Asignatura: Química
Curso: ESO - BACH
,Índice
1. La ciencia y la medida .............................................................................. 6
1.1 Conceptos generales ........................................................................... 6
1.2 Magnitudes fundamentales y sus unidades en S.I. .............................. 6
1.3 Magnitudes derivadas y sus unidades en S.I. ...................................... 7
1.4 Método del factor de conversión ........................................................ 7
1.5 Notación científica .............................................................................. 8
2. El átomo ............................................................................................. 8
2.1 Modelos atómicos ............................................................................... 8
2.1.1 Modelo atómico de Thomson .................................................. 8
2.1.2 Modelo atómico de Rutherford................................................ 9
2.1.3 Modelo atómico Bohr............................................................... 9
2.2 Lámina de oro .................................................................................... 10
2.3 Estructura atómica ............................................................................ 11
2.4 Representación del átomo................................................................. 11
2.5 Isótopos e iones ................................................................................. 12
3. Tabla periódica ................................................................................. 13
3.1 Historia de los elementos .................................................................. 13
3.2 Sistema periódico de los elementos .................................................. 14
3.2.1 Configuración electrónica de un átomo ............................... 14
3.2.2 Configuración externa de los elementos químicos ............... 15
3.3 Elementos químicos más comunes.................................................... 16
3.4 Cómo se representan los elementos ................................................. 16
3.5 Los compuestos químicos más comunes ........................................... 16
3.5.1 Compuestos inorgánicos más comunes................................ 17
3.5.2 Compuestos orgánicos más comunes................................... 18
3.6 Propiedades periódicas de los elementos ......................................... 19
3.6.1 Tamaño de los átomos.......................................................... 19
3.6.2 Energía de ionización ............................................................ 19
3.6.3 Afinidad electrónica .............................................................. 20
3.6.4 Electronegatividad ................................................................ 20
, 3.6.5 Carácter metálico ................................................................. 20
4. El mol ............................................................................................... 21
4.1 Masa molecular ................................................................................. 21
4.2 Concepto de mol y número de Avogadro .......................................... 22
4.3 La fórmula de las sustancias .............................................................. 22
5. Disoluciones ..................................................................................... 23
5.1 Definición y partes de una disolución ................................................ 23
5.2 Tipos de disoluciones ......................................................................... 23
5.3 Modelos de expresar la concentración de una disolución ................ 24
5.3.1 Porcentaje en volumen ......................................................... 24
5.3.2 Porcentaje en masa .............................................................. 24
5.3.3 Concentración en masa ........................................................ 24
5.3.4 Molaridad ............................................................................. 25
5.3.5 Normalidad ........................................................................... 25
5.3.6 Molalidad .............................................................................. 25
5.4 Densidad ............................................................................................ 26
5.5 Ecuación de los gases ideales ............................................................ 26
5.6 Propiedades coligativas de las disoluciones ...................................... 27
5.6.1 Descenso de la presión de vapor .......................................... 27
5.6.2 Ascenso en el punto de ebullición ........................................ 27
5.6.3 Descenso del punto de congelación ..................................... 28
5.6.4 Presión osmótica .................................................................. 28
6. Formulación inorgánica..................................................................... 29
6.1 Compuestos binarios ......................................................................... 29
6.1.1 Óxidos ................................................................................... 29
6.1.1.1 Óxidos metálicos...................................................... 29
6.1.1.2 Óxidos no metálicos................................................. 29
6.1.1.3 Óxidos peróxidos ..................................................... 29
6.1.2 Hidruros ................................................................................ 29
6.1.2.1 Hidruros metálicos................................................... 29
6.1.2.2 Hidruros no metálicos.............................................. 30
, 6.1.3 Sales binarias ........................................................................ 30
6.2 Compuestos ternarios ....................................................................... 31
6.2.1 Hidróxidos ............................................................................. 31
6.2.2 Ácidos ternarios .................................................................... 31
6.2.3 Sales ternarias....................................................................... 33
6.3 Compuestos cuaternarios .................................................................. 33
7. Reacciones químicas ......................................................................... 34
7.1 Fundamento teórico .......................................................................... 34
7.2 Ajuste de reacciones .......................................................................... 35
7.3 Problemas estequiométricos ............................................................. 35
7.3.1 Con gramos y moles.............................................................. 35
7.3.2 Con gases .............................................................................. 36
7.3.3 Con disoluciones ................................................................... 36
7.3.4 Reactivo limitante ................................................................. 37
7.3.5 Con calor ............................................................................... 37
7.4 Tipos de reacciones químicas ............................................................ 38
7.5 Calor en una reacción química........................................................... 38
8. El enlace químico .............................................................................. 40
8.1 Enlace iónico ...................................................................................... 40
8.1.1 Propiedades de los compuestos iónicos.................................. 40
8.2 Enlace covalente ................................................................................ 40
8.2.1 Enlace covalente dativo........................................................... 42
8.2.2 Propiedades de las sustancias covalentes ............................... 42
8.3 Enlace metálico .................................................................................. 43
8.3.1 Propiedades de los compuestos metálicos ............................. 43
9. Fuerzas intermoleculares .................................................................. 43
9.1 Fuerzas de Van der Waals .................................................................. 43
9.1.1 Fuerzas dipolo-dipolo .............................................................. 43
9.1.2 Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (London) ............ 44
9.1.2.1 Intensidad de las fuerzas de London ....................... 44
9.2 Enlace de hidrógeno .......................................................................... 45
,10. Termoquímica ................................................................................. 47
10.1 Introducción..................................................................................... 47
10.2 Definiciones ..................................................................................... 48
10.3 Procesos termodinámicos según el modo en que se producen ...... 49
10.4 Procesos termodinámicos según variables constantes ................... 50
10.5 Intercambio de energía en un proceso ........................................... 50
10.6 Criterios de signos “egoísta” ............................................................ 50
10.7 Principios de la termodinámica ....................................................... 51
10.7.1 1º Principio de la termodinámica .......................................... 51
10.7.2 2º Principio de la termodinámica .......................................... 51
10.7.2.1 Entropía ................................................................. 51
10.7.3 3º Principio de la termodinámica .......................................... 52
