NOMBRE: HUGO FERNANDO MONTEALEGRE LUIS GRADO: 1001 J.M TRABAJO DEL ATOMO NOMBRE: HUGO FERNANDO MONTEALEGRE LUIS GRADO: 1001 J.M

1. DEFINICION DE ATOMO: En química y física, átomo (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible). Unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Bloque básico e indivisible que compone la materia. Su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. La física nuclear del siglo XX comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.

2. PROPIEDADES DE LA MATERIA: Isótopo: La palabra isótopo, del griego "en el mismo sitio", se usa para indicar que todos los tipos de átomos de un mismo elemento se encuentran en el mismo sitio de la tabla periódica. Los átomos que son isótopos entre sí, son los que tienen igual número atómico (número de protones en el núcleo), pero diferente número másico (suma del número de neutrones y número de protones en el núcleo). Difieren pues en el número de neutrones.

3. Tipos de isótopos : Si la relación entre el número de protones y de neutrones no es la apropiada para obtener la estabilidad nuclear, el isótopo es radiactivo. Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números de masa 12, 13 y 14: 12C, 13C y 14C. Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas. Los isótopos se subdividen en isótopos estables (existen menos de 300) y no estables o isótopos radiactivos (existen alrededor de 1200). El concepto de estabilidad no es exacto, ya que existen isótopos casi estables. Su estabilidad se debe al hecho de que, aunque son radiactivos, tienen un tiempo de neutralización extremadamente largo, aún comparado con la edad de la Tierra. Solamente 21 elementos (ejemplos: berilio, sodio) poseen un solo isótopo natural. La mayoría de los elementos químicos poseen más de un isótopo.

4. ISOBARO: Son átomos de diferentes elementos que teniendo distinto número atómico y distinto número de neutrones poseen igual masa atómica.Poseen propiedades físicas semejantes pero difieren en sus propiedades químicas.

5. Configuración electrónica: 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.

6. Orbital atómico: En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la Mecánica Cuántica al átomo de Bohr, y en general en química, se denomina orbital a cada uno de los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en un átomo ( funciones propias del Hamiltoniano (H) en la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ ;Ψ la función de onda ). No representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no puede conocerse dada su naturaleza mecanocuántica, sino que presentan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada (por lo que en ocasiones al orbital se le llama Región espacio energética de manifestación probabilística electrónica o REEMPE). El nombre de los orbitales es debido a sus lineas espectroscópicas (en inglés s sharp, p principal, d diffuse y f fundamental, el resto de los nombres siguen el orden alfabético g, h ).

7. ORBITAL P: La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p" representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre la distancia del nucleo y el orbital.

8. ORBITAL D: Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales.

9. ORBITAL F: Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.

7. LOS NUMEROS CUANTICOS: Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto esta basado desde luego en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico mas aceptado y utilizado en los últimos tiempos. Número Cuántico Principal (n) El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón, este valor toma valores enteros del 1 al 7. Número Cuántico Secundario (d) Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1), según  el modelo atómico de Bohr - Sommerfield existen además de los niveles u orbitas circulares, ciertas órbitas elípticas denominados subniveles. Según el número atómico tenemos los numeros: l = 0    s    sharp l = 1    p    principal l = 2    d    diffuse l = 3    f     fundamental l = 4    g l = 5    h l = 6    i

8. MODELOS ATOMICOS: AñoCientíficoDescubrimientos experimentales Modelo atómico 1808 John DaltonDurante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

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

1911: E. RutherfordDemostró 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. (Modelo atómico de Rutherford.)

1913: Niels BohrEspectros 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. (Modelo atómico de Bohr.)