configuracion electronica

 

_{A) 20 Ca}: 1s²  2s²  2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

_{B) 14 Si}: 1s²  2s²  2p⁶ 3s² 3p²

_{C) 35 Br}: 1s²  2s²  2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p³

^{D) 66 Dy}: 1s²  2s²  2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁰

_{E) 65 Tb}: 1s²  2s²  2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f⁹

F) ₅₄ xe: 1s²  2s²  2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶

g) ₆₉ Tm: 1s²  2s²  2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹³

h) ₉₇ Bk: 1s²  2s²  2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶  7s²  6d⁹

i)  ₅₀ Sn: 1s²  2s²  2p⁶  3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p²

j) ₁₅ P: 1s²  2s²  2p⁶  3s² 3p³

s:2  p:6  d:10 f: 14

EJERCICIOS CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA VECTORIAL

Escribir la configuración electrónica basal, vectorial e indicar la posición del electrón diferencial de los siguientes elementos:

a) Calcio

20Ca: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s²
                                                             
n=3   l=0  m 0 s= - 1/2
                          

↑↓

Electrón Diferencial

b) Silicio

14Si: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p²

n=3   l=1                               

m=0  s= + 1/2

↑

↑E.D

EJERCICIOS CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos:

K) Polonio

84Po: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p⁴

L) Bario

56Ba: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s²

tipos de enlaces 2

Enlace iónico, covalente y metálico

En los primeros años del siglo XIX, el sueco J. J. Berzelius descubrió que algunas sales disueltas en agua conducen la electricidad; sobre la base de este hecho, postuló la existencia de polos eléctricos, positivo y negativo, en este tipo de compuestos. Cien años después, con una enorme cantidad de evidencias experimentales acumuladas, el físico alemán Walter Kossel (1888-1956) propuso el denominado modelo de enlace iónico. En este modelo, un átomo del compuesto cede uno o varios electrones (electrones de valencia) a otro para quedar con ocho electrones en su capa más externa. Por tanto, el átomo que cede electrones adquiere una carga eléctrica positiva y se convierte en un ión positivo o catión (Fig. 1). El átomo que gana el electrón o los electrones cedidos completa el octeto en su capa de valencia y queda también cargado eléctricamente, aunque su carga es negativa; por consiguiente, forma un ión negativo o anión.

Fig. 1 Los metales ceden electrones de valencia a los no metales en la formación de sales.

Los iones resultantes, con cargas eléctricas opuestas, se atraen uno al otro. Esta fuerza de cohesión los mantiene juntos, formando un compuesto de tipo iónico. Los compuestos con enlaces iónicos constituyen cristales, no moléculas simples, pues la atracción de los iones produce un arreglo llamado red cristalina (Fig. 2). El enlace iónico se presenta cuando un metal de las familias 1 (alcalino) o 2 (alcalino-térreo) de la Tabla Periódica reacciona con un no metal para integrar un compuesto. Por ejemplo, el cloruro de sodio es un compuesto iónico formado por el metal sodio, de la familia 1, y el no metal cloro.

Fig. 2 Estructura cristalina del cloruro de sodio.

Cuando el sodio cede su electrón de valencia, se produce el ión sodio, con carga positiva; el cloro acepta este electrón y se forma el ion cloro, con carga negativa. Los dos iones cuentan con 8 electrones en su capa más externa y se atraen entre sí, pues poseen cargas opuestas. El compuesto resultante es eléctricamente neutro, es decir, carece de carga.

Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos, solubles en agua y conducen la electricidad fundidos o en disolución. Estas características obedecen al tipo de enlace que los mantiene unidos.

Enlace covalente

Mientras Berzelius trataba de explicar la conducción de la corriente eléctrica en algunas disoluciones acuosas, otros científicos descubrieron que no todas las sustancias disueltas en agua conducen la electricidad. Con el tiempo, este hecho dio lugar a otro modelo de enlace que explica, de forma satisfactoria, el comportamiento de estas sustancias. Fue precisamente Lewis quien, en 1916, propuso el modelo de enlace covalente. Con este tipo de enlace, los átomos adquieren la estructura de los gases nobles, es decir, se quedan con 8 electrones o capa llena en cada órbita, lo cual los hace muy estables. Los gases nobles son elementos que siempre cumplen con esta regla llamada del octeto (Fig. 3). Se dice que una molécula tiene un enlace covalente cuando todos los átomos que la constituyen comparten sus electrones de manera que cada uno presenta ocho electrones en su capa de valencia.

