pero con el sufijo "eno". Las propiedades físicas varían dependiendo del tamaño de la molécula. Químicamente pueden hidrogenarse, hidratarse, polimerizarse y oxidarse. Son importantes como fuentes de energía, solventes y para producir plásticos y polímeros.
This document discusses Charles' law, which states that at constant pressure, the volume of a gas is directly proportional to its absolute temperature. It provides definitions and mathematical expressions of the law, and explains that it occurs because temperature is directly related to the kinetic energy and motion of gas molecules. Examples are given of how the law applies to hot air balloons, pressure cookers, and boiling milk. The document aims to explain Charles' law and its importance in relating the properties of gas volume and temperature.
El documento describe los pasos para nombrar un alqueno ramificado. Primero, la cadena principal se selecciona como aquella con más dobles enlaces o más átomos de carbono. Luego, la cadena principal se numerada comenzando por el extremo más cercano a los dobles enlaces. Finalmente, los radicales ramificados se numeran y se nombran, indicando su posición entre paréntesis para diferenciarlos de la cadena principal. El nombre completo del compuesto es 2,4,6-trimetil-4(2-metilbutil)octa-
Este documento resume varias leyes estequiométricas fundamentales de la química, incluyendo la ley de conservación de la masa, la ley de las proporciones constantes, la ley de las proporciones múltiples y la ley de las proporciones equivalentes o recíprocas. También explica conceptos como el átomo-gramo, el mol-gramo, el volumen-gramo molecular y el número de Avogadro, y cómo se aplican los cálculos estequiométricos.
Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas débiles que actúan entre moléculas y determinan propiedades como los puntos de fusión y ebullición. Las principales fuerzas intermoleculares son el enlace de hidrógeno, las fuerzas de van der Waals como las interacciones dipolo-dipolo, dipolo inducido e ión-dipolo. Estas fuerzas son más débiles que los enlaces covalentes e iónicos intramoleculares.
1) La estequiometría estudia las leyes ponderales para calcular las cantidades de sustancias en una reacción química. 2) Las leyes fundamentales incluyen la conservación de la masa y las proporciones constantes, múltiples y recíprocas. 3) Los cálculos estequiométricos permiten determinar las masas, volúmenes y números de moles involucrados en una reacción.
Este documento trata sobre los hidrocarburos saturados llamados alcanos. Explica su nomenclatura, propiedades físicas y químicas, métodos de obtención y reacciones características. Se define a los alcanos como hidrocarburos saturados formados solo por carbono e hidrógeno. Su nomenclatura sigue reglas establecidas por IUPAC dependiendo del número de átomos de carbono. Los alcanos son combustibles y reaccionan lentamente con sustancias no polares. Se obtienen principalmente del petróle
Jhon Dalton fue un químico inglés conocido por su trabajo pionero sobre la teoría atómica y la investigación sobre el daltonismo. Formuló la teoría atómica, que establecía que los elementos están compuestos de átomos indivisibles e indestructibles que se combinan en proporciones definidas para formar compuestos. Publicó una de las primeras tablas de pesos atómicos relativos. Murió en 1844.
El documento describe la historia y evolución de los modelos atómicos, desde el modelo de Demócrito en el siglo V a.C. hasta el modelo mecanocuántico del siglo XX. Explica los modelos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, señalando que cada modelo mejoró la comprensión del átomo al incorporar nuevos descubrimientos experimentales. El modelo de Dalton introdujo la idea del átomo como partícula indivisible, mientras que los modelos posteriores identificaron las subpartículas como electrones y núcleo ató
La teoría atómica propone que la materia está compuesta de átomos indivisibles. Demócrito fue el primero en proponer esta idea en el siglo V a.C. Mientras que Dalton desarrolló el modelo atómico moderno en el siglo XIX, experimentos posteriores revelaron que los átomos contenían partículas subatómicas como electrones, protones y neutrones, y no eran indivisibles como se creía originalmente.
La teoría atómica propone que la materia está compuesta de átomos indivisibles. Demócrito fue el primero en proponer esta idea en el siglo V a.C. Mientras que Dalton desarrolló el modelo atómico moderno en el siglo XIX, experimentos posteriores revelaron que los átomos contenían partículas subatómicas como electrones, protones y neutrones, y no eran indivisibles como se creía originalmente.
La teoría atómica propone que la materia está compuesta de átomos indivisibles. Demócrito fue el primero en proponer esta teoría en el siglo V a.C. Aunque se creía que los átomos eran indivisibles, experimentos posteriores mostraron que estaban compuestos de partículas subatómicas como electrones y protones. John Dalton desarrolló un modelo atómico en el siglo XIX donde propuso que cada elemento químico estaba compuesto de átomos iguales y exclusivos que podían combinarse para
Jhon Dalton fue un químico y físico británico que formuló la primera teoría atómica moderna. Dalton descubrió la ley de las proporciones múltiples y propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles que se combinan en proporciones definidas, dando origen a su modelo atómico, el cual posibilitó grandes avances en la química durante el siglo XIX a pesar de tener algunas limitaciones.
