HISTORIA DEL ATOMO Profesora: Gabriela Valenzuela Arce

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1 HISTORIA DEL ATOMO Profesora: Gabriela Valenzuela Arce
Pedagogía en Química y Ciencias naturales

2 Átomo: Unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades. La palabra proviene del (del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible).

3 ARISTOTELES (IV A.C.): La materia era continua, podía dividirse infinitamente en partículas más y más pequeñas. LEUCIPO Y DEMÓCRITO (V A.C.): La subdivisión de la materia produciría al cabo átomos que significan “sin corte, indivisibles”. Las teorías de los griegos estaban basadas en el pensamiento abstracto y no en la experimentación. La existencia del átomo no quedo demostrada hasta 1904.

4 DALTON ( ) Fue el primero en formular un modelo atómico con bases científicas. Propuso una TEORÍA ATOMICA, demostrando que es posible determinar las masas relativas de los átomos de diferentes elementos. Según Dalton, cada elemento estaba formado por átomos que son químicamente idénticos entre sí y diferentes de los átomos de los demás elementos.

5 Postulados de Dalton: Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento son idénticos. Los átomos de un elementos no se transforman en átomos diferentes en las reacciones químicas. Cuando se combinan átomos de mas de un tipo de elemento se originan los compuestos, y este tiene el mismo numero relativo de la misma clase de átomos.

6 Leyes involucradas en los Postulados de Dalton:
Ley de composición constante (o proporciones definidas) de Proust (1800). La composición de un compuesto puro es siempre la misma. Ley de la conservación de la materia de Lavoisieur (1750) La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Ley de Dalton (de proporciones múltiples): la proporción de los elementos que forman un compuesto esta en números enteros pequeños.

7 JOSEPH J. THOMSON ( ) En el modelo propuesto por Thomson (Plum-pudding model) el átomo esta compuesto por electrones de carga negativa en un átomo de carga positiva, como las pasas en un pudín. Thomson descubre la existencia del electrón a través del experimento del tubo de rayos catódicos.

8 Experimento de Thomson

9 CONCLUSIONES EXPERIMENTO DE THOMSON
Rayos catódicos son desviados por campos eléctricos y magnéticos, y cargaban negativamente a metales, los rayos son partículas con carga negativa y masa, descubrimiento del electrón. Carga del electrón: -1,60 x C Masa del electrón: 9,10x10-28 g (2000 veces mas pequeña que de un átomo de H). Si hay cargas negativas, hay igual numero de cargas positivas: nube de carga positiva (Modelo de “pudin de pasas” de Thomson)

10 ERNEST RUTHERFORD ( ). Estudió las emisiones radiactivas descubiertas por HENRY BECQUEREL. Las clasificó en rayos alfa (partículas compuestas por 2 protones y dos neutrones las cuales se desplazan a 0.05 veces la velocidad de la luz), beta (haces de electrones que se desplazan a 0.4 veces la velocidad de la luz) y gama (una forma de luz altamente energética, no poseen carga y son similares a los rayos X). Utilizando partículas alfa, realizó “el experimento de la lámina de oro”

11 EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

12 CONCLUSIONES DEL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
El átomo tiene un núcleo positivo (mayor parte de la masa del átomo) rodeado de pequeños electrones negativos. La mayor parte del volumen de átomo es espacio vacío. Partículas positivas: protones. Nº electrones = Nº protones Masa del protón: 1,67 x g (1800 veces superior a la del electrón) carga del protón: +1,60 x C (numéricamente igual que el electrón)

13 ESPECTROS DE EMISION DE GASES.
Los espectros de emisiones son aquellos que se obtienen al descomponer las radiaciones emitidas por un cuerpo previamente excitado

14 Cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las longitudes de onda. Solamente en aquellas de las que está “provisto”. También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”.

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16 NIELS BOHR ( ) Propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones. Se basó en el átomo de hidrogeno para realizar su modelo. Bohr intentaba explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Planck y Einstain.

17 POSTULADOS DE BORH Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas. Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin pasar por estados intermedios. El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas órbitas. Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación: Donde n, es el numero cuantico principal

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19 El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de Hidrogeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.

20 RESPONDE: ¿En qué consiste el modelo atómico de Thomson?
¿Qué son los rayos catódicos? ¿Qué importancia tiene el tubo de Crookes en el conocimiento de la Materia? Establece un cuadro comparativo entre los modelos atómico de Thomson, Rutherford y Bohr. Indica las limitaciones de cada uno de ellos.