10.8 Cálculos de la entalpía en una reacción química ............................. 52
10.8.1 Cálculo de la entalpía a partir de entalpías de formación .... 52
10.8.2 Cálculo de la entalpía a partir de la ley de Hess .................... 53
10.8.3 Cálculo de la entalpía a partir de las energías de enlace....... 54
10.9 Entropía molar estándar .................................................................. 55
10.10 Espontaneidad de una reacción..................................................... 55
,1. La ciencia y la medida
1.1 Conceptos generales
• Ciencia: Actividad que se ocupa de resolver problemas mediante la
observación y la lógica
• Química: Se encarga del estudio de la composición de los materiales
y los cambios que afectan a la naturaleza de sus componentes
• Física: Estudia cualquier cambio que experimenta la materia siempre
y cuando NO cambie su naturaleza interna
• Medir: Medir magnitudes es compararla con una cantidad de su
misma naturaleza que llamamos unidad para ver cuantas veces la
contiene
• Magnitud: Es una característica de la materia o un cambio que pueda
experimentar, que se pueda medir, es decir, que se pueda expresar
con número y unidad
• Unidad: Formas de expresar (de dentro de una misma escala) una
magnitud
1.2 Magnitudes fundamentales y sus unidades en S.I.
Magnitud Unidad
Nombre Símbolo Nombre Símbolo
Longitud 𝑙 Metro 𝑚
Masa 𝑚 Kilogramo 𝑘𝑔
Tiempo 𝑡 Segundo 𝑠
Temperatura 𝑇 Kelvin 𝐾
Intensidad de
𝐼 Amperio 𝐴
corriente
Intensidad
𝐼! Candela 𝑐𝑑
luminosa
Cantidad de
𝑛 Mol 𝑚𝑜𝑙
sustancia
6
,Magnitud Símbolo Unidad Otras unidades admitidas
Superficie 𝑆 𝑚$ ℎ𝑎 (ℎ𝑒𝑐𝑡á𝑟𝑒𝑎 ); 1 = 10.000 𝑚$
Volumen 𝑉 𝑚% 𝐿 (𝑑𝑚% ); 1𝑚% = 1000𝐿
𝑔 𝑘𝑔 𝑘𝑔 1𝑘𝑔 1000𝑘𝑔
Densidad 𝑑, 𝑝 𝑘𝑔/𝑚% = ; ; =
𝑙 𝑚% 𝐿 𝐿 𝑚%
𝑘𝑚 1𝑘𝑚 0,278𝑚
Velocidad 𝑣 𝑚/𝑠 ; =
ℎ ℎ 𝑠
Aceleración 𝑎 𝑚/𝑠 $
Fuerza 𝐹 𝑁 (𝑛𝑒𝑤𝑡𝑜𝑛) 1𝑘𝑔𝑓 (𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎) = 9,8𝑁
𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔 (𝑚𝑖𝑙í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 ); 1𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔
Presión 𝑝, 𝑃 𝑃𝑎 (𝑝𝑎𝑠𝑐𝑎𝑙) = 133, 3W 𝑃𝑎 ; 𝑎𝑡𝑚 (𝑎𝑡𝑚ó𝑠𝑓𝑒𝑟𝑎 ); 1 𝑎𝑡𝑚
= 101325 𝑃𝑎
Energía 𝐸 𝐽 (𝑗𝑢𝑙𝑖𝑜) 𝑘𝑤ℎ (𝑘𝑖𝑙𝑜𝑣𝑎𝑡𝑖𝑜 ℎ𝑜𝑟𝑎 ); 1𝑘𝑤ℎ = 3, 6W ∙ 10& 𝑗
1.3 Magnitudes derivadas y sus unidades en S.I.
¡Prefijos del Sistema Internacional!
Factor Prefijo Factor Prefijo
10 Deca 𝑑𝑎 10"# Deci 𝑑
