Modelos Atómicos video animación

Modelos Atómicos video animación
Cuando veas este icono púlsalo para observar una animación que aparecerá en tu explorador video Cuando veas este icono púlsalo para observar una vídeo que aparecerá en tu explorador Enlaces interesantes para los que quieran saber más: (tutotial online muy bueno) (muy buen resumen con muy buenas simulaciones interactivas de todo lo que vamos a ver) Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos

Módelo atómico de Dalton I
John Dalton (1808) enunció unos postulados que le han valido el titulo de "padre de la teoría atómica-molecular". Dalton trató de buscar la explicación de las leyes ponderales (clásicas) que experimentalmente habían comprobado él y otros químicos europeos. Sugirió la idea de que la materia esta formada por partículas elementales e indivisibles a las que llamo átomos. Para él tenía que cumplirse, ante todo, que los átomos de cada elemento debían tener la misma masa. Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y comprobado: animación La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier. - La ley de composición constante (Proust). - La ley de las proporciones múltiples (Dalton). - El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles. - La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación.

Módelo atómico de Dalton II
Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles. Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa atómica y propiedades. Todos los átomos de diferentes elemento tienen masas y propiedades diferentes. Los átomos se combinan en relaciones sencillas formando “grupos de átomos” llamados moléculas para formar compuestos químicos. Los compuestos químicos están formados por átomos diferentes; las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga. Las reacciones químicas son procesos donde los átomos de los compuestos se recombinan (se separa y vuelven a combinar de forma diferente) para formar nuevos compuestos

Reacciones químicas, leyes clásicas
Leyes clásicas de las reacciones: Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789): “En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción” Ley de las proporciones constantes (Proust 1799): “Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una proporción de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación” Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos”

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de conservación de la masa (Lavoisier 1789): “En cualquier reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan es igual a la masa total de los productos de reacción” Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? Ley de Lavoisier:

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones constantes (Proust 1799): “Muestras diferentes de un mismo compuesto químico (puro) siempre contienen los mismos elementos químicos en una relación de masas constante, idependiéntemente del proceso seguido en su preparación” Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? b) Calcula la masa de de Bromuro de K, necesaria para obtener 40gr de K Ley de proust (proporción):

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos” Ejemplo: Observa la siguiente tabla con las medidas de la descomposición de dos compuestos de H y O. comprueba la ley de las proporciones multiples Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 H 4gr O 32gr 64gr Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 Compuesto 3 N 14gr O 16gr 32gr 8gr

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de las proporciones múltiples (Dalton 1799): “Cuando dos elementos se combinan entre sí para formar distintos compuestos, las masas de uno de esos elementos que se combinan con una misma masa del otro elemento para dar diferentes compuestos tienen una relación de números enteros sencillos” Ejemplo: Observa la siguiente tabla y comprueba la ley de las proporciones multiples Masa elemento Compuesto 1 Compuesto2 Compuesto 3 N O

Carácter cuantitativo de las Reacciones Químicas
Ley de conservación de la masa. Ley de Lavoisier ( ) En toda reacción química la masa total de las sustancias que reaccionan (reactivos) es igual a la masa total de las sustancias que se obtienen (productos). Ejemplo: Conservación de la masa en la reacción química entre el nitrato de plomo y el yoduro de potasio 2 IK Pb(NO3) PbI2 + 2 KNO3 Se prepara una disolución de nitrato de plomo en un vaso y otra de yoduro de potasio en otro. Se colocan en una balanza y se comprueba que entre las dos pesan 13,21g. Después se mezclan, observando que aparece una sustancia nueva (precipitado amarillo): el yoduro de plomo. Nuevamente se colocan en la balanza y se comprueba que pesan 13,21 g. La masa no ha variado en el transcurso de la reacción. Ejemplo: Conservación de la masa en la reacción entre el fósforo y el cloro : 2 P + 5 Cl PbCl5

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808): “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos” Ejemplos: + 1 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Cloro 2 v(l) Cloruro de H (HCl) + 2 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Oxigeno 2 v(l) agua (vapor)