1) El documento describe la evolución histórica de las teorías atómicas desde Demócrito hasta el descubrimiento del electrón por Thomson. 2) Se mencionan las teorías de Aristóteles, los alquimistas, Lavoisier, Dalton, Avogadro, Faraday y Crookes que contribuyeron al desarrollo de la teoría atómica. 3) Finalmente, Thomson estableció mediante experimentos que los rayos catódicos estaban compuestos de partículas con carga negativa, dando lugar al descubrimiento del electrón
El documento presenta los fundamentos de la teoría atómica, incluyendo las leyes de Dalton y los primeros modelos atómicos propuestos por científicos como Thomson, Rutherford y Bohr. Explica que Dalton propuso que los átomos son partículas indivisibles que se combinan en proporciones fijas, sentando las bases de la química moderna. Posteriormente, Rutherford descubrió que los átomos tienen un núcleo central con carga positiva rodeado de electrones, mientras que Bohr aplicó la mec
La teoría atómica propone que toda la materia está compuesta de partículas indivisibles llamadas átomos. Comenzó como un concepto filosófico hace miles de años y ganó aceptación científica en el siglo XIX gracias a químicos como Dalton, que desarrolló los postulados de la teoría atómica moderna. A finales de ese siglo, experimentos revelaron que los átomos están formados por partículas subatómicas como electrones, protones y neutrones. Hoy en día, la física de part
El documento describe la evolución de los modelos atómicos a través del tiempo. Comenzando con las ideas de Demócrito y Leucipo en la antigua Grecia de que la materia estaba compuesta de átomos indivisibles. Más tarde, en el siglo XIX, John Dalton propuso la teoría atómica moderna basada en experimentos, describiendo los átomos como partículas indivisibles que se combinan en proporciones fijas. Finalmente, a comienzos del siglo XX, J.J. Thomson propuso el modelo del
1) El documento describe la evolución del entendimiento científico sobre las reacciones químicas desde los antiguos griegos hasta el desarrollo de la teoría atómica por Dalton en el siglo XIX. 2) Se enuncian las leyes fundamentales de la conservación de la masa, las proporciones definidas y las proporciones múltiples que llevaron al concepto de átomo. 3) La hipótesis de Avogadro reconcilió la teoría atómica con la ley de los volúmenes de Gay-Luss
El documento describe la evolución del modelo atómico a través de la historia. Comenzando con las teorías atomista y continuista de la antigua Grecia, pasando por la teoría atómica de Dalton en el siglo XIX que estableció que la materia está compuesta de átomos indivisibles, hasta llegar al modelo del "pudín de pasas" de Thomson en el que propuso que los átomos estaban compuestos de una esfera positiva con electrones incrustados.
El documento describe la evolución del modelo atómico, comenzando con la teoría atómica de John Dalton a principios del siglo XIX. Dalton propuso que la materia está compuesta de átomos indivisibles que se combinan en proporciones simples para formar compuestos. Si bien esta teoría tuvo éxito en explicar algunos principios químicos, tenía limitaciones. A lo largo de los años siguientes, nuevos descubrimientos llevaron al desarrollo de modelos atómicos más precisos.
El documento describe la evolución del modelo atómico a través de la historia. Comenzando con las teorías atomistas y continuistas de la antigua Grecia, pasando por la teoría atómica de Dalton en el siglo XIX que introdujo el concepto moderno de átomo, hasta llegar a los modelos de Thomson y Rutherford en el siglo XX que identificaron la existencia de electrones y el núcleo atómico respectivamente. Cada nuevo modelo se basaba en los anteriores incorporando nuevos descubrimientos experimentales.
El documento describe la evolución del modelo atómico a través de la historia. Comenzando con las teorías atomistas y continuistas de la antigua Grecia, pasando por la teoría atómica de Dalton en el siglo XIX que introdujo el concepto moderno de átomo, hasta llegar al modelo del pudín de pasas de Thomson en el siglo XX que propuso que los átomos estaban compuestos por electrones incrustados en una masa positiva.
El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo con bases científicas, proponiendo que la materia está compuesta de átomos indivisibles e iguales de un mismo elemento. Explicaba las proporciones fijas en que se combinan los elementos y cómo pueden formarse varios compuestos. El modelo de Thomson propuso que los átomos están compuestos de electrones negativos dispersos en una nube positiva, como pasas en un budín, explicando la naturaleza eléctricamente neutra de la materia.
El modelo atómico de Dalton fue el primer modelo con bases científicas, proponiendo que la materia está compuesta de átomos indivisibles e iguales de un mismo elemento. Explicaba las proporciones fijas en que se combinan los elementos y cómo pueden formarse varios compuestos. El modelo de Thomson propuso que los átomos están compuestos de electrones negativos dispersos en una nube positiva, como pasas en un budín, explicando la naturaleza eléctricamente neutra de la materia.
El documento describe la evolución del modelo atómico desde Dalton hasta el descubrimiento del electrón. Dalton propuso que cada elemento está compuesto de átomos iguales e indivisibles que se combinan para formar compuestos. Más tarde, Avogadro y otros establecieron que los átomos se unen en proporciones definidas para formar moléculas distintas. Finalmente, en 1897 Thomson descubrió el electrón a través de experimentos con tubos de rayos catódicos, mostrando que el átomo no es indivisible.