10$ Hecto ℎ 10"$ Centi 𝑐
10% Kilo 𝑘 10"% Mili 𝑚
10& Mega 𝑀 10"& Micro 𝜇
10' Giga 𝐺 10"' Nano 𝑛
10#$ Tera 𝑇 10"#$ Pico 𝑝
10#( Peta 𝑃 10"#( Femto 𝑓
1.4 Método del factor de conversión
Ejemplo:
%&)) +
10 horas segundos 10ℎ ∙ # , = 36000 𝑠 = 3,6 ∙ 10-
./01
= 1 y por eso se puede simplificar
./01
7
, Instrucciones para realizar el método de factor de conversión:
• Para poder hacer bien el factor de conversión establecemos
equivalencias para poder pasar de una unidad a otra sin ningún
problema, es decir, para poder pasar de horas a minutos si tengo 295
horas establezco una relación entre unidades como, por ejemplo, 1h =
60min, después simplifico las horas y por último opero los coeficientes
para obtener el resultado en minutos
1.5 Notación científica
• Consiste en escribir las cantidades con una cifra entera, con
decimales y con una potencia de diez
Ejemplo:
o 0,0007820 7 , 82 ∙ 10"-
Potencia de diez
Parte Parte
entera decima
l
2. El átomo
Historia del átomo:
• En el siglo V a.c. Demócrito ya establece el término átomo para
referirse a partes indivisibles de la materia
• A comienzos del siglo XIX, Dalton estableció una teoría que decía que
la materia estaba formada por partículas indivisibles denominadas
átomos. Fue el primer modelo atómico con bases científicas.
• Más tarde se desarrollan los modelos de Thomson, Rutherford y Bohr
que vamos a desarrollar a lo largo del tema.
2.1 Modelos atómicos
2.1.1 Modelo atómico de Thomson:
Thomson (1897) estableció que el átomo era una gran masa de
carga positiva, en la que estaban insertadas pequeñas partículas
de carga negativa, llamadas electrones. A este modelo se la llamó
“puding con pasas”
8
,2.1.2 Modelo atómico de Rutherford:
Años más tarde, Rutherford y sus colaboradores (1911)
mejoran el modelo atómico de Thomson al realizar una
experiencia aprovechando algunos descubrimientos sobre la
radiactividad. Se conoce como “la experiencia de la lámina
de oro”. En vista de estos resultados, Rutherford propone un
nuevo modelo denominado modelo planetario.
El átomo está formado por un núcleo muy pequeño donde
están los protones y neutrones. Allí está conectado toda la
carga positiva y casi toda su masa. Los electrones giran
alrededor del núcleo, en la corteza.
¡El modelo de Rutherford explicaba la experiencia de la lámina de oro,
pero no podía explicar otros hechos experimentales!
