1. PLAN DEEVALUACIÓN
ÁREA DEQUÍMICA
Química 11
SEMESTREU-2014
Observación. Presentará la evaluación (diferido), solo aquellos alumnos que
consignen constancia que avale su ausencia, reposo médico emitido por
CAMIULA, representación de la Universidad en eventos deportivos, culturales o
académicos, según la evaluación pérdida.
Prof. RogerEnrique Montealegre
TEMA CONTENIDO EVALUACIÓN SEMANA %
1 y 2 Estructuradelamateria. Propiedades
Periódicasy Enlace
1er. Parcial 4 15
3 y 4 Estequiometríay gases 2do. Parcial 7 25
5 Soluciones 3er. Parcial 10 20
6 Equilibrio 4to Parcial 13 25
7 Óxido-reducción 5to. Parcial 16 15
Diferido 16

2. Universidad de Los Andes
Facultad de Ingeniería
Departamento de Ciencias Aplicadas y Humanística
Tema # 1
La Materia y su Estructura
Prof. RogerEnrique Montealegre
Semestre U-2014
http://sites.google.com/site/montealegreroger

3. Química
Es la ciencia que estudia: Naturaleza, Composición, Estructura y Propiedades de la
Materia y los fenómenos asociados a sus Tansformaciones y Combinaciones.

4. Química
La química tiene dos raíces:
Tradiciones Artesanales Filósofos Griegos
Resolver los problemas básicos
de la naturaleza de la materia.

5. Historia de la Química
El Homo erectus (o pitecántropo) cuya antigüedad se sitúa en el paleolítico
inferior(desde hace un millón hasta 100.000 años. a.C)
Cuevas de Altamira en España
Combustión
Arte rupestre
Cavernas de Lascaux en Francia.

6. Historia de la Química
Los Primeros Procesos Químicos
(Inicios de la Civilización)
La edad de los metales comienza
en el cercano Oriente 5000 años
a.C con la edad de cobre o
período calcolítico.
La edad de bronce (aleación de
cobre y estaño), también
iniciada en el cercano Oriente
4000 años a.C.
Edad de hierro en Asia
Central a principios del 2000
años a.C.

7. Historia de la Química
Prehistoria (hasta 500 a.C.)
Mesopotamia China Egipto
FundirMinerales FijarTintes en los téjidos
Prepararbárnices para
céramicas

8. Historia de la Química
Prehistoria (hasta 500 a.C.)
Preparación de Vinos Preparación de medicinas

9. Historia de la Química (500 a.C)
Cambios de la Materia Fuerzas sobrenaturales
Concepto del atomismo
Griego
Resolver un conflicto
lógico

10. Historia de la Química (500 a.C)
Primer Filósofo Griego Tales 640 a.C
Nacido en Jonia
Mileto
Turquia
Se planteo una sustancia puede convertirse en otra
Cobre
Existencia de un elemento básico

11. Historia de la Química (500 a.C)
Filósofo Griego Anaximenes 570 a.C
Nacido en Jonia
Mileto
Postuló que el aire se comprimía al acercarse hacia el centro,
formando así las sustancias más densas como el agua y la tierra.
Elemento básico

12. Historia de la Química (500 a.C)
Filósofo Griego Heráclito 540 a 475 a.C
Nacido en Efeso
Si el cambio es lo que caracteriza al Universo, hay que
buscar un elemento cuyo cambio debe ser notable,
Elemento básico

13. Historia de la Química (500 a.C)
Empédocles de Agrigento (483 a 430 a.C) : La materia estaba hecha de 4 elementos
Arena Agua Fuego Aire
Los griegos (500 a 300 a.C)
Primera teoría

14. Historia de la Química
Aristóteles (384 a 322 a.C) el más influyente de los filósofos
griegos, acepto esta doctrina de los cuatro elementos.
Aristóteles concibió los elementos como combinaciones
de dos pares de propiedades opuestas
Aristóteles
Añadio un quinto elemento éter
Significa resplandecer

15. Historia de la Química
Leucipo de Mileto (460 a 370
a.C), filósofo de la escuela jónica,
discípulo del sofista Zenón de
Elea.
La segunda teoría fundamental de los griegos con respecto a la materia
postula la existencia de los átomos (Divisibilidad de la materia).
Demócrito de Abdera
(460 a 370 a.C)
Padre de la teoría atómica
Postulo que la materia estaba
compuesta porátomos,
partículas diminutas e
indivisibles

16. Historia de la Química
Teoría de Aristóteles
Enemigo de la teoría atómica
consideraba a la materia como un
continuum.
Creía en una sola materia fundamental
Inicio de la Alquimia
Anaxágoras (500-428 a.C), filósofo
Jónico, partículas distintas (homeomerías)
que permanecía en el caos y que fueron
ordenadas porel nous (inteligencia).
Platón (428-347 a.C), suponía que
los átomos de un elemento difieren
de los átomos de otro elemento

17. Historia de la Química
La teoría del atomismo se hizo impopular y apenas se volvió a tomar
en cuenta dos mil años después.
Sin embargo el atomismo nunca murió del todo, Epicuro
(342 a 370 a.C) lo incorporo a su línea de pensamiento y
sus seguidores la llevaron durante muchos siglos.
Uno de ellos fue el poeta romano Tito Lucrecio Caro (95
a 55 a.C), conocido como Lucrecio, expuso la teoría
atómica de Demócrito en un poema titulado De Rerum
Natura (sobre la naturaleza de las cosas).