Fig. 3 Arreglo electrónico de los gases nobles: en todos ellos se encuentra saturada la capa de valencia.

Para explicar, por ejemplo, la formación de la molécula de flúor (F2) basta saber que un átomo de este elemento cuenta con siete electrones en su capa de valencia y si dos átomos comparten un electrón, poseerán ocho electrones en su última capa. Por tanto, cumplirán la regla del octeto.

Los enlaces covalentes se presentan principalmente entre no metales y se indican con una raya entre los símbolos de los átomos que los forman; ésta representa el par de electrones compartidos. Por ejemplo, F2 se puede representar así F–F. Existen dos tipos de enlaces covalentes: el covalente puro, que se presenta entre átomos iguales, como el F2 y el covalente polar, que ocurre entre átomos diferentes. Por ejemplo, el agua es una molécula con dos enlaces covalentes polares, donde el átomo de oxígeno comparte un par de electrones con cada átomo de hidrógeno.

Los compuestos formados por enlaces covalentes son más abundantes que los iónicos y pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos. Casi todos son insolubles en agua y son malos conductores de la energía eléctrica. Basta señalar que la mayoría de constituyentes de los seres vivos y de los nutrimentos presentes que están en la dieta de cualquier persona son compuestos con enlaces covalentes. Con átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno se forman millones de compuestos, en los cuales cada átomo de carbono forma siempre cuatro enlaces covalentes. Dada la enorme cantidad de compuestos formados con carbono, una parte de la Química está dedicada a su estudio: la Química Orgánica.

Enlaces dobles y triples

El enlace covalente en que se comparte sólo un par de electrones se llama enlace simple. En ocasiones, los átomos pueden compartir más de una pareja de electrones para completar el octeto. Éste es el caso del átomo de oxígeno, que posee seis electrones de valencia y, para completar su octeto, debe compartir dos pares de electrones con otro átomo del mismo elemento. Una molécula de oxígeno muestra dos enlaces covalentes; por ello se dice que presenta un enlace doble o un doble enlace covalente. Éste se representa así por medio de las estructuras de Lewis:

El átomo de nitrógeno cuenta con cinco electrones en su capa de valencia y, por lo mismo, necesita tres electrones para completar el octeto. Para formar la molécula de nitrógeno (N2), los átomos comparten tres pares de electrones; como resultado, se forma un enlace triple, que se representa así:

Muchos compuestos se forman por la unión de átomos a través de enlaces dobles y triples. Tal es el caso del dióxido de carbono, que en su forma sólida se conoce como hielo seco, y del acetileno, gas empleado para soldar, ya que su flama es muy caliente y adecuada para fundir metales. 0 = C = 0 Dióxido de carbono H – C C – H Acetileno

Enlace metálico

El enlace metálico ocurre en los metales puros y en las aleaciones. Como en el enlace covalente, los átomos comparten pares de electrones; pero, en el metálico, muchos átomos comparten muchos electrones. Los electrones de valencia de un metal puro, como la plata o el cobre, forman un chorro de electrones que fluyen libremente a través de la pieza de metal. Como los electrones no pertenecen a ningún átomo en particular, los átomos existen como iones positivos, que se neutralizan con las cargas negativas de todos los electrones. Los metales forman una red cristalina, como se aprecia en la Fig. 4. Este modelo de enlace explica muchas propiedades de los metales. En seguida se describen algunas de ellas: La alta densidad que poseen los metales es provocada por el reducido espacio que existe entre los iones positivos. La maleabilidad (capacidad de ser moldeados con herramientas) se debe a que las capas de cationes metálicos se deslizan unas sobre otras. La conducción del calor y la electricidad está asociada con el libre movimiento de los electrones entre las capas de la red.

Fig. 4 En el enlace metálico, los metales se comportan como iones, sus cargas se neutralizan con los electrones móviles. http://www.conevyt.org.mx/cursos/cursos/pcn/antologia/cnant_3_13.html

tipos de enlace

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico. A continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus características principales.