21 COMPLETA EL SIGUENTE CUADRO

22 COMPONENTES DEL ATOMO

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24 Numero Atómico (Z): el numero de protones de los átomos de un elemento; es lo que define al elemento. En un átomo neutro, la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones. Numero Másico (A, peso atómico): numero de la suma de protones (Z) y neutrones (N) de un elemento. A = n + p

25 Ejemplo: Carbono 14, carbono 13, etc.
Isótopos. Existen en la naturaleza elementos que poseen igual cantidad de protones, pero diferente cantidad de neutrones, se llaman isotopos. Se nombran por su numero másico: Ejemplo: Carbono 14, carbono 13, etc.

26 Los elementos se dan en la naturaleza como mezcla de sus diferentes isótopos.
Entonces, si hay distintos isótopos, ¿cual es el peso atómico de un elemento? Peso atómico promedio: peso atómico de un elemento considerando los porcentajes de abundancia relativa de cada uno de sus isótopos. Ejemplo: Carbono abundancia de isótopos de carbono: C12 = 98,93% C13 = 1,07% C14 = despreciable (0,9893)(12) + (0,0107)(13) = 12,01 Carbono 12,01 no existe, es solo referencial.

27 TIPOS DE ATOMOS ÁTOMO NEGATIVO
Es aquel en que el número de electrones es mayor con respecto al número de protones. También se llama Anión. ÁTOMO NEUTRO Es aquel en que el número de protones es igual al número de electrones. ÁTOMO POSITIVO Es aquel en que el número de electrones es menor en comparación al número de protones. También se llama Catión.

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29 C Pregunta P.S.U. Comprensión 7. Si un átomo neutro pierde un electrón
A) su carga total no se altera. B) su carga total quedará negativa. C) su carga total queda positiva. D) su masa total disminuye considerablemente. E) resulta un anión. C Comprensión

30 Determinación de partículas atómicas
Protones Neutrones Electrones 12 10 Protones Neutrones Electrones 35 44 36 Protones Neutrones Electrones 8 10 Protones Neutrones Electrones 22 26

31 E Pregunta P.S.U. Aplicación
10. En un átomo neutro con 22 electrones y 26 neutrones, su número atómico y número másico son respectivamente A) 22 y 26 B) 26 y 48 C) 26 y 22 D) 48 y 22 E) 22 y 48 E Aplicación

32 ISÓTOPOS Átomos que presentan igual número atómico, pero distinto número másico. Se establece en átomos de un mismo elemento. Ejemplo: O O O

33 ISÓBAROS Átomos que presentan igual número másico y distinto número atómico. Ejemplo: C N

34 ISÓTONOS Son átomos que presentan distinto número másico, distinto número atómico, pero tienen igual número de neutrones. Ejemplo: B C

35 C Pregunta P.S.U. Aplicación
12. Un átomo posee 19 protones, 20 neutrones y 19 electrones. ¿Cuál de los siguientes átomos es su isótono? A) 19A21 B) 19B20 C) 18C38 D) 39D58 E) 20E39 C Aplicación

36 ISÓBAROS, ISÓTOPOS e ISÓTONOS
Identifique cuál (es) de las siguientes parejas son Isóbaros, Isótopos o Isótonos. Isótopos Isóbaros

37 Isótopos Isótonos Isóbaros

38 Síntesis de contenidos
Teoría atómica Átomo Partículas subatómicas Electrón Protón Neutrón Pérdida Ganancia Nº atómico Nº másico Catión Anión

39 Estructura Electrónica de los Átomos.
Sabemos que las propiedades químicas de los elementos se deben al numero de protones y electrones de sus átomos. Sin embargo, existen elementos con similares características químicas. - Helio, neón, argón son gases no reactivos. -Sodio y potasio son metales blandos, muy reactivos, - Fluor y cloro son gases muy reactivos que reaccionan con H de a un átomo. - Carbono y silicio pueden formar polímeros. Lo que reacciona de un elemento no es su átomo, sino que son sus electrones. Esto provoca “arrastre” del átomo (se vera en Enlace Químico) Las características químicas de los elementos no dependen solo del numero de electrones, sino también de la distribución de ellos en el átomo. El átomo posee una cierta Estructura Electrónica.