El documento describe la evolución del modelo atómico a través de la historia, comenzando con la idea de átomo en la antigua Grecia y progresando a través de los modelos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr. Explica las características clave de cada modelo y cómo cada uno contribuyó al entendimiento moderno de la estructura atómica.
La teoría atómica propone que la materia está compuesta de átomos indivisibles. Demócrito fue el primero en proponer esta idea en el siglo V a.C. Aunque la idea de los átomos fue aceptada en el siglo XIX, experimentos posteriores revelaron que los átomos están compuestos de partículas subatómicas como electrones, protones y neutrones. John Dalton desarrolló un modelo atómico en el que propuso que cada elemento químico está compuesto de átomos iguales y exclusivos que pueden
Este documento describe las propiedades y componentes fundamentales del suelo. Explica que el suelo está compuesto principalmente de materia inorgánica procedente de la erosión de las rocas, y de materia orgánica resultante de la descomposición de organismos vivos. También describe las diferentes fases del suelo (sólida, líquida y gaseosa), así como sus propiedades químicas y físicas más importantes como la textura, estructura, color, temperatura y nivel de pH.
Este documento explica cómo calcular el pH y pOH de soluciones. Define pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno y pOH como el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidróxido. Explica cómo calcular las concentraciones de iones H+ e OH- a partir de los valores de pH y pOH, y viceversa. También establece la relación entre pH y pOH, donde la suma de ambos es igual a 14 para soluciones neutras. Proporciona ejemplos numéricos para ilustr
El documento describe diferentes métodos para identificar nutrientes en el suelo, incluyendo sales. Se explica que las sales proporcionan nutrientes inorgánicos a las plantas cuando sus iones están disueltos en agua. Los métodos de identificación incluyen obtener precipitados coloreados mediante reactivos y observando la coloración emitida por cationes cuando se calientan. Algunos ejemplos comunes de sales en el suelo son cloruros, sulfatos y nitratos de calcio, magnesio, sodio y potasio.
Este documento resume los principales nutrientes y bioelementos necesarios para las plantas, incluyendo el nitrógeno, fósforo, azufre, potasio, magnesio, hierro y calcio. Explica que estos elementos se encuentran en el suelo en forma de sales ionizadas compuestas de cationes y aniones. Describe el proceso de ionización de las sales en el agua a través de la solvatación, permitiendo que los cationes y aniones se separen.
Este documento describe la nomenclatura sistemática de los óxidos. Explica que se utilizan prefijos para indicar el número de átomos presentes en la fórmula química de un óxido, como mono, di, tri, etc. Luego proporciona ejemplos de nombres sistemáticos de varios óxidos comunes como el trióxido de aluminio y el monóxido de mercurio.
Este documento explica la nomenclatura de óxidos. Se utilizan números romanos para representar el número de oxidación de un metal o no metal en un óxido. Para obtener el número de oxidación, se considera que el oxígeno siempre tiene un valor de -2 y la suma total de los números de oxidación de los elementos en un óxido debe ser cero. El nombre de un óxido se escribe como la palabra "óxido" seguida del elemento químico y su número de oxidación entre paréntesis.
La nomenclatura tradicional de óxidos se basa en los números de oxidación de los elementos metálicos y no metálicos. Para los elementos metálicos, los nombres terminan en -oso, -ico, e incluyen prefijos como hipo- y per-. Para los no metálicos, los nombres terminan igual pero se usa el término "anhídrido" en lugar de "óxido". Los ejemplos muestran cómo se derivan los nombres de óxidos y anhídridos para elementos con diferentes números de oxidación.
El documento explica cómo calcular la concentración y el volumen de soluciones químicas. Proporciona fórmulas para el cálculo de la concentración normal y molar, y para determinar el volumen requerido basado en la concentración y los equivalentes químicos. Incluye ejemplos numéricos para ilustrar los cálculos de la concentración y el volumen de soluciones de ácido sulfúrico, hidróxido de potasio, hidróxido de calcio y fluoruro de hidrógeno.
Este documento explica cómo calcular la concentración molar y el volumen de soluciones químicas. Proporciona la fórmula para la concentración molar y ofrece ejemplos de cómo calcular la concentración cuando se conoce la masa y el volumen de un soluto disuelto, así como cómo calcular el volumen necesario cuando se conoce la concentración molar y la masa del soluto.
Este documento presenta la fórmula para calcular la concentración masa-volumen de una solución y ofrece ejemplos de cómo calcular la concentración, el volumen y la masa de una solución dados dos de los tres valores. La fórmula clave es C=M/V, donde C es la concentración, M es la masa del soluto y V es el volumen de la solución. El documento muestra cómo despejar cada variable para resolver problemas de concentración, volumen y masa.
La materia puede clasificarse de diferentes formas: físicamente como sólida, líquida o gaseosa dependiendo de su estructura y estado; químicamente como elementos o compuestos dependiendo de su composición atómica; y biológicamente como materia inorgánica o orgánica dependiendo de si contiene o no carbono.