2.1.3 Modelo atómico de Bohr:
El físico Danés Bohr ideo un nuevo modelo que explicaba las nuevas
experiencias. A este modelo se le llama modelo de capas y establece los
postulados de Bohr en 1913:
• El átomo está formado por un núcleo donde están los protones y los
neutrones, y una corteza, donde están los electrones.
• Los electrones solo se pueden mover en determinadas órbitas, en ellas
el electrón no emite energía. En cada órbita el electrón tiene una cierta
energía que es menor cuanto más cerca esté del núcleo.
• Cuando el electrón pasa de una órbita a otra absorbe o emite energía.
Cuando pasa de una órbita más cerca del núcleo a otra que está más
alejada hay que darle energía. De forma similar, cuando el electrón está
en una órbita más alejada del núcleo y pasa a una órbita más próxima al
núcleo, desprende energía.
Más tarde, el científico Austriaco Schrödinger dedujo que en cada capa o
nivel de energía había varios subniveles a los que denomino orbitales. Se
llama orbital a la región del espacio en la que existe más probabilidad
(más del 90%) de encontrar un electrón.
¡A este modelo se le llamó modelo mecano cuántico o modelo atómico
actual!
9
, 2.2 Lámina de oro
• Rutherford diseñó el experimento de la lámina de oro para conocer si el
modelo atómico de Thomson era cierto.
Para ello proyecto radiación Alfa (con carga positiva) sobre una lámina
de oro colocando alrededor de ella una película fotográfica para
observar dónde llegaba la radiación. Observó una gran mancha en el
centro correspondiente a la radiación que seguía recta y parte de ella se
desviaba al atravesar la lámina.
Si el modelo de Thomson fuese cierto, toda la radiación hubiese
atravesado la lámina de oro ya que sus átomos eran neutros y no
desviaban la radiación alfa
Rutherford diseñó su modelo atómico definiéndolo como un núcleo
centrado con carga positiva y pequeñas cargas negativas girando
alrededor de él.
(Utilizó oro porque es muy fácil de moldear) (El concepto de órbita surge
aquí en Rutherford).
10
Curso: ESO - BACH
,Índice
1. La ciencia y la medida .............................................................................. 6
1.1 Conceptos generales ........................................................................... 6
1.2 Magnitudes fundamentales y sus unidades en S.I. .............................. 6
1.3 Magnitudes derivadas y sus unidades en S.I. ...................................... 7
1.4 Método del factor de conversión ........................................................ 7
1.5 Notación científica .............................................................................. 8
2. El átomo ............................................................................................. 8
2.1 Modelos atómicos ............................................................................... 8
2.1.1 Modelo atómico de Thomson .................................................. 8
2.1.2 Modelo atómico de Rutherford................................................ 9
2.1.3 Modelo atómico Bohr............................................................... 9
2.2 Lámina de oro .................................................................................... 10
2.3 Estructura atómica ............................................................................ 11
2.4 Representación del átomo................................................................. 11
2.5 Isótopos e iones ................................................................................. 12
3. Tabla periódica ................................................................................. 13
3.1 Historia de los elementos .................................................................. 13
3.2 Sistema periódico de los elementos .................................................. 14
3.2.1 Configuración electrónica de un átomo ............................... 14
3.2.2 Configuración externa de los elementos químicos ............... 15
3.3 Elementos químicos más comunes.................................................... 16
3.4 Cómo se representan los elementos ................................................. 16
3.5 Los compuestos químicos más comunes ........................................... 16
3.5.1 Compuestos inorgánicos más comunes................................ 17
3.5.2 Compuestos orgánicos más comunes................................... 18
3.6 Propiedades periódicas de los elementos ......................................... 19
3.6.1 Tamaño de los átomos.......................................................... 19
3.6.2 Energía de ionización ............................................................ 19
3.6.3 Afinidad electrónica .............................................................. 20
3.6.4 Electronegatividad ................................................................ 20
, 3.6.5 Carácter metálico ................................................................. 20
4. El mol ............................................................................................... 21
4.1 Masa molecular ................................................................................. 21
4.2 Concepto de mol y número de Avogadro .......................................... 22
4.3 La fórmula de las sustancias .............................................................. 22
5. Disoluciones ..................................................................................... 23
5.1 Definición y partes de una disolución ................................................ 23
5.2 Tipos de disoluciones ......................................................................... 23
5.3 Modelos de expresar la concentración de una disolución ................ 24
5.3.1 Porcentaje en volumen ......................................................... 24
5.3.2 Porcentaje en masa .............................................................. 24
