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Propuso que la materia esta formada por partículas compactas esféricas e indivisibles llamadas átomos, que en un cambio químico, los átomos no se crean ni se destruyen sino que se reordenan, tambien dijo que existe un numero limitado de atomos y apartir de las combinaciones entre ellos se forman todas las sustancias

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Teoría y modelo atómico de J. J. Thompson

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Teoría y modelo atómico de J. J. Thompson

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Según él, el átomo era una esfera de masa positiva uniforme, en la que se encontraban insertas las cargas negativas, lo que explicaba la neutralidad eléctrica de la materia. Este modelo fue conocido con budín de pasas.

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Propuso un modelo basado en la idea de un sistema solar. A diferencia de los que se manejaba hasta la época, el átomo estaba estructurado por un núcleo central. Dicho núcleo, tendría una carga positiva en la cual se concentraría la mayoría de la masa. Además, alrededor del mismo núcleo, girarían los electrones en órbitas concéntricas.

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Describió el átomo fundamental del hidrógeno como un electrón moviéndose en orbitas circulares alrededor de un protón, representando este último al núcleo del átomo, el que Bohr ubica en su parte central y dando una explicación robusta respecto de la estabilidad de la órbita del electrón y del átomo en su conjunto.

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El modelo atómico de Schrödinger es una propuesta del funcionamiento y estructura del átomo, Es conocida como el modelo mecánico cuántico del átomo, y describe el comportamiento ondulatorio del electrón.

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Teoría y modelo atómico de Louis De Broglie

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Teoría y modelo atómico de Louis De Broglie

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Introdujo por primera vez la dualidad onda corpúsculo, una característica de la mecánica cuántica. Esto sucede y fue verificado en experimentos empíricos, y sucede cuando una o muchas partículas emiten un comportamiento de ondas, como lo puede ser un fenómeno de interferencia, sobre ondas de materia.

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La energía nuclear es la energía contenida en el núcleo de un átomo que mantiene unidos neutrones y protones, se puede utilizar para producir electricidad, primero la energía debe ser liberada, esta energía se puede obtener de dos formas: Fusión nuclear y Fisión nuclear.
En la Fusión nuclear, la energía se libera cuando los núcleos de los átomos se combinan o se fusionan entre sí para formar un núcleo más grande. Así es como el sol produce energía.
En la Fisión nuclear, los núcleos se separan para formar núcleos más pequeños, liberando energía. Las centrales nucleares utilizan la fisión nuclear para producir electricidad.
Cuando se produce una de estas dos reacciones nucleares (la fisión o fusión nuclear) los átomos experimentan una liguera pérdida de masa. Esta masa que se pierde se convierte en una gran cantidad de energía calorífica y de radiación, como descubrió Albert Einsteincon su famosa ecuación: E=mc2

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USOS Y APLICACIONES DE LA ENERGÍA NUCLEAR

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USOS Y APLICACIONES DE LA ENERGÍA NUCLEAR

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La energía calorífica producida se utiliza para producir vapor y generar electricidad, también se puede aplicar en muchos otros sectores como en aplicaciones médicas o medio ambientales.

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DESVENTAJAS DEL USO DE LA ENERGÍA NUCLEAR 

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DESVENTAJAS DEL USO DE LA ENERGÍA NUCLEAR 

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1.     Accidentes que tienen graves consecuencias.

2.     Gestión de residuos nucleares.

3.     Instalaciones con fecha de caducidad

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1.     No genera emisión de gases.

2.     Se obtiene mucha energía con poco combustible.

3.     Es panificable.

4.     Costo de funcionamiento bajo.

5.     La energía nuclear también se utiliza para diagnosticar y curar enfermedades.

o   Radiología

o   Tomografía

o   Radios trazadores

o   Escaneos

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La radiactividad es la propiedad de ciertos materiales de emitir energía espontáneamente en forma de partículas subatómicas o radiación electromagnética. Las subpartículas radiactivas se generan en reacciones nucleares o desintegración radiactiva de otros nucleidos. Estas partículas tienen una capacidad de penetración pequeña y no pueden atravesar espesores de varias hojas de papel. La radiactividad es un fenómeno de enorme importancia para la civilización moderna y fue descubierto por el físico francés Antoine Henri Becquerel en 1896

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Introduce el principio de incertidumbre en los orbitales de electrones que rodean el núcleo atómico. El destacado físico alemán instauró los cimientos de la mecánica cuántica para estimar el comportamiento de las partículas subatómicas que conforman un átomo.

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Un enlace iónico se da entre dos átomos: uno dona el electrón y el otro lo acepta.
este tipo de compuesto tiene dos o mas elementos unidos.
Un enlace iónico se forma cuando los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso, un átomo pierde  electrones y otro los gana, formándose iones. Este fenómeno se presenta entre átomos con diferencias de electronegatividad muy alta (superior o igual  a 1.7), el átomo más electronegativo atrae con mayor intensidad los electrones logrando “arrancar” el electrón del elemento menos electronegativo.