La atmósfera está compuesta de varias capas, incluyendo la troposfera, estratosfera, mesosfera, termosfera-ionosfera y exosfera. La troposfera contiene el 80% de los gases atmosféricos y es donde ocurren fenómenos climáticos. La estratosfera contiene la capa de ozono que protege de la radiación ultravioleta. La termosfera absorbe radiación y forma auroras boreales. La Tierra también tiene un campo magnético llamado magnetosfera que desvía el v
Este documento resume los diferentes tipos de energía como energía mecánica, potencial, cinética, eléctrica, magnética, molecular, térmica, geotérmica, nuclear, electromagnética y química. Explica que la energía se manifiesta principalmente a través del movimiento y que puede transferirse a través del calor o el trabajo. También define el cambio de energía y cómo la energía solo puede incrementarse o disminuirse a través de la transferencia de calor o el trabajo.
El documento proporciona un ejemplo de cómo balancear una reacción química redox mediante el uso de números de oxidación. Explica cómo determinar los números de oxidación de cada elemento y establecer la relación estequiométrica entre los elementos que se oxidan y reducen. A continuación, muestra el proceso paso a paso de balancear la ecuación redox dada, comenzando por los elementos que cambian de estado de oxidación y luego los demás elementos, hasta obtener la ecuación completamente balanceada.
1) O documento descreve os cálculos de estequiometria para duas reações químicas.
2) A primeira reação envolve sódio e ácido sulfúrico, dando sulfato de sódio e hidrogênio.
3) A segunda reação envolve óxido de ferro, monóxido de carbono, ferro e dióxido de carbono.
El documento describe las principales propiedades atómicas como el número atómico, la masa atómica, el número de electrones, protones y neutrones, y la carga eléctrica. Explica que el número atómico determina el elemento y es igual al número de protones, mientras que la masa atómica incluye protones y neutrones. La carga eléctrica depende de la diferencia entre protones y electrones.
El documento resume los principales componentes de la atmósfera terrestre y algunos fenómenos físicos que ocurren en la troposfera. Explica que la troposfera contiene el 80% de la masa atmosférica y es donde ocurren los cambios climáticos. También describe la composición del aire, incluido el oxígeno, nitrógeno, vapor de agua y otros gases en proporciones pequeñas. Además, explica conceptos como presión, temperatura, vientos, humedad y precipitaciones que afectan
Este documento clasifica diferentes tipos de reacciones químicas, incluyendo su energía (exotérmicas o endotérmicas), velocidad (lentas o rápidas), catalizadores (positivos o negativos), partículas liberadas (protones, hidroxilos o electrones), y tipos de reacciones (síntesis, análisis, desplazamiento, doble desplazamiento, irreversible, reversible, moleculares e iónicas).
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
Este documento resume os passos para calcular as quantidades de substâncias em uma reação química balanceada. Dado 320 gramas de Fe2O3, calcula-se 168 gramas de CO, 224 gramas de Fe e 264 gramas de CO2. O volume total de gás produzido é 146,4 litros.
Este documento presenta los números de oxidación de varios elementos químicos en diferentes compuestos de óxido. Describe los números de oxidación de elementos como el carbono, fósforo, azufre, cloro y otros en óxidos como CO2, P2O5, SO3, Cl2O7 y más.
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3. Antecedentes
Antoine-Laurent de Lavoisier
Protagonista principales de la revolución científica que condujo a la
consolidación de la química, por lo que es considerado el fundador de la
química moderna.
Las investigaciones de Lavoisier incluyeron de los primeros experimentos
químicos de estequiometría. Donde pesaba cuidadosamente los reactivos y
productos de una reacción química en un recipiente de vidrio sellado, siendo
crucial en el avance de la química. Demostró que en una reacción, la cantidad
de materia siempre es la misma al final y al comienzo. Estableciendo la ley de
conservación de la materia. Lavoisier también investigó la composición del
agua y denominó a sus componentes oxígeno e hidrógeno.
4. Antecedentes
Antoine-Laurent de Lavoisier
Entre los experimentos más importantes de Lavoisier fue examinar la naturaleza de la
combustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de una
sustancia con oxígeno, refutando la teoría del flogisto. También reveló el papel del oxígeno en
la respiración de los animales y las plantas.
Elaboró una teoría de la formación de compuestos a partir de los elementos y consideraciones
generales sobre la naturaleza de los ácidos.
Lavoisier, junto con L. B. Guyton de Morveau, Claude Louis Berthollet, y Antoine-François
de Fourcroy, presentaron una nueva nomenclatura a la Academia en 1787, porque no había
prácticamente un sistema de nomenclatura química racional en ese momento. El nuevo
sistema fue atado indisolublemente a la nueva teoría del oxígeno de Lavoisier de la química.
Se aceptaron 55 sustancias que no pueden ser descompuestos en sustancias más simples por
ningún medio químico conocido provisionalmente como elementos químicos.