18. La Alquimia (300 a.C. A 1650 d.C)
Historia de la Química
Egipto Ciudad de Alejandría 331 a.C
Fusión entre el Pensamiento
Griego y técnicas artesanales
egipcias
Los alquimistas tenían como objetivo fundamental transmutartodos los
metales en oro.
Planeta Símbolo Metal
Sol
∆
Oro
Luna ☾ Plata
Saturno
ℏ
Plomo
Júpiter 4 Bronce
Marte ♂ Mezcla de metales
Venus ♀ Estaño
Mercurio ☿ Hierro o Mercurio

19. La Alquimia (300 a.C. A 1650 d.C)
Historia de la Química
Los alquimistas tenían como metas principales.
1. Encontrarun método para prolongarla vida humana indefinidamente.
2. Cambiarlos metales comunes como hierro, cobre y cinc en oro.
3. Buscarun disolvente universal que transmutara a los metales comunes en oro.
4. hallarla llamada piedra filosofal para liberaral cuerpo de toda enfermedad y renova
la vida.
Ventajas de la Alquimia
Desarrollaron muchas reacciones químicas (Química experimental)

20. Historia de la Química
La teoría del Flogisto (1650-1790)
George Ernest Stahl
(1660-1734)
(principio del fuego)
La teoría del flogisto suponía que toda sustancia combustible poseía un
componente llamado flogisto que intervenía en el proceso de
combustión.
Flogisto negativo (menorpeso)
Formación de carbono, CO2, CO
+
Flogisto positivo (mayorpeso)
Formación de óxido de magnesio
Aire
+
Magnesio

21. Historia de la Química
Siglo XI. Descubrimiento de Hidróxidos y Amoníaco
Siglo XIII. Descubrimiento: Procesos de destilación, fabricación de vidrio
Ácidos HCl, HNO3, H2SO4 China: Conocimiento de la pólvora, nitritos.

22. Historia de la Química
Siglo XIII. Ciertas sustancias poseen afinidad con otras
Descubrimiento de la Química Analítica
Finales del siglo XVIII. LavosierinicialaQuímicaModerna. DefineElemento y la
Ley delaconservación delamasa.

23. Historia de la Química
Siglo XIX Grandes Industrias Químicas Descubrimiento de la
Química Orgánica . Finales del Siglo: Radiactividad.
Siglo XX

24. El estudio de la química
Macroscópico Microscópico

25. Método Científico
Desarrollo de la Química y la Tecnología

26. Método Científico
Es el método que utilizan los investigadores para lograr adquirir conocimientos y
el significado especial de estos conocimientos. Los conocimientos científicos se
emplean para poder explicar fenómenos naturales y a veces para predecir
acontecimientos.
Antiguos Griegos
Matemáticas
Hacersuposiciones
Su fracaso se debió la falsedad de la suposición

27. Método Científico
El método científico se originó en el siglo XVII
Robert Boyle Galileo Isaac Newton
No se hacen suposiciones
Se llevan a cabo observaciones
minuciosas

28. Método Científico
Observación Leyes
(Explicación tentativa)
Hipótesis
Experimento
(Análisis)
Teoría
(Análisis)

29. El método científico es un procedimiento
sistemático para investigar.
Una hipótesis es una explicación tentativa
para un conjunto de observaciones.
probado modificado

30. Una teoría es un principio unificadorque
explica un conjunto de hechos y/o aquellas
leyes que se basan en ellos.
Una ley es un enunciado conciso de una
relación entre fenómenos que es siempre
válido bajo las mismas condiciones.
Teoría atómica
Fuerza = masa x aceleración

31. Análisis Dimensional
Es un método que se utiliza para resolver problemas
incluyendo el factor de conversión
Las ventajas del análisis dimensional son las siguientes:
• Es un modo sistemático y directo de formulación de
problemas.
• Proporciona una compresión clara de los principios que
interviene.
• Ayuda a aprendery a evaluardatos.
• Ayuda a identificarerrores, pues las unidades no deseadas
se eliminan si la formulación del problema es correcta.

32. Análisis Dimensional
Los pasos básicos en la resolución de problemas:
1.Leerel problema con mucho cuidado para determinarlo que se quiere
preguntar.
2.Tabularlos datos que se dan en el problema, aun al tabularestos datos es
importante identificartodos los factores y medidas con las unidades correctas.
3.Determinarque principios intervienen y que relaciones entre las unidades
se necesitan para resolverel problema.
4.Formular el problema en forma clara, organizada y lógica.
5.Efectuarlas operaciones matemáticas necesarias.
6. Examinarla respuesta para comprobarque sea razonable.

