Guía Química- Examen

Guía Química

Átomo – Es la partícula más pequeña de un elemento que mantiene las propiedades químicas del elemento

BENJAMIN FRANKLIN - nombró a las cargas eléctricas como: positivo (+) negativo (-)

MICHAEL FARADAY – Desarrolla la electroquímica

THOMSON - A las partículas cargadas negativamente las llamó electrones y determinó la carga y la masa:

 -1.6 x 10-19 coulomb             9.11 x 10-28g

J. J. THOMSON - modelo donde las cargas negativas están distribuidas en una esfera cargada positivamente. A lo que llamaron “Pudín de pasas”.

RUTHERFORD - En su experimento con una lámina de Au descubrió que el núcleo es positivo por lo que desarrolló un modelo planetario.

JAMES CHADWICK - Descubre en 1932 el neutrón sin carga y con la masa del protón.

MAX PLANCK - observó que los átomos emiten energía sólo en cantidades discretas cuanta

CUANTO – Mínima cantidad de energía que se puede emitir en forma de radiación.

EINSTEIN - propuso que la luz está compuesta por partículas llamadas fotones.

EFECTO FOTOELECTRICO - Es el proceso por el cual los fotones de la radiación inciden sobre un material y liberan electrones.

ONDAS ELECTROMAGNETICAS – tienen un componente de campo eléctrico y un componente de campo magnético.

Espectros de emisión continuos - la luz blanca está formada de diferentes componentes en un espectro de emisión continuo.

• Solidos = Continuos
• Gases = Discontinuos

ESPECTRO DE EMISION – Los espectros de líneas emitidas por las sustancias al absorber energía.

MODELO  DE BOHR – Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas circulares.

Johann Balmer - describe la emisión y absorción del espectro del átomo de hidrógeno

De Broglie – un electrón se comporta como una onda estacionaria.

• Concluyó que las ondas se comportan como partículas y las partículas tiene propiedades de onda.

Principio de incertidumbre de Heisenberg - es imposible conocer al mismo tiempo el momento y la posición exacta de una partícula simultáneamente.

SCHRODINGER - Estableció una función de onda que describe el comportamiento de un electrón en un sistema cuántico.

ECUACION DE SCHRODINGER – Especifica los posibles estados de energía que pueden ocupar el electrón del átomo de hidrogeno, utilizando un conjunto de números cuánticos.

Número Cuántico Principal  “n” - Determina la energía de cada orbital (subnivel) en cada nivel de energía.

Número cuántico del momento angular “l “-Determina la forma de los orbitales, o sea la zona de probabilidad donde se encuentra el electrón.

Número cuántico magnético “m” - Determina la orientación en el espacio de los orbitales en relación a otros orbitales.

Número cuántico spin “s” – Determina la dirección de giro. Existen 2 direcciones de giro por lo que sus valores son: s = +1/2  o  -1/2.

Principio de exclusión de Pauli - Dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos valores de los 4 números cuánticos

• Cuando los electrones tiene igual energía y giros diferentes se llaman apareados.
• Cuando los electrones tiene igual energía y giros en la misma dirección se llaman no apareados.

Sustancias Paramagnéticas - son aquellas que tienen espines no apareados y son atraídos por un imán.

Sustancias Diamagnéticas - son aquellas que tienen espines apareados y son repelidas ligeramente por un imán.

Regla de Hund - La distribución electrónica más estable es la que tiene mayor número de espines paralelos.

Principio de Aufbau – Los orbitales deben llenarse conforme a la regla de las diagonales.

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