5.3.3 Concentración en masa ........................................................ 24
5.3.4 Molaridad ............................................................................. 25
5.3.5 Normalidad ........................................................................... 25
5.3.6 Molalidad .............................................................................. 25
5.4 Densidad ............................................................................................ 26
5.5 Ecuación de los gases ideales ............................................................ 26
5.6 Propiedades coligativas de las disoluciones ...................................... 27
5.6.1 Descenso de la presión de vapor .......................................... 27
5.6.2 Ascenso en el punto de ebullición ........................................ 27
5.6.3 Descenso del punto de congelación ..................................... 28
5.6.4 Presión osmótica .................................................................. 28
6. Formulación inorgánica..................................................................... 29
6.1 Compuestos binarios ......................................................................... 29
6.1.1 Óxidos ................................................................................... 29
6.1.1.1 Óxidos metálicos...................................................... 29
6.1.1.2 Óxidos no metálicos................................................. 29
6.1.1.3 Óxidos peróxidos ..................................................... 29
6.1.2 Hidruros ................................................................................ 29
6.1.2.1 Hidruros metálicos................................................... 29
6.1.2.2 Hidruros no metálicos.............................................. 30
, 6.1.3 Sales binarias ........................................................................ 30
6.2 Compuestos ternarios ....................................................................... 31
6.2.1 Hidróxidos ............................................................................. 31
6.2.2 Ácidos ternarios .................................................................... 31
6.2.3 Sales ternarias....................................................................... 33
6.3 Compuestos cuaternarios .................................................................. 33
7. Reacciones químicas ......................................................................... 34
7.1 Fundamento teórico .......................................................................... 34
7.2 Ajuste de reacciones .......................................................................... 35
7.3 Problemas estequiométricos ............................................................. 35
7.3.1 Con gramos y moles.............................................................. 35
7.3.2 Con gases .............................................................................. 36
7.3.3 Con disoluciones ................................................................... 36
7.3.4 Reactivo limitante ................................................................. 37
7.3.5 Con calor ............................................................................... 37
7.4 Tipos de reacciones químicas ............................................................ 38
7.5 Calor en una reacción química........................................................... 38
8. El enlace químico .............................................................................. 40
8.1 Enlace iónico ...................................................................................... 40
8.1.1 Propiedades de los compuestos iónicos.................................. 40
8.2 Enlace covalente ................................................................................ 40
8.2.1 Enlace covalente dativo........................................................... 42
8.2.2 Propiedades de las sustancias covalentes ............................... 42
8.3 Enlace metálico .................................................................................. 43
8.3.1 Propiedades de los compuestos metálicos ............................. 43
9. Fuerzas intermoleculares .................................................................. 43
9.1 Fuerzas de Van der Waals .................................................................. 43
9.1.1 Fuerzas dipolo-dipolo .............................................................. 43
9.1.2 Fuerzas dipolo instantáneo-dipolo inducido (London) ............ 44
9.1.2.1 Intensidad de las fuerzas de London ....................... 44
9.2 Enlace de hidrógeno .......................................................................... 45
,10. Termoquímica ................................................................................. 47
10.1 Introducción..................................................................................... 47
10.2 Definiciones ..................................................................................... 48
10.3 Procesos termodinámicos según el modo en que se producen ...... 49
10.4 Procesos termodinámicos según variables constantes ................... 50
10.5 Intercambio de energía en un proceso ........................................... 50
10.6 Criterios de signos “egoísta” ............................................................ 50
10.7 Principios de la termodinámica ....................................................... 51
10.7.1 1º Principio de la termodinámica .......................................... 51
10.7.2 2º Principio de la termodinámica .......................................... 51
10.7.2.1 Entropía ................................................................. 51
10.7.3 3º Principio de la termodinámica .......................................... 52
