teorías atómicas

 Todo elemento está compuesto de partículas
extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas
átomos.
 Todos los átomos de un elemento dado son
idénticos
 Los átomos de elementos diferentes tienen
propiedades diferentes (incluso masas diferentes)
 Los átomos de un elemento no se cambian en tipos
diferentes de átomos por reacciones químicas
 Los compuestos están formados por átomos de más
de un elemento que se combinan
 En un compuesto dado el número relativo de una
clase de átomos es constante
M.Sc.EMA MORENO DE MEDINA

2
La teoría atómica de Dalton
Relación de oxígeno en el CO y CO2

 La energía no se crea ni se destruye
durante los procesos químicos. Primera
ley de la termodinámica.
 Conversión de materia en energía:
ecuación de Einstein:
E=mC2
DE = DmC2

 El químico William Crookes llevó a cabo
estudios con un tubo de vidrio al vacío, en
el cual se habían insertado dos discos
metálicos llamados electrodos, uno a cada
extremo. Al conectarlos a una fuente de
alto voltaje, uno de los discos adquiría
carga + y el otro, carga -.
 Al aplicar un alto voltaje, el tubo emitía luz.
 Crookes observó que el haz se desviaba al
colocar un imán.

 El químico J.J. Thomson demostró que los
rayos catódicos se desviaban en un
campo eléctrico.
 Los rayos eran atraídos a la placa positiva
y repelidos por la negativa.
 Por consiguiente, debían estar compuestos
por partículas cargadas negativamente, a
las que Thomson llamó corpúsculos; más
tarde el físico irlandés G.J. Stoney les dio el
nombre de electrones.

 Thomson no consiguió medir la carga ni
la masa de los electrones, pero, sí logró
medir la razón de la carga e, a la masa,
m.
coulombs/gramo
e /m = 1,76x108

 En 1886, el científico alemán Eugen Goldstein llevó a cabo
algunos experimentos con un tubo de Crookes modificado
cuyo cátodo era un disco metálico lleno de orificios.
 Observó no sólo la corriente de electrones emitida por el
cátodo, sino además unos rayos positivos en la región detrás
del cátodo.
 Ahora sabemos que estas cargas positiva se forman cuando
los rayos catódicos desprenden electrones de los átomos
gaseosos neutros.

 Millikan pudo calcular la carga de una gota porque
conocía la magnitud de la fuerza eléctrica de las
placas, y podía conocer la masa de la gota.
 Luego de muchos experimentos, encontró que, si
bien la carga eléctrica de una gota de aceite no era
siempre la misma, era un múltiplo de -1,60x10-19
coulomb.
 Dedujo que era la carga de los electrones porque
una gota podía recoger uno o más electrones.

 Una vez obtenida la carga del electrón, se pudo
calcular la masa:
e /m = 1,76x108
- x - =
m = 9,11x10-28 g
8
19
1,60 10 1,76x10
m

J.J. Thomson imaginó
un átomo con cargas
negativas (electrones)
dispersas entre un
número igual de
cargas positivas
(protones).

Incidían
Emitían
Wilhelm Röntgen
1895

 El francés Antoine Becquerel estudiaba la
fluorescencia, un fenómeno que se produce
cuando ciertas sustancias químicas emiten luz al
exponerse a los rayos solares intensos.
 Una muestra de U estuvo brevemente expuesta a
la luz solar y luego guardada en un cajón junto
con una placa fotográfica, cuando fue revelada,
Becquerel, encontró imágenes de la muestra de
U.
 Así se descubre un nuevo tipo de radiación y es
Marie Curie que la llama radiactividad.

 Altamente energéticos
 Penetraban la materia
 Oscurecían placas fotográficas protegidas
con papel delgado
 No tiene partículas cargadas
 Radiación semejante a RX
 Marie Curie sugirió el nombre de
Radiactividad

NNOOMMBBRREE SSÌÌMMBBOOLLOO MMAASSAA
((uummaa))
a
b
g
CCAARRGGAA
AALLFFAA 44 22++
BBEETTAA 11//11883377 11--
GGAAMMMMAA 00 00

La mayor parte de
las partículas
alfa atravesaron
la laminilla de
oro, otras se
desviaron al
atravesarla y un
pequeño
número
rebotaron hacia
atrás.

