Integrantes :Natalia Castillo Carolina Cabello Laura Otálora Nicolás Osorio Asignatura : Química Curso : 2º año B.

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1 Integrantes :Natalia Castillo Carolina Cabello Laura Otálora Nicolás Osorio Asignatura : Química Curso : 2º año B

2 * Historia del Átomo: -El átomo en la antigüedad (pág. 3) -Leucipo y Demócrito (pág.4) -Empédocles (pág.5) -Aristóteles (pág.6) * Modelos Atómicos: (pág. 7) - Modelo atómico de Thomson (págs. 8 - 9) -Modelo atómico de Rutherford (págs. 10 - 11 - 12) -Modelo atómico de Bohr (págs. 13 – 14) -Distribución de los electrones y configuración electrónica (págs. 15-16)

3 Los filósofos griegos discutieron mucho acerca de la naturaleza de la materia y concluyeron que el mundo era más simple de lo que parecía. Algunas de sus ideas de mayor relevancia fueron: En el siglo V a. C., Leucipo sostenía que había un sólo tipo de materia y pensaba que si dividíamos la materia en partes cada vez más pequeñas, obtendríamos un trozo que no se podría cortar más. Demócrito llamó a estos trozos átomos ("sin división").

4 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles. 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño. 3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos. 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles. 2.- Los átomos se diferencian en su forma y tamaño. 3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos. La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en:

5 En el siglo IV(4) a. C., Empédocles postuló que la materia estaba formada por 4 elementos: tierra, aire, agua y fuego. Empédocles

6 . Aristóteles, posteriormente, postula que la materia estaba formada por esos 4 elementos pero niega la idea de átomo, hecho que se mantuvo hasta 200 años después en el pensamiento de la humanidad.

7 En Ciencia, un modelo intenta explicar una teoría mediante una comparación. Un modelo será tanto más perfecto cuanto más claramente explique los hechos experimentales. El modelo es válido mientras explica lo que ocurre en los experimentos; en el momento en que falla, hay que modificarlo. Modelo de Thomson Modelo de Rutherford Modelo de Bohr

8 Por ser tan pequeña la masa de los electrones, el físico inglés J. J. Thomson supuso, en 1904, que la mayor parte de la masa del átomo correspondía a la carga positiva, que, por tanto, debía ocupar la mayor parte del volumen atómico. Thomson imaginó el átomo como una especie de esfera positiva continua en la que se encuentran incrustados los electrones (como las pasas en un pudin).J. J. Thomson

9 - La electrización : Es el exceso o la deficiencia de electrones que tiene un cuerpo y es la responsable de su carga eléctrica negativa o positiva. - La formación de iones : Un ion es un átomo que ha ganado o ha perdido electrones. Si gana electrones tiene carga neta negativa y se llama anión y si pierde electrones tiene carga neta positiva y se llama catión. Este modelo permitía explicar varios fenómenos experimentales como la electrización y la formación de iones.

10 El modelo de Thomson tuvo una gran aceptación hasta que, en 1911, el químico y físico inglés Ernest Rutherford y sus colaboradores llevaron a cabo el " Experimento de Rutherford ".Ernest Rutherford En esta diapositiva puedes ver cómo este experimento ofrecía unos resultados que no podían explicarse con el modelo de átomo que había propuesto Thomson y, por tanto, había que cambiar el modelo.

11 - La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina sin cambiar de dirección, como era de esperar. - Algunas partículas alfa se desviaron considerablemente. - Unas pocas partículas alfa rebotaron hacia la fuente de emisión. En el experimento se bombardeaba una fina lámina de oro con partículas alfa (positivas) procedentes de un material radiactivo y se observaba que:

12 El Modelo atómico de Rutherford o modelo nuclear establece que: - El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y casi toda la masa. - La carga positiva de los protones del núcleo se encuentra compensada por la carga negativa de los electrones, que están fuera del núcleo. - El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo. - Los electrones giran a mucha velocidad alrededor del núcleo y están separados de éste por una gran distancia.

13 Para solucionar los problemas planteados, el físico danés Niels Bohr formuló, en 1913, una hipótesis sobre la estructura atómica. Sus postulados eran:Niels Bohr

14 1) El electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares "permitidas" (estables) en las que no emite energía. El electrón tiene en cada órbita una determinada energía, que es tanto mayor cuanto más alejada esté la órbita del núcleo. 2) La emisión de energía se produce cuando un electrón salta desde un estado inicial de mayor energía hasta otro de menor energía.

15 Con el modelo atómico de Bohr sólo se podía explicar el espectro del átomo de hidrógeno. Hacia 1920 se introdujeron modificaciones y se desarrollaron nuevos modelos atómicos. De acuerdo con este nuevo modelo, alrededor del núcleo hay capas o niveles de energía: - En la primera capa se sitúan, como máximo, 2 electrones. - En la segunda capa se sitúan, como máximo, 8 electrones. - En la tercera capa se sitúan, como máximo, 18 electrones. La distribución por capas de los electrones de un átomo de un elemento se conoce como estructura o configuración electrónica del elemento.

16 Hoy en la actualidad la configuración electrónica ha sido modificada para clasificar los electrones y los elementos químicos de una forma más sencilla pero a la vez completa de acuerdo a la cantidad de electrones contenidos en cada uno de los elementos, en este caso cada nivel, capa u orbital se identifica con un nombre o una letra: - Orbital n acepta como máximo 2 electrones. -Orbital s acepta como máximo 6 electrones. - Orbital d acepta como máximo 10 electrones. - Orbital f acepta como máximo 14 electrones. Ejemplos: 2 He Tiene sólo 2 electrones. Se sitúan en la primera capa. Se representa como (2). Las capas se colocan entre paréntesis y se separan por comas. 10 Ne -> (2,8) 18 Ar -> (2,8,8) 11 Na -> (2,8,1) 15 P -> (2,8,5)