10.8 Cálculos de la entalpía en una reacción química ............................. 52
10.8.1 Cálculo de la entalpía a partir de entalpías de formación .... 52
10.8.2 Cálculo de la entalpía a partir de la ley de Hess .................... 53
10.8.3 Cálculo de la entalpía a partir de las energías de enlace....... 54
10.9 Entropía molar estándar .................................................................. 55
10.10 Espontaneidad de una reacción..................................................... 55
,1. La ciencia y la medida
1.1 Conceptos generales
• Ciencia: Actividad que se ocupa de resolver problemas mediante la
observación y la lógica
• Química: Se encarga del estudio de la composición de los materiales
y los cambios que afectan a la naturaleza de sus componentes
• Física: Estudia cualquier cambio que experimenta la materia siempre
y cuando NO cambie su naturaleza interna
• Medir: Medir magnitudes es compararla con una cantidad de su
misma naturaleza que llamamos unidad para ver cuantas veces la
contiene
• Magnitud: Es una característica de la materia o un cambio que pueda
experimentar, que se pueda medir, es decir, que se pueda expresar
con número y unidad
• Unidad: Formas de expresar (de dentro de una misma escala) una
magnitud
1.2 Magnitudes fundamentales y sus unidades en S.I.
Magnitud Unidad
Nombre Símbolo Nombre Símbolo
Longitud 𝑙 Metro 𝑚
Masa 𝑚 Kilogramo 𝑘𝑔
Tiempo 𝑡 Segundo 𝑠
Temperatura 𝑇 Kelvin 𝐾
Intensidad de
𝐼 Amperio 𝐴
corriente
Intensidad
𝐼! Candela 𝑐𝑑
luminosa
Cantidad de
𝑛 Mol 𝑚𝑜𝑙
sustancia
6
,Magnitud Símbolo Unidad Otras unidades admitidas
Superficie 𝑆 𝑚$ ℎ𝑎 (ℎ𝑒𝑐𝑡á𝑟𝑒𝑎 ); 1 = 10.000 𝑚$
Volumen 𝑉 𝑚% 𝐿 (𝑑𝑚% ); 1𝑚% = 1000𝐿
𝑔 𝑘𝑔 𝑘𝑔 1𝑘𝑔 1000𝑘𝑔
Densidad 𝑑, 𝑝 𝑘𝑔/𝑚% = ; ; =
𝑙 𝑚% 𝐿 𝐿 𝑚%
𝑘𝑚 1𝑘𝑚 0,278𝑚
Velocidad 𝑣 𝑚/𝑠 ; =
ℎ ℎ 𝑠
Aceleración 𝑎 𝑚/𝑠 $
Fuerza 𝐹 𝑁 (𝑛𝑒𝑤𝑡𝑜𝑛) 1𝑘𝑔𝑓 (𝑘𝑖𝑙𝑜𝑔𝑟𝑎𝑚𝑜 𝑓𝑢𝑒𝑟𝑧𝑎) = 9,8𝑁
𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔 (𝑚𝑖𝑙í𝑚𝑒𝑡𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑒𝑟𝑐𝑢𝑟𝑖𝑜 ); 1𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔
Presión 𝑝, 𝑃 𝑃𝑎 (𝑝𝑎𝑠𝑐𝑎𝑙) = 133, 3W 𝑃𝑎 ; 𝑎𝑡𝑚 (𝑎𝑡𝑚ó𝑠𝑓𝑒𝑟𝑎 ); 1 𝑎𝑡𝑚
= 101325 𝑃𝑎
Energía 𝐸 𝐽 (𝑗𝑢𝑙𝑖𝑜) 𝑘𝑤ℎ (𝑘𝑖𝑙𝑜𝑣𝑎𝑡𝑖𝑜 ℎ𝑜𝑟𝑎 ); 1𝑘𝑤ℎ = 3, 6W ∙ 10& 𝑗
1.3 Magnitudes derivadas y sus unidades en S.I.
¡Prefijos del Sistema Internacional!