Enlace iónico

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl^- y Na⁺. De esta forma cada ion Cl^- queda rodeado de seis iones Na⁺ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

Enlace covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl₃, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF₆, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

• La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
• La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

POLARIDAD DE LOS ENLACES

En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

http://www.textoscientificos.com/quimica/enlaces-quimicos

Teoria Atomica de Bohr

Niels Henrik David Bohr (Copenhague, Dinamarca; 7 de octubre de 1885 – ibídem; 18 de noviembre de 1962) fue un físico danés que realizó fundamentales contribuciones para la comprensión de la estructura del átomo y la mecánica cuántica.

En 1913 formuló una hipótesis sobre la estructura atómica en la que estableció tres postulados:

1. El electrón no puede girar en cualquier órbita, sino sólo en un cierto número de órbitas estables. En el modelo de Rutherford se aceptaba un número infinito de órbitas.
2. Cuando el electrón gira en estas órbitas no emite energía.
3. Cuando un átomo estable sufre una interacción, como puede ser el impacto de un electrón o el choque con otro átomo, uno de sus electrones puede pasar a otra órbita estable o ser arrancado del átomo.
El átomo de hidrógeno según el modelo atómico de Bohr

*El átomo de hidrógeno tiene un núcleo con un protón.

*El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor energía.

*Si se le comunica energía a este electrón, saltará desde la primera órbita a otra de mayor energía. Cuando regrese a la primera órbita emitirá energía en forma de radiación luminosa.

configuracion electronica

Llenado de orbitales y notación.
Para obtener la configuración electrónica de un elemento, los estados se van ocupando por electrones según la energía de estos estados, ocupándose primero los de menor energía. Por el hecho de que el estado 3d (n=3 y l=2) está más alto en energía que el 4s (n=4 y l=0), existen los metales de transición; y como en el orbital d caben 10 electrones según la primera tabla (o bien haciendo l=2 en 2(2l+1)=10), hay diez elementos en cada serie de transición. Lo mismo ocurre con otros bloques de elementos que se pueden ver en la tabla periódica de los elementos.
Se suele emplear una regla mnemotécnica consistente en hacer una tabla en donde en la primera columna se escribe 1s, 2s, 3s,..., en la segunda columna, saltándose una fila, 2p, 3p,... y así sucesivamente. Los primeros niveles que se van llenando con electrones son los que quedan más a la derecha y arriba de la tabla, como indica el sentido de las flechas en el diagrama:

Orden de llenado de orbitales electrónicos y último electrón esperado en la tabla periódica.

Concretamente, en el diagrama se llenan hasta el 3d, comenzando la primera serie de transición. Si por ejemplo se quiere saber la configuración electrónica del vanadio (Z=23), con el diagrama obtendríamos:

Llenado de orbitales: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d³ (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 3 = 23)

donde el primer número es el número cuántico principal, la letra es el segundo (tipo de orbital) y el superíndice es el número de electrones que están en ese nivel. Sumando el número de electrones presente en cada orbital, obtenemos el número de electrones del elemento (23); como puede apreciarse en este caso, el último orbita d no está lleno, sólo hay tres electrones de 10 posibles.

configuracion electronica

En Química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente.

En el átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, m y s, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Los más importantes de estos son el n y el l.

Teoria de la relatividad

La relatividad general fue publicada por Einstein en 1915, y fue presentada como conferencia en la Academia de Ciencias Prusiana el 25 de noviembre. La teoría generaliza el principio de relatividad de Einstein para un observador arbitrario. Esto implica que las ecuaciones de la teoría deben tener una forma de covariancia más general que la covariancia de Lorentz usada en la teoría de la relatividad especial. Además de esto, la teoría de la relatividad general propone que la propia geometría del espacio-tiempo se ve afectada por la presencia de materia, de lo cual resulta una teoría relativista del campo gravitatorio. De hecho la teoría de la relatividad general predice que el espacio-tiempo no será plano en presencia de materia y que la curvatura del espacio-tiempo será percibida como un campo gravitatorio.


Partículas
En teoría de la relatividad una partícula puntual queda representada por un par , donde es una curva diferenciable, llamada línea de universo de la partícula, y m es un escalar que representa la masa en reposo. El vector tangente a esta curva es un vector temporal llamado cuadrivelocidad, el producto de este vector por la masa en reposo de la partícula es precisamente el cuadrimomento. Este cuadrimomento es un vector de cuatro componentes, tres de estas componentes se denominan espaciales y representan el análogo relativista del momento lineal de la mecánica clásica, la otra componente denominada componente temporal representa la generalización relativista de la energía cinética. Además dada una curva arbitraria en el espacio-tiempo puede definirse a lo largo de ella el llamado intervalo relativista, que se obtiene a partir del tensor métrico.