33. Clasificación de la materia
MAT ERIA
Puede separarse mediante
procedimientos físicosSi No
Mezcla Sustancia
Mezcla homogénea SiNo
Mezcla
Heterogénea
Solución
Puede separarse mediante
procedimientos químicos
No Si
Elemento Compuesto

34. Una mezcla es una combinación de dos o más
substancias puras en la que cada una conserva sus
propiedades particulares.
1. Una mezcla homogénea – su composición de
la mezcla es la misma en cualquierpunto.
2. Mezcla heterogénea – su composición no es igual en
cualquierpunto de la misma
refresco, leche, soldadura
cemento,
limadura de hierro en arena

35. Los componentes de una mezcla pueden ser
separados mediante procesos físicos.
Imán
Destilación

36. Una propiedad extensiva de una substancia
depende de la cantidad total de materia
considerada.
Una propiedad intensiva de un material no
depende de la cantidad total de materia
considerada.
• masa
• longitud
• volumen
• densidad
• temperatura
• color
Propiedades extensivas e intensivas

37. Materia - todo lo que ocupa un lugaren el espacio y
tiene masa.
Masa – medida de la cantidad de materia
en el SI, la unidad de masa es el kilogramo
(kg)
1 kg = 1000 g = 1 x 103
g
Peso – Es el resultado de la fuerza que la
gravedad ejerce sobre la masa de un objeto
peso = c x masa
en la tierra, c = 1.0
en la luna, c ~ 0.1
Una barra de 1 kg pesará
1 kg en la tierra
0.1 kg en la luna

38. Sistema Internacional de Unidades (SI)

40. Exactitud – ¿Que tan cercana está una medida de su valorreal?
Precisión – ¿Que tan cercanas están un conjunto de medidas
entre sí?
Exacto
y
preciso
Preciso,
pero
no exacto
Ni exacto
ni preciso

41. Materia: Es todo lo que ocupa espacio y posee masa.
Composición: Se refiere a las partes o componentes de una muestra de materia.

42. Propiedades: Son las cualidades, atributos que podemos utilizarpara distinguir
Una materia de otra.
Propiedades Físicas
Composición no cambia: Color, punto
de fusión, punto de ebullición.
Propiedades Químicas
Composición cambia
Aluminio + O2 Óxido de Aluminio

43. Clasificación de la materia
La materia esta formada porunas unidades diminutas e indivisibles llamadas
Átomos.
Elementos: Es una materia formada porun solo tipo de átomos
Compuesto: Son sustancias en la que se combinan
entre si los átomos de diferentes elementos.

44. Ley de la Conservación de la masa
La masa total de la sustancias presentes después de una reacción química
es la misma que la masa total antes de la reacción
Sn
Aire
SnO
Aire
Masa de las especies que reaccionan = Masa de las especies que se forman
En 1774 Antoine Lavoisier(1743-1794)

45. Ley de la Composición Constantes
Fué propuesta en 1799 porJoseph Proust
Todas las muestras de un compuesto tiene la misma composición, es decir, las
mismas proporciones en masa de los elementos constituyentes.
H2O H2O

46. • Demócrito (Siglo V A.C.)Demócrito (Siglo V A.C.)  La materia está constituida porLa materia está constituida por
partículas pequeñas e indivisibles, llamadas átomos.partículas pequeñas e indivisibles, llamadas átomos.
• John Dalton (1808)John Dalton (1808)  Teoría atómicaTeoría atómica::
Estructura de la MateriaEstructura de la Materia
1.1. * Los elementos están formados por partículas* Los elementos están formados por partículas
extremadamente pequeñas, llamadas átomos.extremadamente pequeñas, llamadas átomos.
* Todos los átomos de un mismo elemento son* Todos los átomos de un mismo elemento son
idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedadesidénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades
químicas.químicas.
* Los átomos de un elemento son diferentes de los* Los átomos de un elemento son diferentes de los
átomos de otro elemento.átomos de otro elemento.

47. 2. * Los compuestos están formados por átomos de más de un2. * Los compuestos están formados por átomos de más de un
elemento.elemento.
* En cualquier compuesto, la relación del número de átomos* En cualquier compuesto, la relación del número de átomos
entre dos de los elementos presentes, siempre es un númeroentre dos de los elementos presentes, siempre es un número
entero ó una fracción sencilla.entero ó una fracción sencilla.
Estructura de la MateriaEstructura de la Materia
Extensión de laExtensión de la Ley de lasLey de las
proporciones definidasproporciones definidas de J.de J.
Proust (1799):Proust (1799):
““Diferentes muestras de un mismoDiferentes muestras de un mismo
compuesto, siempre contienen loscompuesto, siempre contienen los
mismos elementos y en la mismamismos elementos y en la misma
proporción en masa”. Ej; COproporción en masa”. Ej; CO22 dede
diferentes ciudades, es igual endiferentes ciudades, es igual en
composición.composición.
Dalton confirmó laDalton confirmó la Ley de lasLey de las
proporciones múltiplesproporciones múltiples::
En resumenEn resumen: “Diferentes: “Diferentes
compuestos formados por loscompuestos formados por los
mismos elementos, difieren enmismos elementos, difieren en
el número de átomos de cadael número de átomos de cada
clase”. Ej: CO y COclase”. Ej: CO y CO22..

48. 3. Una reacción química incluye sólo la separación,3. Una reacción química incluye sólo la separación,
combinación o reordenamiento de los átomos, nuncacombinación o reordenamiento de los átomos, nunca
se crean o se destruyen.se crean o se destruyen.
Estructura de la MateriaEstructura de la Materia
Es otra forma de enunciar laEs otra forma de enunciar la Ley de laLey de la
conservación de la masaconservación de la masa dede
Lavoisier:Lavoisier:
““La masa no se crea ni se destruye,La masa no se crea ni se destruye,
sólo se transforma”.sólo se transforma”.