40 Estructura Electrónica de los Átomos.
Estudio de la estructura electrónica del átomo: Química Cuántica. Planck (1900): energía liberada o absorbida en “paquetes” o cuantos. Bohr (1913): - los electrones están localizados alrededor del núcleo en niveles de energía. (orbitas o niveles de energia). - Las orbitas mas lejanas poseen mayor energía, y viceversa. - un electrón emite o capta energía cuando pasa de un estado a otro.

41 Estructura Electrónica de los Átomos.
De Broglie (19): - el electrón de mueve en su orbita a una velocidad de 5.96 x 106 m/s….dada su alta velocidad y su baja masa el electron se comporta como onda (propiedades ondulatorias del electron). Heisemberg(1920)-Schrödinger (1926): - cada nivel de energía posee “otras orbitas” o subcapas, llamadas orbitales. Como el electron se comporta como onda, no tiene localizacion especifica, solo existen “probabilidades” de localizacion espacial. Estas probables localizaciones son los orbitales. - cada orbital posee un determinado nivel de energía. - cada nivel de energía posee un numero determinado de electrones.

42 Estructura Electrónica de los Átomos.
Numero de electrones por niveles Núcleo Atómico

43 5. Estructura Electrónica de los Átomos.

44 5. Estructura Electrónica de los Átomos.
Uhlenbeck-Goudsmit (1925): - Cada electrón gira sobre si mismo (spin) Pauli (1925): principio de exclusión. - en cada orbital puede haber solo hasta dos electrones, con spines opuestos.

45 5. Estructura Electrónica de los Átomos.
Cada elemento posee un numero y distribución espacial de electrones que es característica de cada elemento. La distribución espacial de los electrones en los átomos de cada elemento se llama Configuración Electrónica. La configuración electrónica basal es en la que sus electrones se encuentran en su mas bajo nivel de energía.

46 5. Estructura Electrónica de los Átomos.
Dado el principio de exclusión de Pauli, los orbítales se llenan en orden de energía creciente, con máximo de dos electrones por orbital.

47 5. Estructura Electrónica de los Átomos.
La Configuración electrónica de todos los elementos se indica en la tabla periódica. Las características reactivas de un elemento químico esta dada por el numero de electrones en el nivel de energía mas externo (Orbital de Valencia o estado de oxidación)…se vera con mayor detalle en “Enlace Quimico”.

48 6. Tabla Periódica. Luego de la teoría atómica de Dalton se buscaron regularidades químicas de los elementos. Desarrollo de la Tabla Periódica por Mendeleev (1869). Tabla periódica: tabla en la que se encuentran agrupados los elementos químicos que tienen propiedades químicas semejantes.

49 6. Tabla Periódica. Los elementos en la tabla periódica se ordenan en grupos y periodos: Grupos: - columnas.

50 6. Tabla Periódica. Grupos:
- se designan por números (antes con letras…es la que mas se usa).

51 6. Tabla Periódica. Grupos
- relacionados con en numero de electrones en el orbital electrónico mas externo. - los elementos de un grupos poseen ciertas similitudes químicas (reactividad) - alcalinos (1A) - alcalino-terreos (2A) - halogenos (7A) - gases nobles (8A) - metales de acuñación (para hacer monedas, 1B)

52 6. Tabla Periódica. Periodos: - filas.
- relacionadas con numero de orbítales electrónicos de los elementos

53 6. Tabla Periódica. Numero de niveles de energia, y electrones en capa mas externa de: Ni Co Ar Bi Mo Ta Cl

54 6. Tabla Periódica. ¿Cómo será la distribución de los elementos de la tabla periódica de acuerdo a su tamaño?

55 6. Tabla Periódica. Radio atómico: distancia entre el núcleo del átomo y el ultimo nivel electronico (tamaño del átomo) - dentro de un grupo, el radio atómico aumenta a medida que se baja en al columna (numero de niveles de energía) - dentro de un periodo, el radio atómico disminuye a medida que se avanza a la derecha (atracción sobre electrones aumente a mayor numero de electrones)

56 6. Tabla Periódica. Mayor Menor
El comportamiento químico de un elemento esta relacionado con la capacidad que tiene dicho elemento de perder un electrón. Energía de Ionización: energía requerida para eliminar un electrón de un átomo. Mientras mas alta, mas difícil quitar un electrón. Relacionado con la electronegatividad. Mayor a medida se aumenta numero atómico en un periodo, Menor a medida se aumenta numero atómico en un grupo. Mayor Menor