 Campos

Cuando se consideran campos o distribuciones continuas de masa, las anteriores magnitudes no están bien definidas y se necesita algún tipo de generalización para ellas. Así el concepto de cuadrimomento se generaliza mediante el llamado tensor de energía-impulso que representa la distribución en el espacio-tiempo tanto de energía como de momento lineal. A su vez un campo dependiendo de su naturaleza puede representarse por un escalar, un vector o un tensor. Por ejemplo el campo electromagnético se representa por un tensor de segundo orden totalmente antisimétrico o 2-forma. Si se conoce la variación de un campo o una distribución de materia, en el espacio y en el tiempo entonces existen procedimientos para construir su tensor de energía-impulso.

Magnitudes físicas

En relatividad, estas magnitudes físicas son representadas por vectores 4-dimensionales o bien por objetos matemáticos llamados tensores, que generalizan los vectores, definidos sobre un espacio de cuatro dimensiones. Matemáticamente estos 4-vectores y 4-tensores son elementos definidos del espacio vectorial tangente al espacio-tiempo (y los tensores se definen y se construyen a partir del fibrado tangente o cotangente de la variedad que representa el espacio-tiempo).

Correspondencia entre E3^[5] y M4^[6]

Espacio tridimensional euclideo	Espacio-tiempo de Minkowski
Punto G	Evento
Distancia	Intervalo
Velocidad	Tetravelocidad
Momentum

QUE ES UN ATOMO

El átomo es considerado el componente básico de toda materia. Es la partícula mas pequeña de un elemento que posee todas las propiedades químicas de tal elemento y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Los átomos poseen un núcleo, protones y neutrones rodeado por los electrones
Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes números de protones. El átomo mas simple es el hidrogeno, el cual esta compuesto por un electro y un protón


NÚMERO ATÓMICO

Los átomos de diferentes elementos tienen diferentes número de electrones y protones. El número de protones en el núcleo de una átomo recibe el nombre de número atomico, se representa con la letra Z y da la identidad del átomo. N átomo en su estado natural es neutro y tiene numero igual electrones y protones. Un átomo de sodio tiene un número atómico 11, posee 11 electrones y 11 electrones. Un átomo de magnesio Mg, tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones, y un átomo de Uranio U, que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y 92 protones y el orden en la tabla periódica esta de acuerdo a números atómicos.

HISTORIA DE ATOMO

¿Qué es la materia?

“Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio.”

Concepto físico: En física, se llama materia a cualquier tipo de entidad física que es parte del universo observable, tiene energía asociada, es capaz de interaccionar, es decir, es medible y tiene una localización espaciotemporal compatible con las leyes de la física.

Clásicamente se consideraba que la materia tiene tres propiedades que juntas la caracterizan: que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa y duración en el tiempo.

En el contexto de la física moderna se entiende por materia cualquier campo, entidad, o discontinuidad traducible a fenómeno perceptible que se propaga a través del espacio-tiempo a una velocidad igual o inferior a la de la luz y a la que se pueda asociar energía. Así todas las formas de materia tienen asociadas una cierta energía pero sólo algunas formas de materia tienen masa.

Nivel microscópico: El nivel microscópico de la materia másica puede entenderse como un agregado de moléculas. Éstas a su vez son agrupaciones de átomos que forman parte del nivel microscópico. A su vez existen niveles microscópicos que permiten descomponer los átomos en constituyentes aún más elementales, que sería el siguiente nivel son:

•             Electrones: partículas leptónicas con carga eléctrica negativa.

•             Protones: partículas bariónicas con carga eléctrica positiva.

•             Neutrones: partículas bariónicas sin carga eléctrica (pero con momento magnético).

A partir de aquí hay todo un conjunto de partículas subatómicas que acaban finalmente en los constituyentes últimos de la materia.

Nivel macroscópico: Macroscópicamente, la materia másica se presenta en las condiciones imperantes en el sistema solar, en uno de cuatro estados de agregación molecular: sólido, líquido, gaseoso y plasma. De acuerdo con la teoría cinética molecular la materia se encuentra formada por moléculas y éstas se encuentran animadas de movimiento, el cual cambia constantemente de dirección y velocidad cuando chocan o bajo el influjo de otras interacciones físicas. Debido a este movimiento presentan energía cinética que tiende a separarlas, pero también tienen una energía potencial que tiende a juntarlas. Por lo tanto el estado físico de una sustancia puede ser:

•             Sólido: si la energía cinética es menor que la potencial.