5. Antecedentes
LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS Esta ley
fue enunciada por Proust en 1.801. Todo compuesto químico contiene los
mismos elementos en idénticas proporciones. Esta proposición fue
generalizada y establecida por Proust y se enuncia de la siguiente forma:
"Cuando dos o más elementos se unen para formar un compuesto
determinado, lo hacen siempre en una relación de masa invariable, es decir en
una proporción fija o definida"
6. Antecedentes
Vamos a comprobarlo con un ejemplo: Si se hacen reaccionar, en condiciones
cuidadosamente controladas, por ejemplo 10 gramos de cloro con 10 gramos
de sodio podrá comprobarse que los 10 g de cloro no reaccionan con todo el
sodio, sino con una porción de él, 6,484 g exactamente, quedándose el exceso
sin reaccionar.
7. Antecedentes
Según la experiencia, se observa que las reacciones no se realizan gramo-
gramo, ya que queda sodio sin reaccionar. El cloro y el sodio han reaccionado
en la proporción en masa:
masa sodio
masa cloro
=
6.484
10
= 0.6484
masa sodio
masa cloro
=
12.968
20
= 0.6484
masa sodio
masa cloro
=
4.934
7.61
= 0.6484
vemos que en el cloruro de sodio la relación en masa de cloro y sodio es
constante.
8. Antecedentes
Considerada desde el punto de vista del análisis, establece que al
descomponer cualquier compuesto encontramos siempre la misma relación
en masa (peso) entre sus elementos.
Cualquier muestra de sal común arrojará invariablemente:
39,34% de sodio
60,66% de cloro (relación 6,484/10).
Esta ley de las proporciones constantes fue duramente atacada por su
compatriota Berthollet, quien creía que la composición de un compuesto
variaba según el método por el que se había preparado. Proust ganó terreno
en la polémica al demostrar que muchos de los análisis exhibidos por
Berthollet en apoyo de su hipótesis eran erróneos, por haber utilizado
compuestos impuros.
9. Antecedentes
LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES:
Fue descubierta por Dalton en 1803, existen elementos que pueden
combinarse formando compuestos diferentes al variar las condiciones
experimentales. Esto no contradice la ley de las proporciones definidas, ya que
siempre que se forma un compuesto determinado lo harán en las mismas
proporciones, pero estos elementos si se pueden combinar en proporciones
diferentes para formar compuestos distintos. El enunciado de la ley de las
proporciones múltiples es el siguiente: de números enteros sencillos.
"Las cantidades (masa) de un mismo elemento que se combinan con una cantidad
fija de otro para formar compuestos distintos, están en una relación de números
enteros sencillos" (como 1:2; 3:1 ; 2:3 ; 4:3 , etc.)
10. Antecedentes
LEY DE LAS PROPORCIONES MULTIPLES:
Así por ejemplo, se observa que el cobre y el oxígeno se pueden combinar
dando dos óxidos distintos al variar las condiciones. En unas condiciones la
proporción es:
oxígeno + cobre oxido de cobre (a)
16 g 63,54 g
En otras condiciones:
oxígeno + cobre oxido de cobre (b)
16 g 127,08 g
Si hallamos el cociente entre los gramos de cobre que se combinaron en
ambos casos con la misma cantidad (16 gramos) de oxígeno:
𝑚 𝐶𝑢 𝑎
𝑚 𝐶𝑢 𝑏
=
63,54 𝑔
127,08 𝑔
=
1
2
; es una relación de números enteros sencillos.
11. TEORIA ATÓMICA DE DALTON
Demócrito propuso que debería ser discontinua y argumentó que la
materia estaba compuesta por partículas muy pequeñas e indivisibles a las
que llamó átomos (en griego significa "indivisible).
A principios del siglo XIX para tratar de explicar las anteriores leyes
ponderales, Dalton reflexionó sobre la constitución de la materia,
recuperando la idea del átomo, dando el sustento científico a través de la
experimentación de las tres leyes:
Ley de la conservación de la materia
Ley de las Proporciones Constantes
Ley de las Proporciones Multiples
Así enunció su teoría atómica (dada en 1803 y publicada en 1808)
12. TEORIA ATÓMICA DE DALTON
Proposiciones de la teoria atomica de Dalton:
Los elementos están constituidos por átomos, partículas discretas de materia, que son
indivisibles e inalterables.
Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en masa y propiedades.
Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades.
Los átomos de dos o más elementos pueden combinarse entre sí en proporciones
definidas para formar compuestos. Los "átomos" de un determinado compuesto son a
su vez idénticos en masa y en todas sus propiedades. (Dalton supuso la relación más
simple posible. Así la fórmula que asignó al agua fue HO, al amoniaco NH, etc. Dalton
no tenía el concepto de molécula.
Los átomos no experimentan cambios en el curso de las reacciones químicas. Una
reacción química implica una reorganización de los átomos con respecto a sus
combinaciones originales para dar lugar a nuevas combinaciones pero, el número de
átomos de cada elemento es el mismo antes y después de la reacción.
13. TEORIA ATÓMICA DE DALTON
De la teoría de Dalton se deduce:
Elemento es una sustancia que está constituida por una sola clase de átomos
Compuesto es una sustancia que contiene dos o más clases de átomos
combinados en proporciones fijas.