49. Según Dalton un átomo se define como la unidad básica de un elemento que puede
interveniren una combinación química. El describió al átomo como una partículas
extremadamente pequeña e indivisible, concepto que se mantuvo pormuchos
años, hasta que a finales del siglo XIX y principios del siglo XX, se llegaron a
realizaruna serie de experimentos que permitieron establecerque los átomos poseen
una estructura interna formada porpartículas aún más pequeñas denominadas
partículas subatómicas. Estas partículas son: Neutrones, Protones y electrones.
Estructura de átomo y Modelos Atómicos

50. Estructura del átomo y Modelos Atómicos
Naturalezaeléctrica: Primerosindicios1833
Investigacionespor Michael Faraday (Electrólisis)
DosPostulados.
En basea losexperimentosdeFaraday 1874 GeorgeStoney, fueel
primero en sugerir el nombredel electrón
1897 seencontró lasprimerasevidenciasdelaexistencia
y propiedadesdel electrón.
Investigacionesdelaconductividad eléctricadelos
gasesabajapresión y alto voltaje fuelafuentede
Datosdecisivos.

51. Estructura del átomo y Modelos Atómicos
Tubo de Willian Crookes 1879.
Losgasesson aisladoreseléctricos, pero cuando sesometen aaltos
voltajesy bajaspresiones< 0,01 atm, sedescomponey sobrevive
laconducción eléctricaacompañadadeemisión deluz.

52. Conclusiones del tubo de descargas de Willían
Crookes 1879.
1. Son partículas negativas, la acción del campo magnético (B) demuestran que son
partículas cargadas y la acción del campo eléctrico (E) comprueban que son
partículas negativas.
B
E
2. Los rayos que viajan en línea recta desde el electrodo negativo al positivo y
fueron denominados rayos catódicos.

53. Conclusiones del tubo de descargas de Willían
Crookes 1879.
3. Producen efectos mecánicos, ya que los rayos hacen girarun molinete que
se coloca en su trayectoria.
4. Son energéticos ya que producen fluorescencia en ciertos materiales y si se
concentran sobre un metal pueden llegara fundirlo.
A
B
C
A
B
C

54. Estructura del átomo y Modelo Atómico de
Thomson 1897
Las primeras evidencias experimentales de la existencia de estas partículas datan
de 1897 con los experimentos de Thompson y su tubo de rayos catódicos.
En 1897 J.J. Thomson (1856-1940), determinó la masa/carga del e-
(1906 Premio Nobel de Física)
El artículo de Thomson es aceptado como el descubrimiento del electrón
A
B
C

55. Estructura del átomo y Modelo Atómico de
Thomson 1897
A
C
B
F(E)=E.e
F(B)=B.e.v
Se igualan las dos fuerzas
CA=BC
F(E)=F(B)
E.e=B.v.e
v=E/B
En el Bla trayectoria
es circular
F(B)=Fc
B.e.v=m.v2
/r entonces
e/m=v/B.r al sustituirla velocidad
e/m=E/B2
.r=1,76.108
coul/g

56. Conclusiones del Experimento de
Thomson 1897
Thomson concluyó, que los rayos catódicos, son partículas fundamentales de
materia, cargadas negativamente y que se encuentran en todos los átomos.
Las propiedades del material del cátodo es independiente del material que
está formado. A los rayos catódicos se les dio el nombre de electrones
propuesto porStoney en 1874.

57. Tubo de Rayos Catódicos

58. (Thompson) carga del e-
= -1.60 x 10-19
C
Relación carga/masa del e-
= -1.76 x 108
C/g
Masa del e-
= 9.10 x 10-
28
g
Determinación de la
masa del e-
(Premio Nobel de Física en 1923)
Robert Millikan (1868–
1953) en 1909, midió la
carga del electrón mediante
el experimento de la gota de
aceite de Millikan
Experimento de la gota de aceite porRobert
Millikan

59. Experimento de la gota de aceite porRobert
Millikan
F(E)=F(g)
La fuerza eléctrica viene dada Fe=q.E
Mientras que la fuerza de gravedad Fg=m.g
q.E=m.g
Al despejarel valorde la carga q=m.g/E= 1,60.10-19
coulomb
F(E)
F(g)
V=4/3.π.r3
Determinación de la masa de la gota
m=d.V
Gota de aceite
cargada

60. (Thompson) carga del e-
= -1.60 x 10-19
C
Relación carga/masa del e-
= -1.76 x 108
C/g
Masa del e-
= 9.10 x 10-
28
g
Conclusión del Experimento delagotade
aceitepor Robert Millikan

61. Estructura de átomo y Modelos Atómicos
1895 Wiltheln Roentgen, científico alemán, un accidente afortunado
trabajaba en un cuarto oscuro con sustancias que fosforecían al
exponerlas a los rayos catódicos.
Trozo de papel tratado
químicamente
Descubrimiento de los Rayos X, estos rayos se desprendían del ánodo, y no
eran desviados cuando se colocaba en un campo magnético.

62. Estructura de átomo y Modelos Atómicos
1896, Henri Becquerel, estudio un mineral que
contenía uranio (pechblenda), el mineral
emitía espontáneamente radiación de alta energía
a la que llamo Radiactividad.
Considerando al electrón como una partícula fundamental, los científicos de la
época comenzaron a especular. Surge la teoría de Thomson..

