EXOLICA HISTORIA ATOMICA

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 (1766-1844)
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:
1. Cada elemento se compone de partículas
extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento son idénticos.
3. Los átomos de un elementos no se transforman en
átomos diferentes en las reacciones químicas.
4. 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:
1. Ley de composición constante (o proporciones
definidas) de Proust (1800). La composición de un
compuesto puro es siempre la misma.
2. 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 (1856-1940)
 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 10-19
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 (1871-1937).
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 10-24
g (1800 veces superior
a la del electrón)
carga del protón: +1,60 x 10-19
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”.

16. NIELS BOHR (1885-1962)
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. 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:
POSTULADOS DE BORH
Donde n, es el numero cuantico principal

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:
1. ¿En qué consiste el modelo atómico de
Thomson?
2. ¿Qué son los rayos catódicos?
3. ¿Qué importancia tiene el tubo de Crookes en el
conocimiento de la Materia?
4. 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

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. 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.