15. Antecedentes
Sus inicios puede situarse hacia el año 600 a. C., cuando el filósofo griego Tales de
Mileto observó que frotando una varilla de ámbar con una lana o piel, se obtenían
pequeñas cargas (carga por fricción) que atraían pequeños objetos, y frotando
mucho tiempo podía causar la aparición de una chispa.
En la Edad Antigua y Media, observaciones aisladas y simples especulaciones, así
como intuiciones médicas (uso de peces eléctricos en enfermedades como la gota y
el dolor de cabeza).
Algunos objetos arqueológicos de interpretación discutible, como un objeto
encontrado en Irak en 1938, fechado alrededor de 250 a. C., que se asemeja a una
celda electroquímica. No se han encontrado documentos que evidencien su
utilización
Hay otras descripciones anacrónicas de dispositivos eléctricos en muros egipcios y
escritos antiguos.
16. Antecedentes
Gilbert fue el primero en aplicar el término Electricidad del Griego "elektron" =
ámbar.
En 1752, Benjamín Franklin (1706−1790) demostró la naturaleza eléctrica de los
rayos.
Desarrolló la teoría de que la electricidad es un fluido que existe en la materia y su
flujo se debe al exceso o defecto del mismo en ella. Invento el pararrayos.
En 1776, Charles Agustín de Coulomb (1736−1806) midió con exactitud la fuerza
entre las cargas eléctricas. Coulomb es la unidad de medida de Carga eléctrica.
En 1800, Alejandro Volta (1745−1827) construye la primera celda Electrostática y la
batería capaz de producir corriente eléctrica.
17. Antecedentes
El Físico Italiano Luigi Galvani (1737−1798) sobre las corrientes nerviosas−eléctricas
en las ancas de ranas.
Sus investigaciones posteriores le permitieron elaborar una celda química capaz de
producir corriente continua, fue así como desarrollo la Pila.
Volt es la unidad de medida del potencial eléctrico (Energía de la carga eléctrica).
Desde 1801 a 1815, Sir Humphry Davy (1778−1829) desarrolla la electroquímica
(nombre asignado por él mismo).
En 1801 observa el arco eléctrico y la incandescencia en un conductor energizado
con una batería.
La clave sobre la naturaleza de la electricidad y de la estructura eléctrica de los
átomos puede decirse que fueron resultado de las investigaciones de Faraday
sobre la electrolisis
18. Antecedentes
La conducción eléctrica a través de los gases a
presiones bajas, realizada principalmente por
J.W. Hittorf y W. Crookes (1860-1890) en los
denominados tubos de descarga o tubos de
Crookes. Estos tubos de descarga consisten en
un tubo largo de vidrio con un electrodo circular
sellado en cada extremo y lleno de gas (noble)
en su interior; para controlar la presión del gas
encerrado se conecta el interior del tubo a una
bomba de vacío mediante un tubo con llave.
19. Antecedentes
J.W. Hittorf y W. Crookes al hacer un vació dentro del tubo fluía la corriente
eléctrica a través del tubo formando luminiscencias.
21. Antecedentes
Experimento de Rayos Catódicos de
la carga eléctrica:
Demuestra que esta formado por
cargas negativas que al acercar un
imán se desvían.
Como sale un solo rayo del lado del
cátodo y no aparece un rayo en el
ánodo, solamente se mueven las
cargas negativas (rayo catódico).
22. Antecedentes
Experimento de Rayos Catódicos de
la cruz de malta:
Demuestra que los rayos catódicos
viajan en línea recta.
No pueden traspasar la materia
23. Antecedentes
Experimento de Rayos Catódicos de
energía cinética:
Al producir el movimiento en el la
rueda de paletas demuestra que tiene
masa y energía cinética.
24. Modelo atómico de Thomson
Basado en los experimentos de los rayos catódicos establece la
existencia del electrón, una partícula más pequeño que el átomo y con
carga negativa, estableciendo que el átomo era divisible,
proponiendo:
El átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente,
en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
Donde la carga positiva de la esfera se
equilibra con la carga negativa de sus
electrones
26. Antecedentes
A partir del descubrimiento de los tubos de rayos
catódicos, Wilhelm Conrad Roentgen En el junio
de 1894 empezó a estudiar los rayos catódicos, en
aquel tiempo argumento de búsqueda muy
popular y la noche del 8 de noviembre de 1895 en
el curso de uno de sus experimentos llegó al
descubrimiento de un tipo de rayos de naturaleza
desconocida que llamó rayos “X“. Tres semanas
después Roentgen difundieron la noticia de su
descubrimiento: el hecho de poder ver por los
objetos sin romperlos y dentro del cuerpo
humano despertó gran sensación.
27. Antecedentes
La corriente de alta tensión pasó a través del tubo, y vio
ponerse fluorescentes a unos cristales de platinocianuro de
bario que yacían sobre una mesa a cierta distancia del tubo.