63. Estructura de átomo y Modelos Atómicos
1896, Henri Becquerel, estudio un mineral que
contenía uranio (pechblenda), el mineral
emitía espontáneamente radiación de alta energía
a la que llamo Radiactividad.
Experimento
Placa fotográfica Papel negro Moneda recubierta
con Uranio
Expuso a la luz solar

64. Estructura de átomo y Modelos Atómicos
Becquerel
EspososCurier
Posteriormentecomenzaron losestudioscon el
material uranio
Estudios posteriores como el de Ernest Rutherford
(He +2
)

65. Estructura de átomo y Modelos Atómicos
Rutherford descubrió laexistenciadepartículascargadaspositivas
denominadasProtones1919
Estudio ladispersión departículasalfapor átomosdenitrógeno en el aire
Losprotoneseran liberados, resultado delascolisiones, entrelaspartículas
alfay losnúcleosdelosátomosdenitrógeno.
Predijo la existencia en el núcleo de partículas neutras.

66. 1. La carga positiva de un átomo está concentrada en su núcleo
2. El proton (p) tiene una carga (+), el electrón tiene carga (-)
3. La masa del p es 1840 x masa del e-
(1.67 x 10-24
g)
Premio Nobel de Química
en 1911
Experimento de Rutherford 1909
Hans Geiger
Ernest Marsden

67. Experimento de Rutherford 1909

68. Nacimiento de la teoría cuántica
La física y la mecánica de la época no explicaban el
comportamiento de los átomos
Max Planck
1900
Planck descubrió que los átomos y las moléculas sólo
emiten energía en cantidades discretas o cuantos.

69. Teoría Cuántica
Radiación electromagnética: Son todos los tipos de energía radiante que se mueve a
través del vacío a una velocidad de la luz 3,0 108
m/seg. La luz se comporta como onda.
Longiyud de onda ( ):ʎ La distancia entre puntos idénticos de ondas sucesivas.
Unidades: cm, nm.
Frecuencia (v): Es el número de longitud de onda que pasa por un punto dado en
la unidad de tiempo. Unidades: ciclo/seg = Hertz.
C = .ʎ v W = 2.π.f f = 1/ ʎ

70. Teoría Cuántica
Espectro Electromagnético
Representación de una Onda Electromagnética
Espectro: Es un arreglo de ondas, partículas esparcidas de acuerdo con el aumento o
disminución de la magnitud de una propiedad física.
James Clerk Maxwell
1873

71. Espectro Electromagnético

72. Teoría Cuántica (1900)
Max Planck
La física clásica no podía explicarla emisión
de luz porobjetos calientes conocida como
RADIACIÓN DECUERPO NEGRO.
La energía puede ser liberada (o absorbida) por los átomos solo en paquetes
discretos de muy pequeño tamaño. Estos paquetes discretos los denominó
“cuantos” o “de cantidad fija”.
E= h . v
Donde:
E= Energía. Joul, Ergio.
h = Constante 6,6262 10-34
v = Frecuencia
Laenergíacomo lamateriaesdiscontinua

73. Efecto Fotoeléctrico
En 1888 Heinrich Hertz, descubrió que cuando la luz
choca con la superficie de ciertos metales, se emiten
electrones

74. Efecto Fotoeléctrico
En 1905 Albert Einstein empleó la teoría de
Planck para explicar el efecto fotoeléctrico.
h.ν= Ed + Ec

75. Espectro de Emisión

76. El Átomo de Bohr
En 1913 Neils David Bohr (1885-1962) entendió que era necesario romper con
la creencia general de Rutherford , resolvió este dilema utilizando la hipótesis
cuántica de Planck de que la energía estaba cuantizada, Con una mezcla
interesante de teoría clásica y cuántica. Bohr postuló para un átomo de
hidrógeno.
Recibió el Premio Nobel de física en 1922 por su teoría que explicaba el
espectro del átomo de hidrógeno

77. 1.- Sólo son permitidas orbitas de cierto radio, y por lo tanto de ciertas energías, para los
electrones en el átomo que se mueven en orbitas circulares alrededor del núcleo con el
movimiento descrito delafísicaclásica.
2.-El electrón solo tiene un conjunto de órbitas permitidas denominadas estados estacionarios.
Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y se encuentra en un estado
permitido de energía, de tal manera que al encontrarse en este estado permitido no emitirá
energíaradiantey por lo tanto no caeráen espiral al núcleo.
3.- La energía solamente es emitida o absorbida por un electrón a medida que este cambie de
un nivel deenergíaaotro, y seemiteen formadefotón.
El Átomo de Bohr

78. El Átomo de Bohr
El modelo de Bohr, tuvo éxito para el átomo de hidrógeno y átomos
hidrogenoides, la teoría tiene ciertas limitaciones.
1.Desde el punto de vista experimental, la teoría no puede explicar los
espectros de emisión de los átomos e iones con más de un electrón, a
pesar de los numerosos intentos para conseguirlo.
2. La teoría no puede explicar el efecto de los campos magnéticos sobre los
espectros de emisión.
3. No hay base fundamental para el postulado del momento angular
cuantizado para forzar a un electrón a situarse en una orbita circular,
enuncio el postulado solamente para que la teoría estuviera de acuerdo con
el experimento.

79. La naturaleza dual del electrón
Teoría Ondulatoria
La luz tiene propiedades semejantes a las
de las partículas y que está constituida
por fotones.