Factor Prefijo Factor Prefijo
10 Deca 𝑑𝑎 10"# Deci 𝑑
10$ Hecto ℎ 10"$ Centi 𝑐
10% Kilo 𝑘 10"% Mili 𝑚
10& Mega 𝑀 10"& Micro 𝜇
10' Giga 𝐺 10"' Nano 𝑛
10#$ Tera 𝑇 10"#$ Pico 𝑝
10#( Peta 𝑃 10"#( Femto 𝑓
1.4 Método del factor de conversión
Ejemplo:
%&)) +
10 horas segundos 10ℎ ∙ # , = 36000 𝑠 = 3,6 ∙ 10-
./01
= 1 y por eso se puede simplificar
./01
7
, Instrucciones para realizar el método de factor de conversión:
• Para poder hacer bien el factor de conversión establecemos
equivalencias para poder pasar de una unidad a otra sin ningún
problema, es decir, para poder pasar de horas a minutos si tengo 295
horas establezco una relación entre unidades como, por ejemplo, 1h =
60min, después simplifico las horas y por último opero los coeficientes
para obtener el resultado en minutos
1.5 Notación científica
• Consiste en escribir las cantidades con una cifra entera, con
decimales y con una potencia de diez
Ejemplo:
o 0,0007820 7 , 82 ∙ 10"-
Potencia de diez
Parte Parte
entera decima
l
2. El átomo
Historia del átomo:
• En el siglo V a.c. Demócrito ya establece el término átomo para
referirse a partes indivisibles de la materia
• A comienzos del siglo XIX, Dalton estableció una teoría que decía que
la materia estaba formada por partículas indivisibles denominadas
átomos. Fue el primer modelo atómico con bases científicas.
• Más tarde se desarrollan los modelos de Thomson, Rutherford y Bohr
que vamos a desarrollar a lo largo del tema.
2.1 Modelos atómicos
2.1.1 Modelo atómico de Thomson:
Thomson (1897) estableció que el átomo era una gran masa de
carga positiva, en la que estaban insertadas pequeñas partículas
de carga negativa, llamadas electrones. A este modelo se la llamó
“puding con pasas”
8
,2.1.2 Modelo atómico de Rutherford:
Años más tarde, Rutherford y sus colaboradores (1911)
mejoran el modelo atómico de Thomson al realizar una
experiencia aprovechando algunos descubrimientos sobre la
radiactividad. Se conoce como “la experiencia de la lámina
de oro”. En vista de estos resultados, Rutherford propone un
nuevo modelo denominado modelo planetario.
El átomo está formado por un núcleo muy pequeño donde
están los protones y neutrones. Allí está conectado toda la
carga positiva y casi toda su masa. Los electrones giran
alrededor del núcleo, en la corteza.
¡El modelo de Rutherford explicaba la experiencia de la lámina de oro,
pero no podía explicar otros hechos experimentales!
2.1.3 Modelo atómico de Bohr:
El físico Danés Bohr ideo un nuevo modelo que explicaba las nuevas
experiencias. A este modelo se le llama modelo de capas y establece los
postulados de Bohr en 1913:
• El átomo está formado por un núcleo donde están los protones y los
neutrones, y una corteza, donde están los electrones.
• Los electrones solo se pueden mover en determinadas órbitas, en ellas
el electrón no emite energía. En cada órbita el electrón tiene una cierta
energía que es menor cuanto más cerca esté del núcleo.
• Cuando el electrón pasa de una órbita a otra absorbe o emite energía.
Cuando pasa de una órbita más cerca del núcleo a otra que está más
alejada hay que darle energía. De forma similar, cuando el electrón está
en una órbita más alejada del núcleo y pasa a una órbita más próxima al
núcleo, desprende energía.
Más tarde, el científico Austriaco Schrödinger dedujo que en cada capa o
nivel de energía había varios subniveles a los que denomino orbitales. Se
llama orbital a la región del espacio en la que existe más probabilidad
(más del 90%) de encontrar un electrón.
¡A este modelo se le llamó modelo mecano cuántico o modelo atómico
actual!
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, 2.2 Lámina de oro
• Rutherford diseñó el experimento de la lámina de oro para conocer si el
modelo atómico de Thomson era cierto.
Para ello proyecto radiación Alfa (con carga positiva) sobre una lámina
de oro colocando alrededor de ella una película fotográfica para
observar dónde llegaba la radiación. Observó una gran mancha en el
centro correspondiente a la radiación que seguía recta y parte de ella se
desviaba al atravesar la lámina.
Si el modelo de Thomson fuese cierto, toda la radiación hubiese
atravesado la lámina de oro ya que sus átomos eran neutros y no
desviaban la radiación alfa
Rutherford diseñó su modelo atómico definiéndolo como un núcleo
centrado con carga positiva y pequeñas cargas negativas girando
alrededor de él.
(Utilizó oro porque es muy fácil de moldear) (El concepto de órbita surge
aquí en Rutherford).
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