La descarga está en progreso. Por favor, espere

La descarga está en progreso. Por favor, espere

Modelos Atómicos Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos Enlaces interesantes para los que quieran saber más:

Copias: 1
Modelos Atómicos Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos Enlaces interesantes para los que quieran saber más:

Presentaciones similares


Presentación del tema: "Modelos Atómicos Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos Enlaces interesantes para los que quieran saber más:"— Transcripción de la presentación:

1

2 Modelos Atómicos Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos 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) 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

3 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. Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y comprobado: -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. 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. animación

4 Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: Los compuestos químicos están formados por átomos diferentes; las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga. 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. Los átomos se combinan en relaciones sencillas formando grupos de átomos llamados moléculas para formar compuestos químicos. Módelo atómico de Dalton II Todos los átomos de diferentes elemento tienen masas y propiedades diferentes. 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

5 4 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 Reacciones químicas, leyes clásicas 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

6 5 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 Reacciones químicas, leyes clásicas Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? Ley de Lavoisier:

7 6 Leyes clásicas de las reacciones: Reacciones químicas, leyes clásicas Ejemplo: Descomponemos 100gr de Bromuro de Potasio (BrK) y se obtienen 32,9gr de K ¿Qué masa de potasio habremos obtenido? b) Cal c ula la masa de de Bromuro de K, necesaria para obtener 40gr de K Ley de proust (proporción): 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

8 7 Leyes clásicas de las reacciones: Reacciones químicas, leyes clásicas 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 elementoCompuesto 1Compuesto2 H4gr O32gr64gr Masa elementoCompuesto 1Compuesto2Compuesto 3 N14gr O16gr32gr8gr

9 8 Leyes clásicas de las reacciones: Reacciones químicas, leyes clásicas 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 1Compuesto2Compuesto 3 N O

10 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(NO 3 ) 2 PbI KNO 3 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 2 2 PbCl 5

11 10 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: Reacciones químicas, leyes clásicas + 2 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Oxigeno 2 v(l) agua (vapor) + 1 v(l) de Hidrogeno 1 v(l) de Cloro 2 v(l) Cloruro de H (HCl)

12 11 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: N A =6,023·10 23 Reacciones químicas, leyes clásicas

13 12 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: N A =6,023·10 23 Reacciones químicas, leyes clásicas + 2 v(l) de H 2 1 v(l) de O 2 2 v(l) agua (vapor) + 1 v(l) de H 2 1 v(l) de Cl 2 2 v(l) Cloruro de H (HCl)

14 13 Reacciones químicas, Ppo de Avogadro

15 14 Reacciones químicas, Ppo de Avogadro

16 Módelo atómico de Dalton III animación

17 Módelo atómico de Dalton III animación

18 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 ( 12 C) del carbono 1 uma= 1 u = 1, × Kg Módelo atómico de Dalton IV

19 18 Reacciones químicas, Pesando átomos

20 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:LavoisierEinstein: E = m×c 2 Pero esta pérdida de masa en los procesos normales, escapa a toda medida experimental con la balanza. 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. No hablaba de la estrúctura del átomo. Los átomos no son indivisibles. No se conocían el electrón, núcleo, protones, etc. Módelo atómico de Dalton: Limitaciones de la teoría 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).Dalton Tampoco se hablaba de cargas eléctricas y no podía explicar las experien- cias eléctricas como la electrólisis o la pila de volta

21 Fue un Físico Británico estudió las propiedades eléctricas de la materia, especialmente la de los gases. Joseph John Thomson ( ) Descubrimiento del electrón 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. MillikanMillikan: 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× culombios. Módelo atómico de Thomson I animación

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

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

24 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.J. J.Thomson El clásico experimento de Thomson se desarrolló a partir del estudio de las descargas eléctricas en gases. Tubo de rayos catódicos utilizado por Thomson 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. Módelo atómico de Thomson II animación

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

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

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

28 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 VI

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

30 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 GeigerMardsen 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. ( Recuerda: Thompson concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están incrustados los electrones).electrones Módelo atómico de Rutherford I

31 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) 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. 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.

32 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.GeigerMardsen Experimento Módelo atómico de Rutherford IV animación video animación

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

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

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

36 Resultados del experimento 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. Módelo atómico de Rutherford IV animación video animación

37 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.... S i el núcleo fuera del tamaño de un guisante, el átomo sería del tamaño de……………. un estadio de futbol!!!!!! El átomo

38 PartículaMasaTamaño Electrón 9,10×10 –31 kg 1×10 –18 m Protón 1,673 × 10 –27 kg 1×10 –15 m Núcleo del H 1,673 × 10 –27 kg 1×10 –15 m Átomo del H 1,674 × 10 –27 kg1,0586 × 10 –10 m Núcleo del He 6,692× 10 –27 kg Átomo del He 6,694× 10 –27 kg El átomo

39

40 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 V

41 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. 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. Módelo atómico de Rutherford VI Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza.

42 - Puesto que la materia es neutra el núcleo deberá tener un número de cargas positivas (Z) igual al de electrones de la corteza.electrones - Girando alrededor en distintas órbitas circulares o elípticas, un número de electrones igual a de protones.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 Módelo atómico de Rutherford: el núcleo

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

44 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: el núcleo

45 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 : ElementoZAProtonesNeutronesElectrones 1735 Ne2010 Bi P

46 Módelo atómico de Rutherford: Ejercicios 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?

47 Módelo atómico de Rutherford: Ejercicios Ejemplo 3: Busca la masa (en Kg) del protón, del electrón, y sus tamaños y responde a las siguientes preguntas: d.¿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: )

48 Módelo atómico de Rutherford: Ejercicios 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.

49 Módelo atómico de Rutherford: Ejercicios 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..

50 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. Maxwell Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable (colapsaría) Módelo atómico de Rutherford: crítica 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.serie de Balmer serie de PaschenRutherford

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


Descargar ppt "Modelos Atómicos Adaptado de la presentación del Profesor Dr. Víctor H. Ríos Enlaces interesantes para los que quieran saber más:"

Presentaciones similares


Anuncios Google