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Los enlaces covalentes se forman entre dos átomos no metálicos, mediante el solapamiento de algunos de sus electrones de la capa externa.
Existen dos tipos: polares y no polares

Enlace covalente polar: Cuando los átomos del enlace covalente tienen electronegatividades distintas, los electrones compartidos estarán más próximos al elemento de mayor electronegatividad, provocando un reparto desigual de electrones, formando lo que se denomina un dipolo eléctrico: una carga parcial negativa δ- sobre el átomo más electronegativo y una carga parcial positiva δ+ sobre el átomo menos electronegativo. A este tipo de enlace se le llama covalente polar.
Covalente no polar:  se unen átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad el enlace es no polar, en este enlace ambos átomos tienen la misma afinidad hacia los electrones, por lo que para poder predecir el tipo de enlace covalente polar, la diferencia de electronegatividades debe encontrarse entre los valores de 0 y 0.4

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Un enlace metálico es la atracción electrostática entre una red de iones positivos y un mar de electrones deslocalizados . Se dan entre átomos del mismo elemento.
Si un metal esta solo, no puede donar electrones, porque no hay ningún átomo no metálico que pueda aceptarlos. En lugar de eso, hace otra cosa: se une metalicamnete.

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Las clasificaciones de la tabla periódica.

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Las clasificaciones de la tabla periódica.

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Existe una clasificación general de los elementos en la tabla periódica que los divide en tres grandes clases según sus propiedades generales y comunes. estos son descritos a continuación.

Los metales son sustancias elementales, como por ejemplo, el oro, la plata y el cobre. Son cristalinos en su forma sólida y se encuentran de manera natural en los minerales. Suelen ser buenos conductores de la electricidad y el calor.

Los metaloides Son cierto tipo de elementos químicos que exhiben un comportamiento intermedio entre los elementos metálicos y no metálicos.

El término "no metal" se les da a todos los elementos que lo único que tienen en común entre ellos es la ausencia de cualidades metálicas. En general, los no metales son quebradizos en el estado sólido.

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Propiedades físicas y químicas de los elementos conforme a sus clasificaciones.

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Propiedades físicas y químicas de los elementos conforme a sus clasificaciones.

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Metales

Físicos

Sólidos, excepto el mercurio.

Conducen electricidad.

Poseen brillo, son maleables, dúctiles.

Altos puntos de fusión y ebullición.

Poseen de 1 a 3 electrones de valencia, los cuales tienden a perder en una reacción química.

Químicos

Los metales reaccionan con el oxígeno formando óxidos. Esta reacción es frecuente cuando se deja objetos de hierro a la intemperie, ya que observamos una capa de color ocre llamado óxido.

Los metales forman hidróxidos y ocurre cuando un metal alcalino reacciona con el agua. Por ejemplo, la reacción del sodio con el agua es muy violenta y produce hidróxido de sodio.

Cuando un metal reacciona con un ácido y libera el gas hidrógeno, se forman sales.

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Propiedades físicas y químicas de los elementos conforme a sus clasificaciones.

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Propiedades físicas y químicas de los elementos conforme a sus clasificaciones.

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No metales

Físicos

Sólidos (C, P, S, I), líquido (Br) o mayormente gases

No conducen electricidad

No poseen brillo

Bajos puntos de fusión y ebullición en comparación con los metales

Poseen de 5 a 8 electrones de valencia. Tienden a ganar o compartir electrones a 8 su capa de valencia

Químicos

No suelen ser buenos conductores, ni del calor ni de la electricidad.

Presentan diversos estados de agregación en condiciones normales

Tienen puntos de fusión muy bajos (en comparación con los metales).

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Propiedades físicas y químicas de los elementos conforme a sus clasificaciones.

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Propiedades físicas y químicas de los elementos conforme a sus clasificaciones.

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Metaloides

Físicos

Sólidos

Semiconductores

Pueden poseer brillo, no son maleables ni dúctiles

Tiene puntos de fusión y ebullición variados, pero intermedios entre metales y no metales

Pueden perder, ganar o compartir electrones dependiendo de la reacción

Químicos

Su reactividad varía de un elemento a otro, algunos son más reactivos que otros.

Reacciona con elementos metálicos como con no metálicos.

Densidad

Enlaces químicos

Reacciones químicas

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Los elementos representativos son los elementos de los grupos 1 y 2 (bloque s), y de los grupos de 13 a 17 (bloque p).2 Hasta hace unos años, estos grupos se identificaban con números romanos del I al VII con la letra A.3 Los elementos del grupo 12 son generalmente considerados como metales de transición, sin embargo, el zinc (Zn), el cadmio (Cd), y el mercurio (Hg) comparten algunas propiedades de ambos grupos, y algunos científicos creen que deben ser incluidos como elementos representativos o elementos de los grupos principales.