A fines de Diciembre. Continuó los experimentos tratando de
determinar si el fenómeno había sido causado por los rayos
catódicos. Colocó la pantalla con los cristales de
platinocianuro de bario a mayor distancia del tubo de la que
se conocía como poder de penetración de los rayos catódicos,
pero la misteriosa fluorescencia persistía. Así, pensó que
estaba ante rayos catódicos de gran penetración, o que había
encontrado un nuevo tipo de rayos.
28. Antecedentes
Antoine Henri Becquerel le interesó el descubrimiento de los
rayos X dado por Wilhelm Röntgen observando la fluorescencia que
ellos produjeron, Becquerel tenía muestras de materiales fluorescentes,
entre ellos el Sulfato de Uranio y el Potasio, con los que pretendía
investigar la naturaleza de los rayos. Becquerel escogió trabajar con un
sulfato doble de uranio y potasio que él expuso a la luz del sol
colocándolos en placas fotográficas envueltas en papel negro. Cuando
Becquerel expuso las placas revelaron una imagen de los cristales de
uranio. Becquerel concluyó "que la substancia fosforescente en
cuestión emite radiación que penetra el papel opaco". Después de no
exponer el material radioactivo al sol, él observo que el material se
velaba, aun sin la presencia de la luz solar. Después de diferentes
conjeturas Becquerel concluyó que el uranio había emitido radiación
sin una fuente externa de energía como el sol. Becquerel había
descubierto la radioactividad, nombre que posteriormente le daría
Marie Currie
29. Antecedentes
Fluorescencia y Fosforescencia
Ambos son fenómenos de emisión de luz. El mecanismo
físico que rige estos comportamientos son los mismos, la
principal diferencia está en el retraso temporal entre la
absorción y la reemisión de los fotones de energía.
Fosforescencia .- Fenómeno en el cual ciertas sustancias
tienen la propiedad de absorber energía y almacenarla,
para emitirla posteriormente en forma de radiación.
Fluorescencia.- Fenómeno en el cual ciertas sustancias
de absorber energía y luego emitir parte de esa energía
en forma de luz casi instantáneamente
30. Antecedentes
Marie y Pierre Curie.- Se interesaron por el descubrimiento de
Bequerel decidieron investigarlo, realizando un arduo trabajo
al hacer la separación de los elementos radiactivos, partiendo
de una tonelada de Pechblenda de Uranio obteniendo .1 g de
Polonio.
Estudiaron el comportamiento y lo nombraron Radiactividad,
por el elemento radio (Origen del nombre: De la palabra latina "radius"
que significa "rayo", debido a su poderosa manifestación de energía) que
descubrieron, posteriormente descubren el elemento polonio
superior en su radiactividad.
31. Antecedentes
Ernest Rutherford.-
El descubrimiento que le llevó a ganar el
Premio Nobel de Química fue el de que
la radioactividad está acompañada de
una desintegración de los elementos.
Rutherford se dedico al estudio de la
radiactivadad, clasificándolas en
partículas alfa, beta y radiaciones
electromagnética gamma. Así, junto
Thomas Royds, uno de sus estudiantes,
demostró que las partículas alfa eran
núcleos del átomo de helio.
32. Modelo atómico de Rutherford
A partir de la radiactividad Rutherford diseña un esperimento, haciendo
incidir partículas alfa sobre una película fina de oro, para demostrar lo
sólido del átomo:
33. Modelo atómico de Rutherford
Los resultados del experimento :
A.- La mayor parte de las partículas alfa
atravesaban la lámina de oro sin sufrir
ninguna desviación.
B.- Muy pocas (una de cada 10.000
aproximadamente) se desviaba un
ángulo mayor de 100
C.- En rarísimas ocasiones las partículas
rebotaban en la lámina.
34. Modelo atómico de Rutherford
Análisis del experimento :
A.- Demuestra que la mayor parte del
átomo esta vacio.
B.- Muy pocas (una de cada 10.000
aproximadamente) se desviaba un
ángulo mayor de 100
C.- Demuestra la existencia del nucleo,
donde se concentra la masa y la carga
eléctrica
37. Antecedentes
Modelo de Rutherford estaba de acuerdo con los experimentos de
desviación de partículas alfa, pero éste, además de ser inestable (porque el
electrón perdía energía en forma de radiación electromagnética), no podía
explicar la naturaleza de los espectros de emisión y absorción atómica.
En 1913, Bohr desarrolló un modelo atómico abandonando las
consideraciones de la física clásica y tomando en cuenta la Teoría cuántica
de Max Planck
Estudiando los espectros de absorción y de emsión pudo establecer los
niveles de energía, que permite establecer el numero de electrones y su
estabilidad de órbita
38. Antecedentes
Los experimentos llevados a cabo por Newton sobre el análisis de la luz blanca pusieron
de manifiesto que estaba compuesta por la superposición de un conjunto de colores
sucesivos que van desde el violeta hasta el rojo. Esta gama de los colores del arco iris
recibe el nombre de espectro visible.
Con cierta frecuencia el término espectro se toma como sinónimo de gama. Así el
espectro electromagnético constituye la gama o onjunto de radiaciones
electromagnéticas que comprende desde los rayos y hasta las ondas de radio y del cual
el espectro visible es sólo una pequeña fracción.