80. ¿Si la energía radiante puede comportarse como un chorro de partículas,
puede la materia comportarse como onda?, este investigador supuso que un
electrón orbitando el núcleo de un átomo de hidrógeno puede servisto como
una onda (con una longitud de onda característica).
Modelo Mecánico Cuántico del átomo
Louis Raymond Du de Broglie
1927
Premio Nobel 1929
En su disertación doctoral propuso que la materia y la radiación tenían
propiedades de onda y de partícula.
Naturaleza Dual de la materia

81. De Broglie conocía la famosa ecuación de Einsten.
E= m.c2
Donde m es la masa relativista del fotón y c es la velocidad de la luz.
Combinó esta ecuación con la relación de Planck
E= h.v.
m.c2
= h.v
h.c/ = m.cλ 2
=p
h/ = m.c =pλ
Donde p es el momento del fotón. Utilizando .v=cλ
p= h/λ
= h/m.vλ

82. Comprobación Modelo de Broglie
Pruebas experimentales que apoyaron la idea de que las partículas de materia
poseen características de onda. FENÓMENO DEDIFRACCIÓN.
Clinton Davinson 1927
LáminaAluminio
Haz de electrones
LesterGermer1927
George Thomson 1927
Hijo Thomson
Cristal Niquel
Haz de electrones

83. Principio de Incertidumbre
En 1927 WernerHeisenberg físico alemán discípulo de Bohr.
Principio de incertidumbre y significa que no podemos medir la posición y el momento
simultáneamente con precisión. Si diseñamos un experimento para conocer la posición de
unapartículacon precisión, no podemosmedir su momento con precisión y viceversa
Con el descubrimiento del comportamiento ondulatorio, surgió
otro problema como podía precisar la posición de una onda

84. Estructura de átomo y Modelos Atómicos
JasmesChadwIck en 1932 descubrió losNeutrones
Partículas neutras con masa un poco mayor de los protones

85. Ecuación de onda de Schrödinger
En 1926, Schrödingerdescubrió una ecuación que
describía la naturaleza de partícula y de onda de
un electrón.
La ecuación de onda (Y) nos dice:
1. La energía de un e-
con base en un Y dado
2. La probabilidad de encontrarun e-
en un
espacio definido
Dicha ecuación solo puede serutilizada de forma
exacta con un átomo de hidrógeno. Porotra parte,
dicha ecuación aproxima los resultados de
partículas con muchos electrones.

86. El 90% de los e-
se encuentran en
el primerorbital
Región del espacio donde es más probable
encontrarel electrón.
ORBITALATÓMICO

87. Ecuación de onda de Schrödinger
Y = fn(n, l, ml, ms)
Número cuántico n
n = 1, 2, 3, 4, ….
n=1 n=2
n=3
Distancia desde e-
hasta el núcleo

88. Y = fn(n, l, ml, ms)
Número cuántico del momento angularl
Dado un valorn, l= 0, 1, 2, 3, … n-1
n = 1, l= 0
n = 2, l = 0 ó 1
n = 3, l = 0, 1, ó 2
“volumen” de espacio que ocupan los e-
FORMA DELORBITALATÓMICO
l = 0 orbital s
l = 1 orbital p
l = 2 orbital d
l = 3 orbital f
Ecuación de onda de Schrödinger

89. l = 0 (orbitales s)
l = 1 (orbitales p)

90. l = 2 (orbitales d)

91. Número cuántico magnético ml
Dado un valorde l
ml = -l, …., 0, …. +l
Orientación del orbital en el espacio
Si l = 1 (orbital p), ml = -1, 0, ó 1
Si l = 2 (orbital d), ml = -2, -1, 0, 1, ó 2
Ecuación de onda de Schrödinger

92. ml = -1 ml = 0 ml = 1
ml = -2 ml = -1 ml = 0 ml = 1 ml = 2

93. Y = fn(n, l, ml, ms)
número cuántico de giro (spin) ms
ms = +½ ó -½
Ecuación de onda de Schrödinger
ms = -½ms = +½

94. La cantidad de energía contenida en un e-
en un átomo,
puede serdescrita porsu única función de onda, Y.
Principio de exclusión de Pauli – cada electrón en un
átomo tiene sus propios números cuánticos, y no pueden
existirdos e-
en el mismo átomo con los mismos valores
Ecuación de onda de Schrödinger
Y = fn(n, l, ml, ms)

97. Ecuación de onda de Schrodinger
Y = fn(n, l, ml, ms)
Nivel – electrones con el mismo valorde n
Subnivel – electrones con el mismo valorde n y l
Orbital – electrones con el mismo valorde n, l, y ml
¿Cuántos electrones pueden existiren un orbital?
Si n, l o ml están definidos, entonces ms = ½ ó - ½
Y = (n, l, ml, ½)ó Y = (n, l, ml, -½)
Un orbital puede contener2 electrones

98. ¿Cuántos orbitales “2p” hay en un átomo?
2p
n=2
l = 1
Si l = 1, entonces ml = -1, 0, ó +1
3 orbitales
¿Cuántos electrones pueden existiren el tercer
subnivel?
3d
n=3
l = 2
Si l = 2, entonces ml = -2, -1, 0, +1, ó +2
5 orbitales que pueden contenerun máximo
de 10 e-

99. Energía en los orbitales con un solo electrón
La energía de un electrón es proporcional al número cuántico n
En = -RH( )
1
n2
n=1
n=2
n=3

100. Energía en orbitales con varios electrones
La energía depende de n + l
n=1 l = 0
n=2 l = 0
n=2 l = 1
n=3 l = 0
n=3 l = 1
n=3 l = 2

101. Principio de Aufbau
Electrones ocupando el nivel más bajo de energía de los orbitales
1H1 electrón
1H 1s1
2He 2 electrones
2He 1s2
3Li 3 electrones
3Li 1s2
2s1
4Be 4 electrones4Be 1s2
2s2
5B5 electrones
5B 1s2
2s2
2p1
6C 6 electrones? ?