•             Líquido: si la energía cinética y potencial son aproximadamente iguales.

•             Gaseoso: si la energía cinética es mayor que la potencial.

•             Plasma: si la energía cinética es tal que los electrones tienen una energía total positiva.

Bajo ciertas condiciones puede encontrarse materia másica en otros estados físicos

Propiedades de la materia ordinaria

Propiedades generales: Las presentan los sistemas materiales básicos sin distinción y por tal motivo no permiten diferenciar una sustancia de otra. Algunas de las propiedades generales se les da el nombre de extensivas, pues su valor depende de la cantidad de materia, tal es el caso de la masa, el peso, volumen. Otras, las que no dependen de la cantidad de materia sino de la sustancia de que se trate, se llaman intensivas. El ejemplo paradigmático de magnitud intensiva de la materia másica es la densidad.

Propiedades extrínsecas o generales: Son las cualidades que nos permiten reconocer a la materia, como la extensión, o la inercia. Son aditivas debido a que dependen de la cantidad de la muestra tomada. Para medirlas definimos magnitudes, como la masa, para medir la inercia, y el volumen, para medir la extensión (no es realmente una propiedad aditiva exacta de la materia en general, sino para cada sustancia en particular, porque si mezclamos por ejemplo 50 ml de agua con 50 ml de etanol obtenemos un volumen de disolución de 96 ml). Hay otras propiedades generales como la interacción, que se mide mediante la fuerza. Todo sistema material interacciona con otros en forma gravitatoria, electromagnética o nuclear. También es una propiedad general de la materia su estructura corpuscular, lo que justifica que la cantidad se mida para ciertos usos en moles.

Propiedades intrínsecas o específicas: Son las cualidades de la materia independientes de la cantidad que se trate, es decir no dependen de la masa. No son aditivas y, por lo general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas. El ejemplo perfecto lo proporciona la densidad, que relaciona la masa con el volumen. Es el caso también del punto de fusión, del punto de ebullición, el coeficiente de solubilidad, el índice de refracción, el módulo de Young, etc.

Propiedades químicas: Son aquellas propiedades distintivas de las sustancias que se observan cuando reaccionan, es decir, cuando se rompen o se forman enlaces químicos entre los átomos, formándose con la misma materia sustancias nuevas distintas de las originales. Las propiedades químicas se manifiestan en los procesos químicos (reacciones químicas), mientras que las propiamente llamadas propiedades físicas, se manifiestan en los procesos físicos, como el cambio de estado, la deformación, el desplazamiento, etc.

Ejemplos de propiedades químicas:

•             Corrosividad de ácidos

•             Poder calorífico o energía calórica

•             Acidez

•             Reactividad

 

4.- ¿Cuáles son las partículas subatómicas?

Una teoría es aceptada cuando puede explicar satisfactoriamente los hechos experimentales observados y cuando predice comportamientos que pueden ser demostrados mediante experimentación.  La Teoría Atómica cumplió estos dos requisitos por las siguientes leyes, Tabla 3:

Ley	Establece
Conservación de Masa	Durante los cambios químicos no ocurren cambios apreciables en masa
Composición Constante	Un compuesto, no importa su origen, siempre contiene los mismos elementos y en la misma razón por peso
Proporciones Múltiples	Cuando dos elementos se combinan para formar mas de un compuesto, las masas de un elemento que se combinan con una masa fija del otro elemento están en razón o relaciones de números enteros

La Teoría Atómica del Dalton está bien, sin embargo, deja afuera una pregunta importante que es: ¿De qué esta hecho el átomo? No fue hasta finales del siglo que la evidencia experimental demostró que los átomos están constituidos por unidades todavía más pequeñas que llamamos partículas subatómicas.  Tres de estas partículas son importantes para nuestro curso. Estos son el electrón, el protón y el neutrón, Tabla 4.

Partícula subatómica	Comparación de partículas subatómicas
electrón	Tienen una unidad negativa de carga eléctrica. Su masa es de 9.109 x 10-28 gramos.
protón	Tienen una unidad positiva de carga eléctrica.  Son 1836 veces mas pesados que los electrones.
neutrón	No tienen carga eléctrica y son iguales de pesados que los protones.