CLASE 1 Estructura atómica Quimica biologica 2023

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El Objetivo principal de esta unidad es que conozcas la composición de la materia y del átomo.
Objetivos secundarios. Que seas capaz de interpretar:
Los modelos atómicos
El concepto de orbital
Los números cuánticos
La forma y energía de los orbitales
La configuración electrónica de los elementos
Bibliografía recomendada
Fundamentos de Química. Ralph A. Burns. Ed. Prentice Hall.
Química. La ciencia central. Brown, Le May, Bursten. Ed. Prentice Hall.
Química General. K. Whitten, K. Gailey, R. Davis. Mc.Graw Hill.
Tema 1: ESTRUCTURA	ATOMICA
Química: ciencia experimental que estudia los fenómenos producidos por la materia.
Fenómenos físicos: No cambia la naturaleza de la materia.
Fenómenos químicos: Cambia la naturaleza de la materia.
Ciencia que estudia los fenómenos químicos
Diferencia entre fenómenos físicos y químicos
Ebullición
Oxidación
Fenómenos físicos
ebullición
fusión
solidificación
condensación
Fenómenos químicos
Oxidación del hierro
Combustión de la madera
Observación de los fenómenos
Conclusiones cualitativas
Reproducción experimental de los fenómenos
Conclusión más general
La aplica en diferentes
condiciones
Establece relación cuantitativa entre parámetros que describen el fenómeno
LEY
Si se verifica bajo diferentes condiciones
TEORIA
El Método científico
Demócrito (400 ac)
Dalton (1808)
Naturaleza discreta de la materia
Nuevos elementos
Concepto de masa atómica
Fórmula de los compuestos
¿Cómo está constituida?
Thompson (1897)
descubre los rayos catódicos (electrones)
Materia: Todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio
Partículas pequeñas
e indivisibles:	átomos
masa p+ = 1,67.10-24 g
carga p+ = 1,6.10-19 coul
Masa e- = 9,1.10 -28 g
carga e- = 1,6.10-19 coul
Carga negativa (e-)
Carga positiva (p+)
Electrones
Protones
Modelos atómicos
Modelo de Thompson (1898)
Modelo de Rutherford (1911)
Átomo de Bohr
La masa no está distribuida uniformemente, sino concentrada en el núcleo
Cargas negativas insertas en una masa de cargas positivas
Electrón
Concepto de orbital
Moseley (1913)
N° protones es entero y característico
de cada elemento
Z= número atómico
número de protones de cada átomo
Átomos neutros: H	Na Mg	Cl S
número de electrones (en un átomo neutro)
Rutherford
Chadwick
(1932)
neutrones
No tienen carga eléctrica
Su masa es algo mayor que la del Protón
cationes	aniones
La masa del núcleo es mayor que la de los protones
átomos cargados = iones
H+	Mg2+
Na+	Cl-
S2-
A = protones + neutrones
Los elementos se
representan:
Z= 8 ; A= 16
protones=8	Electrones=8
neutrones = A – protones = 16-8 =8
Surge otro número característico de cada elemento: el número másico o masa atómica =	A
Los átomos de un elemento que tienen igual Nº de protones pero diferente Nº de neutrones se denominan ISÓTOPOS
Isótopos del hidrógeno	Isótopos del Carbono
1
1	1
1H	2Η	3Η
1 2
1 4
6	6
C	C
Protio
p+ = 1
e-
= 1
n = 0
Deuterio
p+ = 1
e-
= 1
n = 1
Tritio
p+ = 1
e-
= 1
n =	2
p+ = 6
e-
= 6
n = 6
p+ = 6
e-
= 6
n = 8
1.	El elemento Flúor (F) tiene Z=9 y A=19. Calcular cuántos electrones, protones y neutrones contiene un átomo neutro del mismo
Z =protones =electrones=9;	A=protones +neutrones;	n=A-p=19-9=10
2. Na: Z=11 y A=23. Calcular el número de electrones que contiene un átomo
neutro de sodio y el catión sodio
Na	Z =protones =electrones=11;	A= p + n ; n = A - p =23-11=12
Los átomos neutros tienen igual cantidad de e- y p+
Na+	los átomos con carga han ganado o perdido electrones.
Los de carga positiva perdieron electrones Los de carga negativa ganaron electrones
35
80)
4.Calcular el número de electrones que contiene el ion Br - ( Br 5.Calcular el número de electrones que contiene el ion S2-
R= 36 e-
R= 18 e-
p+ = 11
e-
= 11
n = 12
p+ = 11
e-
= 10
n = 12
e-
= 20
n = 20
Ca
3. Ca: Z=20 y A=40. Calcular el número de electrones que contiene el catión Ca2+
p+ = 20	p+ = 20
e- = 18
n	= 20
Ca2+
Átomo de
Bohr
Solo	algunas
órbitas
están
permitidas.	Éstas	son	función	del
momento angular del electrón.
Teoría de Bohr (1913)
La energía del átomo de H no es una función continua y el átomo puede existir solamente en un N° limitado de estados de Energía (E está cuantizada)
Un átomo en estado estacionario no absorbe ni emite energía Para que un electrón pase de una orbita a otra más alejada debe absorber energía	(ΔE es positiva)
La energía absorbida o emitida por el átomo para pasar de un
nivel a otro está cuantizada
ΔΕ=h ν
Las órbitas permitidas se definen en términos del momento angular del electrón. Solo ciertos valores del momento angular son los permitidos