102. 6C 6 electrones
REGLA DEHUND
El arreglo más estable de electrones en
los subniveles se logra cuando se tiene el
mayornúmero de “spins” paralelos.
6C 1s2
2s2
2p2
7N 7 electrones
7N 1s2
2s2
2p3
8O 8 electrones
8O 1s2
2s2
2p4
9F 1s2
2s2
2p5
10Ne 10 electrones
10Ne 1s2
2s2
2p6

103. Orden que siguen los electrones al llenarlos orbitales
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s

104. Laconfiguración electrónica explica cómo los
electrones se distribuyen entre los diversos orbitales
en un átomo.
1s1
Número cuántico n Momento angulardel
número cuántico l
Número de electrones
en el orbital o subnivel
Diagrama de un orbital
H
1s1

105. ¿Cuál es la configuración electrónica del Mg?
Mg 12 electrones
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
1s2
2s2
2p6
3s2
2 + 2 + 6 + 2 = 12 electrones
Abreviándolo… [Ne]3s2
[Ne] 1s2
2s2
2p6
¿Cuál es el número cuántico del último electrón
para el Cl?
Cl 17 electrones 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17 electrones
Último electrón en el orbital 3p
n = 3 l = 1 ml = -1, 0, ó +1 ms = ½ ó -½

106. ¿ESTA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA CORRESPONDEALH?
H 1 electrón
1s < 2s < 2p
2s1
1 = 1 electrón
Si corresponde, pero a un estado excitado
¿Qué son especies isoelectrónicas?
Son especies que contiene igual número de electrones
F-
= 10 electrones 1s2
2s2
2p6
electrones
Ne = 10 electrones 1s2
2s2
2p6
electrones
Mg2+
= 10 electrones 1s2
2s2
2p6
electrones

107. Tabla Periódica
La teoría atómica de Dalton causó un desarrollo violento
de la experimentación química durante los años 1800 y a
medida que la información química crecía continuamente
y la lista de elementos nuevos se expandía fue necesario
encontrar una manera ordenada de organizar esta
información. Estos esfuerzos terminaron con el desarrollo
de la tabla periódica en 1869.
Así, si los átomos son arreglados en orden creciente de número atómico,
encontraremos que las propiedades físicas y químicas muestran un patrón
repetitivo o periódico. Porejemplo, Li, Na y K.

108. Cuándo se descubrieron los elementos

109. ns1
ns2
ns2
np1
ns2
np2
ns2
np3
ns2
np4
ns2
np5
ns2
np6
d1
d5
d10
4f
5f
Configuración electrónica de los elementos
en su estado natural

110. Clasificación de los elementos

111. Periodo
Grupo
Metalesalcalinos
Gasesnobles
Halógenos
Metalesalcalinotérreos

113. Paramagnético
Nivel semivacío
2p
Diamagnético
Nivel lleno
2p

114. Propiedades Periódicas: Radio Atómico
incrementandoelradioatómico

115. Radios atómicos

116. Comparación de radios atómicos con radios iónicos

117. El catión siempre es más pequeño que el
átomo a partirdel cual se formó.
El anión siempre es más grande que el
átomo a partirdel cual se formó.

118. La energía de ionización es la energía mínima (kJ/mol)
requerida para removerun electrón de un átomo gaseoso
en su estado natural.
I1 + X (g) X+
(g) +
e-
I2 + X+
(g) X2+
(g) + e-
I3 + X2+
(g) X3+
(g) +
e-
I1 primera energía de ionización
I2 segunda energía de ionización
I3 tercera energía de ionización
I1 < I2 < I3

119. Energías de ionización de los primeros 20 elementos

120. Lleno n=1
Lleno n=2
Lleno n=3
Lleno n=4
Lleno n=5
Variación de la primera energía de ionización
con número atómico

121. Tendencia general en la
primera energía de ionización
Al incrementar laprimeraenergíadeionización
Alincrementarlaprimeraenergíadeionización

122. Afinidad electrónica es el cambio de energía que ocurre
cuando un electrón es aceptado por un átomo en estado
gaseoso para formar un anión.
X (g) + e-
X-
(g)
F (g) + e-
X-
(g)
O (g) + e-
O-
(g)
∆H = -328 kJ/mol EA = +328 kJ/mol
∆H = -141 kJ/mol EA = +141 kJ/mol

123. Afinidades electrónicas (kJ/mol) de algunos elementos
representativos y de los gases nobles

124. Variación de la afinidad electrónica con el
número atómico (H– Ba)

125. H F FH
El enlace polares un enlace covalente donde la
diferencia de electronegatividad entre los dos átomos
no es muy grande (aproximadamente 1.7 o un poco
mayor)
Alta electronegatividad
Mediana electronegatividad mucha e-mediana e-
δ+
δ-