 El número atómico de un elemento es
igual al número de protones que hay en
el núcleo de cada átomo de ese
elemento.
 El número de protones determina la
identidad de cada átomo.
 El número de neutrones es igual al
número de masa menos los protones.

 James Chadwick en 1932 bombardeó
una delgada lámina de berilio con
partículas alfa, el metal emitió radiación
de alta energía similar a los rayos gamma.
 Posteriores estudios demostraron que eran
partículas eléctricamente neutras con
masa ligeramente mayor a la de los
protones

Átomos de H - 1 p; Átomos de He - 2 p
Masa de He/masa de H debería de ser = 2
Medida de la masa de He/masa de H = 4
a + 9Be 1n + 12C + energía
El neutrón (n) es neutro (carga = 0)
Masa de n ~ masa de p = 1.67 x 10-24 g

PPAARRTTÍÍCCUULLAA SSÍÍMMBBOOLLOO CCAARRGGAA
EELLÉÉCCTTRRIICCAA
MMAASSAA
RREELLAATTIIVVAA
((uummaa))
MMAASSAA
((gg))
EELLEECCTTRRÓÓNN ee-- 11-- 11//11883377 99,,1100995533 xx 1100--2288
PPRROOTTÓÓNN PP++ 11++ 11 11,,6677226655 xx 1100--2244
NNEEUUTTRRÓÓNN nn00 00 11 11,,6677449955 xx 1100--2244
1 uma = 1,6606 x 10-24 g

Los átomos son
extremadamente
pequeños, tienen
diámetros entre
100 a 500 pm

 Son átomos de un mismo elemento que
tienen diferentes masas atómicas, por lo
tanto, diferentes neutrones.
 El H tiene 3 isótopo:
 Tritio (1 protón + 2 neutrones), es radiactivo.
 Deuterio (1 protón + 1 neutrón), hidrógeno
pesado,
 Protio (1 protón + 0 neutrones), hidrógeno
ordinario, reacciona con O2 para formar
agua.

La muestra entra en la cámara, se produce
un haz de iones positivos, los cuales se
aceleran al pasar por las rendijas de un
campo eléctrico.

Cuando los iones entran en el campo
magnético se desvían en forma distinta, lo
cual depende de la masa y su carga. Los
iones se detectan después en el extremo del
tubo.

A partir de la intensidad y la posición
de las líneas en el espectrograma
de masas, se pueden determinar los
diversos isótopos de los elementos,
así como sus abundancias relativas.

37Cl abundancia
de 24,47 %
Ma: 36,9659 uma
35Cl abundancia
de 75,53 %
Ma: 34,9688 uma

Número atómico (Z) = Número de protones en el núcleo
Número de masa (A) = Número de protones + Número de
neutrones
Núcleo = Número atómico (Z) + Número de neutrones
Los isótopos son átomos del mismo elemento (X) con
diferente número de neutrones en su núcleo
AX
Z
Número de masa
Número atómico
H 11
H (D) 21
Símbolo del elemento
H (T) 31
235U
92 U 238
92
2.3
Número atómico, número de masa e isótopos

 En 1830 se conocían 55 elementos, todos
ellos con propiedades que parecían
distintas y sin un orden evidente.
 En 1817 J.W.Dobereiner recomendó
clasificar los elementos por “triadas”,pero
no logró identificar muchos. Ejm
El promedio de las m.a del Li y K da la masa
del Na.
Ca y Ba dan la del Sr
Cl y I dan la masa del Br

 En 1864 John A.R.Newlands propuso la “ley
de las octavas”. Cuando se organizan los
elementos en orden creciente de m.a
cada octavo elemento tiene propiedades
similares.
 En 1869 Dmitri Mendeleev señaló que las
propiedades tanto físicas como químicas
de los elementos varían periódicamente al
aumentar la masa atómica, así publicó la
tabla periódica, que es parecida a la
moderna.

 Después de 2 años que Rutherford
realizó investigaciones sobre el núcleo,
Henry Moseley concluyó que los
elementos difieren de todos los demás
elementos en el número de protones
(número atómico).
 En la actualidad los elementos están
ordenados en orden creciente de n.a

 Las 2 filas de metales de transición
interna no formaban parte de la tabla
periódica de Mendeleev.
 Glenn T. Seaborg (1912-1999) participó
en el descubrimiento y preparación de
varios elementos transuránicos, también
hizo historia colocando los actínidos
debajo del cuerpo principal de la T.P.

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