Los elementos representativos o elementos de los grupos principales son elementos químicos de los grupos largos de la tabla periódica, encabezados por los elementos hidrógeno, berilio, boro, carbono, nitrógeno, oxígeno, flúor y helio.

Grupo A
·         Alcalinos

·         Alcalinotérreos

·         Grupo del Boro

·         Grupo del Carbono

·         Grupo del Nitrógeno

·         Grupo del Oxígeno

·         Halógenos

·         Gases Nobles

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Grupos B

Son aquellos elementos químicos que están situados en la parte central del sistema periódico, en el bloque d, cuya principal característica es la inclusión en su configuración electrónica del orbital d, parcialmente lleno de electrones. Esta definición se puede ampliar considerando como elementos de transición a aquellos que poseen electrones alojados en el orbital d, esto incluiría a zinc, cadmio, y mercurio. La IUPAC define un metal de transición como “un elemento cuyo átomo tiene una subcapa d incompleta o que puede dar lugar a cationes”.

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Actualmente, la tabla periódica está organizada y subdividida en cuatro bloques dependiendo del último orbital de la configuración electrónica. Estos bloques se denominan:

Bloque s: en estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales s.
Formado por los elementos de los grupos 1 y 2. Se caracterizan por ser metales ligeros (menos H y He) y su capa de valencia es del tipo ns¹ o ns².

Bloque p:  en estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales p.
Comprende los elementos de los grupos 13 al 18. Estos elementos llenan los subniveles desde np¹ hasta np⁶.

Bloque d: en estos elementos el nivel energético más externo corresponde a orbitales d.
Constituido por los elementos de los grupos 3 al 12. Son los denominados metales de transición.

Bloque f: tienen dos electrones s en sus niveles energéticos más externos (n) y electrones f en niveles más interiores (n-2). Algunos también tienen electrones d en niveles intermedios (n-1).
Denominados metales de transición interna.

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Enlace iónico
El enlace iónico ocurre entre un átomo metálico y un átomo no metálico, para poder comprender el comportamiento de los átomos es importante recordar sus posiciones en la tabla periódica, pues eso nos diria cual es su conformación atomica.Los metales poseen mayormente de 1 a 3 electrones en su capa más externa del átomo, a los cuales llamamos "electrones de valencia". Estos electrones de- terminan el comportamiento del elemento y el estado de oxidación del átomo.

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Entre átomos no metálicos existe una diferencia de electronegatividad muy baja, es decir, ambos átomos buscan que les donen los electrones que les faltan y terminan por "pelear" por ellos sin éxito. Así, por la lucha por completar su capa de valencia, los no metales terminan por compartir los electrones, acomodándolos de la manera que a ambos átomos les complete su capa de valencia, lo cual les permite alcanzar su estabilidad electrónica.
Los enlaces covalentes se pueden clasificar de dos formas, ya sea por su diferencia de electronegatividad, en polares y no polares; o de acuerdo con el número de electrones compartidos, en sencillo, doble o triple.

Polar:  los electrones se comparten desigualmente, lo que significa que hay separación de cargas.

No polar: es aquel donde los electrones se comparten de manera equitativa, como en el Cl2 y el N2.

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Según la regla del octeto, los átomos son más estable cuando consiguen ocho electrones en la capa de valencia, sean pares solitarios o compartidos mediante enlace covalente. Sin embargo, hay algunas excepciones. Por ejemplo: el hidrógeno tiene un solo orbital con solo un átomo formando un solo enlace. Los átomos no metálicos a partir del tercer periodo pueden formar “octetos expandidos” es decir, pueden contener más que ocho orbitales en su capa de valencia.
Lewis enunció la regla del octeto al observar la manera en que se combinan entre sí los elementos. Así, advirtió que todos intentan lograr la configuración estructural del gas noble que tienen más cerca en la tabla periódica. En definitiva, indica que dos átomos iguales, al enlazarse, desarrollan una organización específica.

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Gilbert Lewis, al proponer la regla del octeto, lo explicó utilizando unos diagra- mas que ahora se les conoce como "estructura de Lewis", donde se representa a los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento quimico que participa en el enlace. No hay reglas establecidas sobre cómo usarlos, pero si existen recomendaciones sobre cómo dibujarlos, pues son muy útiles para predecir el tipo de enlaces covalentes que un elemento puede llevar a cabo. Ejemplo de ello es el carbono, que al ubicarse en el grupo IVA significa que tiene 4 electrones de valencia.

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La importancia de la química con otras ciencias

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La importancia de la química con otras ciencias

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La química contribuye de forma decisiva a satisfacer las necesidades de la humanidad en alimentación, medicamentos, indumentaria, vivienda, energía, materias primas, transportes y comunicaciones.