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El átomo y su estructura atómica

  1. EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA ATÓMICA
  2. HISTORIA DEL ÁTOMO Átomo viene del latín atomus, y éste del griego άτομος, indivisible. La idea del átomo se remonta a épocas muy lejanas en las cuales todavía no se podía realizar ninguna prueba experimental sobre la existencia del mismo, lo cual dejaba esta idea en algo netamente filosófico. Los primeros en postular una idea sobre el átomo fueron los miembros de la ESCUELA ATOMISTA DE LA ANTIGUA GRECIA, en un concepto en el cual se decía que los átomos eran un bloque básico e indivisible que compone la materia y el universo. LEUCIPO: vivió alrededor del año 450 a.c. y decía que la materia podía ser dividida en partículas cada vez menores, hasta llegar a un límite. DEMÓCRITO: discípulo de Leucipo, vivió alrededor de 470 a 380 a.c. y afirmaba que la materia era discontinua, esto es, la materia era formada por minúsculas partículas indivisibles, las cuales fueron denominadas "de átomo" (que en griego significa indivisible). Demócrito postuló que todos los tipos de materia eran formados a partir de la combinación de los átomos de 4 elementos: agua, aire, tierra y fuego. El modelo de la materia discontinua fue rechazado por uno de los grandes filósofos de la época: Aristóteles, quien afirmaba que la materia era continua, esto es, la materia vista como un "todo entero" (contrastando con la idea de que la materia era constituida por minúsculas partículas indivisibles).
  3. MODELO ATÓMICO DE DALTON FUE EL PRIMER MODELO ATÓMICO CON BASES CIENTÍFICAS, FUE FORMULADO EN 1808 POR JOHN DALTON. Publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna
  4. POSTULADOS DE DALTON 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos, los cuales son indivisibles y no se pueden destruir. 2. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas mientras que los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes. 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 de átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas. 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.
  5. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Esta teoría tiene dificultades para explicar algunas propiedades del átomo como los rayos catódicos, la electronegatividad ni la presencia de cargas, por esta razón fue descartada y se le dio paso a una nueva teoría.
  6. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON La primera evidencia de partículas subatómicas y por tanto no eran indivisibles como postulaba Dalton Se realizó estudios de la conductividad eléctrica de gases a bajas presiones
  7. DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRON Los gases son aislantes para voltajes bajos sin embargo a voltajes elevados se vuelven conductores Un tubo de vidrio contiene un gas se hace parcialmente vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores denominados rayos catódicos Los rayos catódicos son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos
  8. MODELO ATÓMICO DE THOMSON • Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación J.J. Thomson demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó ELECTRONES • MODELO DEL BUDÍN, DONDE LOS ELECTRONES SON COMO LAS "FRUTAS" DENTRO DE UNA "MASA" POSITIVA, TAMBIÉN CONOCIDO COMO EL PASTEL DE PASAS
  9. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Propuesta en 1904. Se trata del modelo conocido informalmente como elpudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como 'ciruelas' negativas incrustadas en un 'pudín' de materia positiva. EL ÁTOMO ESTÁ COMPUESTO POR ELECTRONES DE CARGA NEGATIVA EN UN ÁTOMO POSITIVO, COMO PASAS EN UN BUDÍN. SE PENSABA QUE LOS ELECTRONES SE DISTRIBUÍAN UNIFORMEMENTE ALREDEDOR DEL ÁTOMO. EN 1906 THOMSON RECIBIÓ EL PREMIO NOBEL DE FÍSICA POR ESTE DESCUBRIMIENTO.
  10. MODELO DEL ÁTOMO CÚBICO DE LEWIS MODELO DEL ÁTOMO CÚBICO DE LEWIS, DONDE LOS ELECTRONES ESTÁN DISPUESTOS SEGÚN LOS VÉRTICES DE UN CUBO, QUE EXPLICA LA TEORÍA DE LA VALENCIA. LEWIS PROPUSO SU MODELO DE ÁTOMO EN 1916 Y A LA VEZ PUDO EXPLICAR DE UNA MANERA SENCILLA EL ENLACE QUÍMICO, COMO UN PAR DE ELECTRONES QUE MANTIENE UNIDOS A DOS ÁTOMOS. EL FUNDAMENTO DEL MODELO SON LOS PARES ELECTRÓNICOS; LA ESTABILIDAD DE LOS COMPUESTOS SE EXPLICA PORQUE COMPLETAN 8 ELECTRONES EN SU CAPA MÁS EXTERNA.
  11. DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Ernest Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de atómo macizo existente.
  12. DESCUBRIMIENTO DEL NÚCLEO ATÓMICO • Mediante un análisis matemático de las fuerzas involucradas, 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, lo que explicaba por qué la mayoría de las partículas que bombardeaban la lámina de oro, pasaran a través de ella sin desviarse.
  13. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD • Llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear. El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza. • El núcleo es la parte central, de tamaño muy pequeño, donde se encuentra toda la carga positiva y, prácticamente, toda la masa del átomo (responsable de la desviación de las partículas alfa) • La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa • Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.