Leyes clásicas de las reacciones: Ley de los volúmenes de combinación (L.J Gay-Lussac 1808): “Los volúmenes de las sustancias gaseosas que intervienen en una reacción química, medidos en las mismas condiciones de Presión y Temperatura, guardan entre si una relación de números enteros sencillos” Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811): “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas” Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas . Más tarde se estableció cual era dicho número de particulas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K). Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023

Principio de Avogadro (A. Avogadro 1811): “Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas” Avogadro consideró que estas partículas en la mayoría de los gases eran grupos de átomos a los que llamo moléculas . Más tarde se estableció cual era dicho número de partículas para un mol de gas en condiciones normales (P=1atm, T=273K). Ya lo conocéis, a este número se le llamó número de avogadro: NA=6,023·1023 + 1 v(l) de Cl2 1 v(l) de H2 2 v(l) Cloruro de H (HCl) + 2 v(l) de H2 1 v(l) de O2 2 v(l) agua (vapor)

Reacciones químicas, Ppo de Avogadro

Módelo atómico de Dalton III
animación animación

Módelo atómico de Dalton IV
La teoría de Dalton supuso un gran avance e impulsó los conocimientos químicos durante un siglo. Pero a pesar de sus intentos: Dalton no consiguió medir la masa absoluta de los átomos, pues sabemos que es extremadamente pequeña, por lo que trató de calcular la masa de los átomos con relación al hidrógeno, al que dió el valor unidad. Los átomos del resto de elementos se medían “cuantas veces eran más pesados” que el átomo de hidrogeno Así surgió la escala química de masa atómicas. Posteriormente se tomó como átomo de referencia el oxígeno, al que se atribuyó una masa igual a 16, y se definió la unidad de masa atómica (uma o u) como 1/16 de la masa del oxígeno. Actualmente la uma se define como 1/12 parte de la masa del isótopo carbono-12 (12C) del carbono 1 uma=1 u = 1, × Kg

Reacciones químicas, Pesando átomos

Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría
No hablaba de la estrúctura del átomo. Los átomos no son indivisibles. No se conocían el electrón, núcleo, protones, etc. La idea de Dalton de que los átomos de cada elemento son todos iguales es falsa, pues la mayor parte de los elementos están formados por isótopos (Dalton lo desconocía). Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien-cias eléctricas como la electrólisis o la pila de volta Igualmente, cuando se combinan en reacciones normales los átomos no se alteran, pero hoy sabemos que existen reacciones nucleares que rompen o transmutan los átomos. Dalton no podía conocer estos avances. La Ley de Lavoisier no es totalmente cierta, porque toda reacción química lleva consigo un intercambio de energía y la producción de energía supone pérdida de masa, según la ecuación de Einstein: E = m×c2 Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza.

Módelo atómico de Thomson I
Joseph John Thomson ( ) Descubrimiento del electrón Fue un Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. animación Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (hoy en día llamadas electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa (q/m). En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus trabajos. Millikan: Calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dió como valor de dicha carga e = 1,6×10-19 culombios. animación

Módelo atómico de Thomson II
Experiencias Relacionadas I Tubos de Rayos Catódicos animación

Módelo atómico de Thomson II
El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las descargas eléctricas en gases. Tubo de rayos catódicos utilizado por Thomson animación Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien definido sobre el vidrio, este punto puede desviarse mediante campos eléctricos o magnéticos. La medida directa del cociente carga-masa, e/m, de los electrones por J. J.Thomson en 1897 puede considerarse justamente como el principio para la compresión actual de la estructura atómica.

