TEORIA ATOMICA.

Presentación del tema: "TEORIA ATOMICA."— Transcripción de la presentación:

1 TEORIA ATOMICA

2 Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.

3 Historia: modelos atómicos
Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las leyes clásicas de la química:

4 LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la Ley de la conservación de la masa, formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas.

5 LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
Ley de la conservación de la masa En una reacción Química existen reactivos y productos Los reactivos reaccionan para dar origen a los productos Los productos se presentan en la misma cantidad de acuerdo a los reactivos

6 LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
2. Ley de la composición definida o constante, establecida en 1801 por el químico francés Joseph Proust, establece que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. Expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.  

7 Cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.   Siempre que tengamos estas combinaciones, obtendremos los mismos productos.

8 LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA
3. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos.

9 Ya vimos las leyes clásicas de la Química, ahora estudiaremos algunos descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia del átomo y su estructura John Dalton La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Quimica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

10 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría son: 2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.

11 4.En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. 3.Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas.

12 Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. 1897 J.J. Thomson De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

13 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

14 La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños.                                                                                                                                                                                                     Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas.

15 Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente. Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío Observe que solo cuando el rayo choca con el núcleo del átomo hay desviación.

16 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

17

18

19

20 En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma. El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m). En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente.

21 Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.

22 Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro:   El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos.

23 Ya vimos las leyes clásicas de la Química, algunos descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia del átomo , ahora introduzcámonos en la estructura del átomo . Un átomo es una entidad esférica , eléctricamente neutra , compuesta de un núcleo central cargado positivamente rodeado por uno o mas electrones con carga negativa. Una nube de electrones con carga negativa moviéndose rápidamente ocupando casi todo el volumen del átomo

24 Modelo Orbital de Broglie
El modelo atómico actual llamado "modelo orbital" o "cuántico ondulatorio" se basa en La dualidad onda-corpúsculo de Louis de Broglie que postula que el electrón y toda partícula material en movimiento tienen un comportamiento ondulatorio. 

25

26 donde h es la constante de
Planck ya conocida en ese momento en la expresión de la energía del cuanto, y p es el momentum lineal.

27 ESTRUCTURA DEL ATOMO Cada elemento químico está constituido por átomos. Cada átomo está formado por un núcleo central y 1 o más capas de electrones. Dentro del núcleo residen partículas subatómicas: protones (de carga +) y neutrones (partículas del mismo peso, pero sin carga).

28 ESTRUCTURA DEL ATOMO PROTONES NUCLEO NEUTRONES ELECTRONES

29 Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas.
Los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones. el orbital más externo se llama la capa de valencia, porque determina cuantos enlaces puede formar un átomo

30 En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

31 Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z. NUMERO MASICO E A NUMERO ATOMICO Z SIMBOLO DEL ELEMENTO

32 igual al número total de
La suma del número de protones + neutrones Número que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear. NUMERO MASICO E A NUMERO ATOMICO Z

33 PARA EL ELEMENTO QUE CONTIENE
Encuentre Neutrones =Numero de masa – Protones = =118 Numero atómico =Cantidad de protones en el núcleo = 79 Numero de masa = Suma Protones + Neutrones= 197 Cantidad de electrones= Cantidad de protones= 79 Por esto es átomo es eléctricamente neutro

34 DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA DE QUE ELEMENTO SE TRATA
79 p 118n En la tabla periódica encontramos esta información para cada elemento Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en la tabla periódica

35

36 El elemento de número atómico = 79 es
1 2 3 Au = oro 4 5 ¿En que grupo está el elemento? 6 7 ¿En que periodo está el elemento? Está en el periodo 6 , por tanto tiene 6 electrones en su ultima capa Está en el grupo IB por tanto es un metal de transición

37 DESARROLLE EL SIGUIENTE EJERCICIO
28 Encuentre Numero atómico Numero de masa Cantidad de electrones Neutrones En que grupo y periodo esta el elemento 14

38 ISOTOPOS Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones. Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

39 Número atómico es igual al número total de
Todos los átomos de un elemento son idénticos en número atómico pero no en su masa atómica Veamos un ejemplo Todos los átomos de Carbono tienen 6 protones en el núcleo (Z=6), pero solo: El 98.89% de carbono natural tiene 6 neutrones en el núcleo A=12 Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo A= 13. Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8 Neutrones A= 14 Número atómico es igual al número total de protones en el núcleo del átomo Masa atómica también peso atómico, es el promedio de las masa de los isotopos encontrados naturalmente de un elemento pesado de acuerdo con su abundancia Los isotopos de un elemento son átomos que tienen diferente número de neutrones y por tanto una masa atómica diferente.

40 ISOTOPOS DEL HIDROGENO
El número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos con el mismo comportamiento químico pero distinta masa. El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya carga está equilibrada por un electrón.

41

42 Previo a ello recordemos
HEMOS ESTUDIADO EL ATOMO , AHORA ENCONTREMOS UTILIZANDO LO APRENDIDO LA FORMULA Y PESO MOLECULAR DE UN COMPUESTO Previo a ello recordemos Carbono - C viene del latín carbo, ”rescoldo” Mercurio - Hg , se nombra por el planeta , pero su símbolo revela su nombre original hidragyrun. El Hidrógeno se basa en una acción química ,del griego hidros=agua y genes generador Cloro del griego chloros= amarilli verdoso Símbolo de un elemento: Se utiliza para designar a un elemento que es diferente a otro, y en general representa el nombre del este en latín o en ingles por ejemplo:

43 Na2SO4 (s) Fórmula Química Indica el numero relativo de átomos de cada
¿Cuál es el origen del nombre del Germanio , Einstenio, Curio ,el Sodio y el Terbio? Fórmula Química Indica el numero relativo de átomos de cada Elemento en una sustancia En este caso vemos que existen en el compuesto 3 tipos diferentes de elementos: Sodio (Na) Azufre (S) Oxígeno (O) Tipos de átomos Na2SO4 (s) Estado No. de átomos

44 Na2SO4 (s) Pasos para encontrar el peso fórmula
En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) 1 átomo de Azufre (S) 4 átomos de Oxígeno (O) Pasos para encontrar el peso fórmula 1. Determinar cuantos átomos de cada elemento hay en la formula 2. Multiplicamos el número de átomos con su respectivo peso atómico (el peso atómico aparece en la tabla periódica) Na2SO4 (s) No. de átomos

45 Na2SO4 142.05 g es el peso formula o peso molecular.
En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de g 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de g 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g Calculamos 2 átomos Sodio (Na) * g = g 1 átomo de Azufre (S) * g = g 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g Sumando los resultados anteriores 45.98 g 32.07 g 64 g g es el peso formula o peso molecular.

46 ENCUENTRE EL PESO FORMULA DE LOS SIGUIENTES COMPUESTO
El ozono O3 , contribuye al smog, componente natural de la estratosfera que absorbe la radiación solar dañina ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS PESO ATOMICO TOTAL La Glucosa , azúcar presente en la mayoría de las frutas con formula C6H12O6 ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS PESO ATOMICO TOTAL

47 BIBLIOGRAFIA http://www.slideshare.net/pacheco/estructura-del-atomo
Martin Silberberg , Química General Brown , LeMay, Bursten Química la Ciencia Central

48 PROCURE DEDICAR SU MAYOR ESFUERZO Y TENDRA EXITOS
EN TODO LO QUE SE PROPONGA. PROCURE DEDICAR SU MAYOR ESFUERZO Y TENDRA EXITOS EN TODO LO QUE SE PROPONGA.