39. Antecedentes
En su principal significado un espectro es una representación gráfica,
fotográfica o meramente visual de la distribución de la intensidad de la
radiación electromagnética emitida o absorbida por una sustancia en
función de la frecuencia o de la longitud de onda.
Espectros:
Emisión.- Es la emisión de energía radiante por el aumento de energía de una
sustancia (eléctrica o térmica)
Absorción.- Es la energía absorbida por una sustancia cuando se le hace incidir
energía radiante (Infrarroja, visible y ultravioleta).
40. Antecedentes
Las líneas oscuras son representa la energía
absorbida por el elemento químico, y corresponden
a las líneas luminosas que emite la sustancia al
incidirla con energía (térmica o eléctrica).
41. Antecedentes
Espectro de emisión.- Cada línea del
espectro corresponde al salto de un
electrón de un nivel alto a un nivel
bajo.
Espectro de absorción.- Cada barra
oscura del espectro corresponde al
salto de un electrón de un nivel bajo a
un nivel alto.
42. Modelo atómico de Bohr
Cada orbita corresponde a un nivel de energía y su distancia entre el núcleo y la órbita esta
dada por Amostrongs.
1 Angstrong = 10-10 m
43. Modelo atómico de Bohr
Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía
Segundo Postulado:
Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas que son estables en
múltiplos enteros de la primera órbita (momento angular del electrón)
Tercer postulado:
Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía
entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética.
Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no radia energía, sólo lo hace
cuando cambia de órbita.
El cambio de una órbita externa (de mayor energía) a otra más interna (de menor energía)
emite energía (Espectro de emisión), y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra
más externa (espectro de absorción).
En resumen podemos decir que los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que
están determinados en niveles de energía.
45. Antecedentes
Las bases de la teoría fueron por el físico alemán Max Planck (Imagen 27), que
en 1900 postulo que la materia solo puede emitir o absorber energía en
pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.
Estos cuantos de energía se llaman fotones. Los fotones son las partículas
“fundamentales” de la luz, así como los electrones son las partículas
fundamentales de la materia, esta analogía es la que sirvió para realizar el
descubrimiento del carácter cuántico de la luz.
Broglie desarrollo la teoría que formula que la materia también tiene un
carácter ondulatorio.
46. Antecedentes
El físico alemán A.Sommerfeld (1868-1951), discípulo de Bohr, propuso una
ampliación del modelo atómico de su maestro.
Sommerfeld supuso que cada nivel de energía estaba subdividido a su vez en un
conjunto de subniveles próximos en energía. Así, cada nivel tenía tantos
subniveles como indicaba su número y podían albergar un número máximo de
electrones.
El nivel n= 1 tiene un solo subnivel, denominado “s”.
El nivel n= 2 tiene dos subniveles, denominados “2s”y “2p”.
El nivel n= 3 tiene tres subniveles, denominados“3s”, “3p” y “3d”.
El nivel n= 4 tienes cuatro subniveles, denominados “4s”, “4p”, “4d” y “4f”.
47. Antecedentes
Nivel (n) 1 2 3 4
Subniveles s s p s p d s p d f
Electrones por subnivel 2 2,6 2, 6, 10 2, 6, 10, 14
Electrones por nivel 2 8 18 32
48. Antecedentes
La distribución de los electrones en las
capas se denomina configuración
electrónica.
La configuración electrónica de un átomo
es el modo en que están distribuidos los
electrones alrededor del núcleo de ese
átomo. Es decir, cómo se reparten esos
electrones entre los distintos niveles y
orbitales.
49. Antecedentes
Para recordar el orden de llenado de
los orbitales se aplica el diagrama
de Möeller.
Debes seguir el orden de las flechas
para ir añadiendo electrones
50. Configuración
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹²
Se llena en esta secuencia hasta alcanzar su numero atómico.
Recordar s-2 e, p-6 e, d-10 e, f-14 e
Ejemplo: 𝟔
𝟏𝟐
𝑪 Número atómico 6 por lo tanto tiene 6 electrones
2 2 2
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Carbono 1s² 2s² 2p²
51. Ejemplo: 𝟏𝟔
𝟑𝟐
𝑺Número atómico 16 por lo tanto tiene 16 electrones
2 2 6 2 4
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Azufre 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
Ejemplo: 𝟐𝟎
𝟒𝟎
𝑪𝒂 Número atómico 20 por lo tanto tiene 20 electrones
2 2 6 2 6 2
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Calcio 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
Ejemplo: 𝟖𝟑
𝟐𝟎𝟗
𝑪𝒂 Número atómico 20 por lo tanto tiene 20 electrones
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 6 2 14 3
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
Bismuto 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p³
53. Orbital - Órbita
Modelo atómico cuántico
Orbital.- Región espacio energética de mayor
probabilidad del electrón, es tridimensional
porque se refiere a un espacio.
Modelo atómico de Bohr
Órbita.- Trayectoria que sigue un cuerpo alrededor
de otro