PPT 8vos átomos, modelos atómicos e iones.

1. UNIDAD 1: MATERIA Y
TRANSFORMACIONES:
MODELOS ATÓMICOS Y
GASES IDEALES
PROFESORA PAULINA TORRES SEPÚLVEDA.
8VOS BÁSICOS.
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2015
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2. Obj.: Conocer la simbología de la tabla periódica.
Recordemos que cada elemento químico posee átomos que comparten el mismo
número de protones en su núcleo. Como éste número identifica a cada átomo y
elemento al que pertenece se denomina Número atómico (Z).
Mientras que el número másico (A) corresponde a la suma de protones y
neutrones del elemento.
Así se cumple lo siguiente:
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Número Atómico y Másico
p+ = n° de Protones
n = n° de neutrones.

3.  http://www.lamanzanadenewton.com/materiales/quimica/lmn_qui_fch21.h
tml
 http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/actividades/thoms
on1.swf
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4. Obj.: Caracterizar la naturaleza eléctrica de los átomos al
ganar o perder electrones.
Como ya sabemos las partículas subatómicas que constituyen el átomo, dos de
ellas poseen carga eléctrica: El protón (+) y el electrón (-). Sin embargo, el electrón
al encontrarse girando en orbitales de energía y tener una masa mucho menor a la
del núcleo atómico, es muy fácil que los átomos puedan ceder o recibir electrones
desde o hacia otros átomos; dependiendo de la naturaleza del elemento.
Cuando un átomo cede uno o más electrones, queda con carga (+) y pasa a
llamase catión.
Cuando una átomo recibe uno o más electrones, queda con carga (-) y pasa a
llamarse anión.
Éstos se simbolizan en superíndice a la derecha del símbolo: Al3+
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Naturaleza Eléctrica De Los Átomos

5.  https://phet.colorado.edu/sims/html/build-an-atom/latest/build-an-atom_en.html
 http://www.educaplus.org/play-85-Part%C3%ADculas-de-los-%C3%A1tomos-e-
iones.html
 http://www.fullquimica.com/2013/09/problemas-y-ejercicios-sobre-iones.html
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6. Actividad:
1. Completa el siguiente cuadro
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Elemento Z n A e-
Na+
O-2
Li+
Al+3
Cl-
Cr3+
He2+
Mg2+
Mn4+
Zn2+
I−

7. Obj.: Conocer los modelos atómicos y los científicos que los
propusieron.
Los modelos son representaciones de estructuras y sus características, en este
caso del átomo.
En 1803 John Dalton siguió las ideas que planteó Demócrito el 400 a.C. y postuló
que:
 Toda la materia está formada por átomos.
 Todos los átomos de un elemento son iguales y poseen igual masa.
 Los átomos de diferentes elementos se combinan en proporciones de número
enteros.
 En una reacción química se produce un reordenamiento de átomos.
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Modelos Atómicos
*** Próxima Clase traer set de papel lustre pequeño, pegamento y tijeras) ***

8. El físico británico Joseph Thomson en el año 1897 estudió la descarga eléctrica
que se produce en un tubo de vidrio al vacío (sin aire), desde un polo – (cátodo) al
polo + (ánodo). Desde el cátodo se emitía un rayo eléctrico llega al ánodo, que era
desviado al momento de aplicar un imán. Dedujo entonces, que en los rayos
catódicos habían subpartículas de carga negativa a las que llamó electrones.
Supuso que éstos estaban incrustados en el núcleo atómico que debía tener carga
positiva, como las pasas en un budín. Este modelo fue llamado budín de pasas.
En 1911 Ernest Rutherford bombardearon una fina lámina de oro, con una sustancia
radiactiva que emitía partículas alfa (α). Éstas partículas atravesaban la lámina,
pero algunas rebotaban. Esto le dio a entender, que los e- debían estar girando
alrededor del núcleo y que el espacio entre ellos es vacío. Más tarde, James
Chadwick descubrió el neutrón, proponiendo un modelo de órbitas para los
electrones.
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9. Max Planck, descartó el modelo propuesto por Rutherford y Chadwick, pues si
los e- giran alrededor del núcleo, éstos debieran perder energía en forma de luz y
finalmente caerían sobre el núcleo. En 1913 Niels Böhr propuso el modelo
planetario, que postula:
 Los e- que se encuentran en niveles energéticos cercanos al núcleo poseen
menos energía, de los que están más lejos.
 Cuando el electrón se encuentra en una órbita determinada no emite luz ni
absorbe energía.
 Si el electrón absorbe energía de una fuente externa, puede “saltar” a un orbital
de mayor energía.
 Si el electrón regresa al nivel orbita menor, emite energía en forma de luz
(radiación electromagnética) .
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10.  http://nea.educastur.princast.es/repositorio/VIDEOS/2_1_nea_colab08_BACH_05
%20La%20estructura%20de%20la%20materia%20A.swf
 http://roble.pntic.mec.es/~amud0002/VIDEOS/modelosatomicos.swf
 http://www.portaleso.com/portaleso/trabajos/fisicayquimi/lamateria/modelos_at
omicos_sin_ejerc..swf
 http://portalacademico.cch.unam.mx/materiales/al/cont/exp/quim/quim1/estructu
ramateria/img/a11u1m01p05e01.swf
 http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma4.html
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11. Materiales:
Papel lustre, tijeras, pegamento.
Actividad: Crea los modelos atómicos.
 Con ayuda de las páginas 86 a 89.
 Recorta el papel lustre y utiliza los colores que prefieras para cada modelo.
 Una vez que termines el modelo, pégalo en tu cuaderno.
 Una vez pegados los modelos, debes indicar:
• Nombre del modelo.
• Científico que lo propuso y año.
• Subpartículas correspondientes a cada modelo.
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12. Obj.: Conocer los fenómenos de absorción y emisión de luz
por parte de los electrones.
Los átomos suelen estar en estado fundamental cuando se encuentran en
condiciones normales, y sus electrones se encuentran ocupando los niveles más
bajos de energía u orbitales, de acuerdo a lo planteado por Bohr.
Los electrones se pueden ver alterados cuando éstos pasan a niveles
energéticos mayores, estando así en un estado excitado.
Cuando los electrones pasan de un nivel de mayor energía a uno de menor, se
libera energía y se emite luz. Éstas partículas de luz emitidas se llaman fotones.
Cuando los electrones pasan de un nivel de menor energía a uno de mayor, éste
absorbe energía de un fotón que incidió sobre el electrón.
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Emisión y Absorción de Luz

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13http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/ma/ma7.swf

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