Módelo atómico de Thomson IV
Experiencias Relacionadas II: Carácter de Partícula del Electrón animación

Módelo atómico de Thomson V
Experiencias Relacionadas III: Experimento de Millikan Medicíón de la carga del electrón (q) (Cuantización de la carga eléctrica) animación

Módelo atómico de Thomson V
Experiencias Relacionadas III: Experimento de Millikan Medicíón de la carga del electrón (q) (Cuantización de la carga eléctrica) animación Thomson  Cociente carga-masa del electrón Millikan  carga del electrón

Módelo atómico de Thomson VI
Thomson introduce así las ideas : El átomo puede dividirse en partes más pequeñas. a) Electrones con carga eléctrica negativa b) En el resto del átomo tiene que estar la carga eléctrica positiva Thomson considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía). También se llamo el modelo del “puding de pasas” Más tarde se descubrió la división entre núcleo y electrones. Y después el resto de partículas “elementales”: Protones (con carga eléctrica positiva) y Neutrones (sin carga eléctrica) los dos con una masa mucho mayor que las de los electrones.

Módelo atómico de Thomson VII
Modelo Atómico de J. J. Thomson

Módelo atómico de Rutherford I
Ernest Rutherford, ( ) Físico Inglés, nació en Nueva Zelanda, profesor en Manchester y director del laboratorio Cavendish de la universidad de Cambridge. Premio Nobel de Química en Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Estudió experimentalmente la naturaleza de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos. Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de Thomson, que realizo Rutherford entre (Recuerda: Thompson concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones).

Módelo atómico de Rutherford II
Modelo de Thmoson Se supone que el átomo consiste de un cierto número N de corpúsculos cargados negativamente (electrones), acompañados de una cantidad igual de electricidad positiva distribuida uniformemente en toda una esfera. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta “luz” (información) sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. La teoría de Thomson está basada en la hipótesis de que la dispersión (desviación) debida a un simple choque de una partícula alfa con un átomo es pequeña (la estructura supuesta para el átomo no admite una desviación muy grande de una partícula alfa que incida sobre el mismo) (a no ser que se suponga que el diámetro de la esfera de electricidad positiva es pequeño en comparación con el diámetro de influencia del átomo)

Módelo atómico de Rutherford IV
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo (alfa, beta y gamma). El montaje experimental que utilizaron Geiger y Mardsen se puede observar en el dibujo. Experimento animación animación video

Módelo atómico de Rutherford III
Experiencias Relacionadas. animación Dispersión de las Partículas Alfa

Módelo atómico de Rutherford III
Experiencias Relacionadas. Dispersión de las Partículas Alfa animación

Módelo atómico de Rutherford IV
animación animación Resultados del experimento video La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

El átomo un estadio de futbol!!!!!!
La mayoría del volumen del átomo es espacio vacío!!!! Esta formado por un núcleo (positivo) y una corteza electrónica (negativa) compuesta por electrones orbitando en torno al nucleo. Tamaño del atomo 1 x m (aprox.) El nucleo tiene un tamaño 1 x m ( veces menor que el átomo!!!) El núcleo tiene casi el 100% de la masa. Imagina .... Si el núcleo fuera del tamaño de un guisante, el átomo sería del tamaño de……………. un estadio de futbol!!!!!!

El átomo Partícula Masa Tamaño Electrón Protón Núcleo del H
9,10×10–31 kg 1×10–18 m Protón 1,673 × 10–27 kg 1×10–15 m Núcleo del H Átomo del H 1,674 × 10–27 kg 1,0586 × 10–10 m Núcleo del He 6,692× 10–27 kg Átomo del He 6,694× 10–27 kg

Módelo atómico de Rutherford V
Posteriormente investigaciones de Rutherford pusieron de manifiesto que la carga del núcleo era exactamente el número atómico multiplicado por la carga del electrón. Teniendo en cuenta ahora que el átomo de hidrógeno, por ser el más ligero de todos, es el de número atómico igual a 1, puede pensarse que está constituido por un electrón y un núcleo de igual carga, pero de signo contrario que posee casi toda la masa del hidrógeno. Este núcleo recibió el nombre de protón y se pensó que era una partícula presente en los núcleos de todos los átomos.

Módelo atómico de Rutherford VI
El Modelo Atómico de Rutherford quedó constituido por: Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. El núcleo, muy pesado, donde se concentra casi toda la masa atómica y de muy pequeño volumen, Formado por un número de protones igual al número atómico y de neutrones igual a la diferencia entre la masa atómica y el número atómico, La corteza está formada por los electrones orbitando alrededor del núcleo. Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza. El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía a un sistema solar en miniatura, con los protones en el núcleo y los electrones girando alrededor.

Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
- Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas (Z) igual al de electrones de la corteza. Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un número de electrones igual a de protones. Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, pero de sentido contrario. Además, la masa de muchos átomos era mayor que la suma de las masas de sus protones así que tenía que haber otra partícula con una gran masa y sin carga eléctrica  el neutrón . Masa del neutrón masa del protón Masa del neutrón=1,675×10−27 Kg

Átomo de hidrogeno Átomo de Helio (He-4) Átomo de deuterio (H-2)

Módelo atómico de Rutherford: el núcleo
En un átomo: - Número atómico (Z): Número de protones. Indica la carga eléctrica del núcleo y de la corteza atómica - Número másico (A): Número de protones+ número de neutrones en el núcleo. Indica la masa del nucleo (en u.m.a.) - Isótopos: Átomos de un mismo elemento químico que tienen diferente número de neutrones (y por tanto diferente masa). El número átomico tiene que ser el mismo. Se representan así:

Módelo atómico de Rutherford: Ejercicios
Ejemplo 1: ¿Que caracteriza a un elemento químico, es decir, ¿cual es su propiedad fundamental que lo hace diferente a los demás y que si cambia lo hace convertirse en otro elemento diferente? Ejemplo 2: Completar la siguiente tabla: Elemento Z A Protones Neutrones Electrones 17 35 Ne 20 10 Bi 209 126 P 16 15 27 32 24 12

Ejemplo 3: Busca la masa (en Kg) del protón, del electrón, y sus tamaños y responde a las siguientes preguntas: a. ¿Cómo es el isótopo más abundante de H llamado protio (de que partículas esta compuesto, como es su núcleo)? ¿Cuál será su masa (calcúlala como la suma de las masa de las partículas que lo componen)? b. ¿Cuantas veces es más grande la masa del protón que la del electrón? c. Cuantas veces es más grande el átomo de hidrogeno que su núcleo? ¿y en el caso del núcleo (un protón) y un electrón?

Ejemplo 3: Busca la masa (en Kg) del protón, del electrón, y sus tamaños y responde a las siguientes preguntas: ¿Cuál es la diferencia entre la masa del protón y la del átomo de hidrógeno? (calcula la diferencia relativa (en %) esto es: ) e. ¿Cuál es la diferencia entre la masa del electrón y la del átomo de hidrógeno? (calcula la diferencia relativa (en %) esto es: )

Ejemplo 4: ¿Que caracteriza a un elemento químico, es decir, ¿cual es su propiedad fundamental que lo hace diferente a los demás y que si cambia lo hace convertirse en otro elemento diferente? Ejemplo 5: Di si un isótopo del carbono puede tener el mismo número másico que un isótopo de nitrógeno? ¿Y el mismo número atómico? Justifica que la masa de un isótopo (en u.m.a.) sea aproximadamente igual a su número másico.

Masa isótopica: Es la masa de un determinado isótopo de un elemento Abundancia isotópica: Es la cantidad relativa (en%) que existe en la naturaleza de un determinado isótopo de un elemento. Masa atómica promedio: es el promedio de las masas isotópicas que lo componen según su abundancia en la naturaleza. .

Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo: Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros: Según las teorías clásicas del electromagnetismo (teoría electromagnética de Maxwell, ya probada experimentalmente) al ser el electrón una partícula ,cargada en movimiento debe emitir radiación constante (ondas electromagnéticas) y por tanto, perder energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable (colapsaría) El modelo de Rutherford no explicaba los espectros atómicos. Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la serie de Balmer (1885) y la serie de Paschen ( ) que mostraban claramente el carácter cuantizado de la energía de los electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta Rutherford al deducir una continuidad geométrica y una consiguiente continuidad de energía.

Módelo atómico de Rutherford: crítica
Crítica del modelo II, otras consideraciones : - Era conocida la hipótesis de Planck que no era tenida en cuenta. - Como no se conocían los neutrones todos los cálculos anteriores incompletos. Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos

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