126. La electronegatividad es la capacidad de un átomo
para atraerlos electrones de otro átomo en un enlace
químico.
Afinidad de electrones - calculable, Cl es el más afín
Electronegatividad - relativa, Fes el más electronegativo
X (g) + e-
X-
(g)

127. Electronegatividades en la tabla periodica

128. Momentos dipolares y moleculas
polares
H F
Región dealta
densidad electrónica
Región debaja
densidad electrónica
d+ d-
m = Q x r
Q es la carga
res la distancia entre dos cargas
1 D= 3.36 x 10-30
C m

130. ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen un
momento dipolar?
H2O, CO2, SO2, y CH4
O
H
H
m diferente de cero
(molécula polar)
S
O
O
CO O
migual a cero
(molécula no polar)
mdiferente de cero
(molécula polar)
migual a cero
(molécula no polar)
H
C
H
H
H

131. Enlace metálico
Estructuras cristalinas

132. Enlace metálico
Modelo del marde electrones

133. Enlace metálico
Deformación delosmetales, formaláminas (Maleables)
Losmetalessepueden estirar y formar hilos(Dúctil)

134. FUERZAS INTERMOLECULARES
Son aquellas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas en una sustancia,
porlo tanto son fuerzas de atracción
Las fuerzas intramoleculares mantienen unidos a los átomos en una molécula,
porlo que se trata del enlace químico
Las fuerzas intermoleculares son las responsables de las propiedades
macroscópicas de la materia, como puntos de ebullición y fusión
Las fuerzas intermoleculares suelen sermás débiles que las intramoleculares,
porejemplo, se necesita menos energía para evaporarun líquido que para
rompersus enlaces
18 g
de H2O
(1 mol)
41 kJ
H2O 2H + O
∆H = 930 kJ
Evaporar

135. A B
PE(A) > PE(B)
COMPARACIÓN DELPUNTO DEEBULLICIÓN DEDOS LÍQUIDOS
Para comprender
las propiedades
de la materia
Entenderlos distintos tipos
de fuerzas intermioleculares

136. TIPOS DE
FUERZAS INTERMOLECULARES
1. Dipolo-dipolo 2. Dipolo instantáneo y dipolo inducido
Fuerzas de Van derWaals
3. Ion-dipolo
5. Tipo especial de dipolo-dipolo
Enlace de hidrógeno
Fuerzas de dispersión o
fuerzas de Londón
4. Formación de un dipolo inducido.

137. FORMACIÓN DEDIPOLOS INSTANTÁNEOS
Son fuerzas de dispersión
Este tipo de dipolo dura solo fracciones de segundo
Este tipo de fuerza puede explicarel punto de ebullición del helio = - 269 ºC
Las fuerzas de dispersión aumentan con la masa molar
Las fuerzas de dispersión pueden llegara seriguales o
mayores que las fuerzas dipolo-dipolo
Fuerzas de van derWaals

138. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO
Son fuerzas de atracción entre moléculas polares,
entre moléculas que poseen momentos dipolares
Fuerzas de van derWaals

139. FUERZAS ION-DIPOLO
Son fuerzas de atracción entre moléculas polares
y un ion ya sea catión o anión.
Deflexión del chorro de agua por
una varilla de ebonita cargada

140. Formación de un dipolo inducido
Son las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas no polares
Átomo de helio
Dipolo inducido
Dipolo inducido
Catión
Dipolo
+ -
+
-+ + -
Formación de un
dipolo inducido
Interacción
Ion- dipolo inducido
Interacción
Dipolo- dipolo inducido
La probabilidad de inducirun momento dipolaren una molécula depende de la polarizabilidad

141. ELENLACEDEHIDRÓGENO
Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo cuando el átomo de hidrógeno está
enlazado a un átomo como flúor, oxígeno o nitrógeno

143. Teoría cinética molecularde gases, líquidos y sólidos
Gases
- El movimiento es constante y al azar
- Las distancias intermoleculares son muy
grandes con respecto al tamaño molecular
-Las interacciones moleculares son prácti-
camente despreciables
- Son fáciles de comprimir
- No tienen forma y volumen propios
- Tienen densidades muy bajas
- Fluyen fácilmente
Líquidos
- El movimiento intermolecularestá más
restringido
- Las distancias intermoleculares son
pequeñas
- Las interacciones moleculares son
grandes
- No son fáciles de comprimir
- Tienen volumen pero no tienen forma
- Fluyen bajo la aplicación de una fuerza
- Son más densos que los gases

144. Teoría cinética molecular de gases, líquidos y sólidos
Sólidos
- Las moléculas ocupan posiciones rígidas
y prácticamente no tienen libertad para
- -moverse
- Las distancias intermoleculares son muy
pequeñas
- Las interacciones moleculares son fuertes
- Tienen volumen y forma propia
- No se pueden comprimir
- La densidad es alta
- No fluyen
Propiedades características de gases, líquidos y sólidos

145. PROPIEDADES DELOS LÍQUIDOS
Tensión superficial
Es la cantidad de energía necesaria para
estiraro aumentarla superficie de un
líquido porunidad de área

146. Viscosidad
Es una medida de la resistencia
de los líquidos a fluir

147. Densidad
AGUA BENCENO