  14. MODELO ATÓMICO DE BOHR Tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trató de incorporar en él la teoría de “cuantos de energía” desarrollada por Max Planck y el efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein. En 1913, Bohr postuló la idea de que el átomo es un pequeño sistema solar con un pequeño núcleo en el centro y una nube de electrones que giran alrededor del núcleo. Hasta aquí, todo es como en el modelo Rutherford.
  15. Lo original de la teoría de Bohr es que afirma: a) Que loos electrones solamente pueden estar en órbitas fijas muy determinadas, negando todas las demás. b) Que en cada una de estas órbitas, los electrones tienen asociada una determinada energía, que es mayor en las órbitas más externas. c) Que los electrones no irradian energía al girar en torno al núcleo. d) Que el átomo emite o absorbe energía solamente cuando un electrón salta de una órbita a otra. e) Que estos saltos de órbita se producen de forma espontánea. f) Que en el salto de una órbita a otra, el electrón no pasa por ninguna órbita intermedia.
  16. MODELO ATÓMICO DE BOHR El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor, sino valores fijos. Cuando un electrón salta de una órbita a otra, lo hace sin pasar por órbitas intermedias. Es pertinente recordar lo que dijo Einstein: "... debemos admirar humildemente la bella armonía de la estructura de este mundo, en la medida en que podamos comprenderlo. Eso es todo."
  17. MODELO ATÓMICO DE BOHR • En el modelo de Bohr, se estipula que la energía del electrón es mayor cuanto mayor sea el radio r. • Por lo cual, cuando el electrón salta a una órbita de menor radio, se pierde energía. Esa energía perdida es la
  18. RESUMIENDO • Los electrones no irradiarían energía (luz) si permanecieran en órbitas estables. • Pero si saltan de una órbita de menor energía a una de mayor energía, el electrón absorbe un cuanto de energía • Si el electrón pasa de una órbita de mayor energía a una de órbita más interna, pierde energía y la energía perdida es lanzada al exterior en forma de radiación (luz): el electrón desprende un cuanto de energía, un fotón. • Niels Bohr dedujo que la frecuencia de la luz emitida por un átomo, está relacionada con el cambio de energía del electrón, siguiendo la regla cuántica de Planck "cambio de energía/frecuencia=constante de Planck".
  19. EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA ATÓMICA
  20. ESTRUCTURA ATÓMICA El átomo es la unidad más pequeña posible del elemento por ende no se puede ver a simple vista A través de los años el átomo ha sufrido varios cambios de acuerdo a evidencias que surgen con los años y las nuevas tecnologías Surgen nuevos modelos atómicos : Dalton 1803, Thompson 1897, Bohr 1913 y el modelo de la nube de electrones
  21. Átomo Envoltur a Nucleone s Núcleo Elípticas Estructur a Protones Órbitas Circulare s Electrone s Neutron es Heliones Neutrini os Positron es Constitución del átomo
  22. PARTES DEL ÁTOMO Protón •Es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1.836 veces mayor de la de los electrones. Neutrón •Carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo Electrón •Partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo, estos giran en torno a su núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. •En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, son átomos eléctricamente neutros. Si un átomo capta o pierde electrones, se convierte en un ion
  23. • Es eléctricamente neutro • Mide 1 x 10 -8 cm • Pesa 1 x 10 -24 g • Poseen número atómico (Z) protones = electrones • Poseen masa atómica (A) protones + neutrones • Pertenecen a distintos periodos (mismo número de niveles de energía) • Pertenecen a diferentes grupos (número de electrones del último nivel de energía) Características del átomo ZXA Elemento químico
  24. IONES IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdido electrones. Pueden ser: CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones. ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.
  25. ISÓTOP OS
  26. ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente número másico(A). EA Z El número de protones que existen en el núcleo, es igual al número de electrones que lo rodean. Este número es un entero, que se denomina número atómico y se designa por la letra, "Z". La suma del número de protones y neutrones en el núcleo se denomina número másico del átomo y se designa por la letra, "A".
  27. El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A-Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico. No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. En un elemento natural, la abundancia relativa de sus isótopos en la naturaleza recibe el nombre de abundancia isotópica natural. La denominada masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isotópos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa. ISÓTOP OS
  28. ISÓTOP OS
  29. Cabe destacar que gran parte de los elementos químicos cuentan con más de un isótopo. Apenas veintiún elementos, como el sodio, tienen un único isótopo natural. Es posible dividir los isótopos en isótopos estables e isótopos no estables o radiactivos. El isótopo radiactivo cuenta con un núcleo atómico inestable ante el equilibrio existente entre los protones y los neutrones. Esta misma característica hace que emita energía cuando muta de forma hacia condiciones más estables. Los isótopos no estables experimentan un periodo de desintegración donde la energía es emitida como rayos beta, alfa o gamma. Los isótopos radiactivos artificiales son utilizados en la medicina con diversas funciones, como la detección de bloqueos en los vasos sanguíneos. Los isótopos radiactivos naturales, por su parte, se utilizan para establecer cronologías. ISÓTOP OS
  30. COMPLETE LA SIGUIENTE TABLA
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