explicacion de la teoria atomica de la materia

2. 
 El primero en utilizar este término fue Demócrito
(filósofo griego, del año 500 a.de C.), porque creía
que todos los elementos estaban formados por
pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en
griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más
pequeña de la materia. Los átomos son la unidad
básica estructural de todos los materiales de
ingeniería.
Átomo es la porción más
pequeña de la materia.

3. 
 En la actualidad no cabe pensar en el átomo como
partícula indivisible, en él existen una serie de
partículas subatómicas de las que protones
neutrones y electrones son las más importantes.
 Los átomos están formados por un núcleo, de
tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado
por una nube de electrones, que se encuentran en la
corteza.

4. 
 ELECTRÓN: Es una partícula elemental con carga eléctrica
negativa igual a 1,602 · 10-19 Coulomb y masa igual a 9,1093 ·
10-28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de
todos los elementos.
 NEUTRÓN: Es una partícula elemental eléctricamente neutra y
masa ligeramente superior a la del protón (mneutrón=1.675 ·
10-24 g), que se encuentra formando parte de los átomos de
todos los elementos.
 PROTÓN: Es una partícula elemental con carga eléctrica
positiva igual a 1,602 · 10-19 Coulomb y cuya masa es 1837
veces mayor que la del electrón (mprotón=1.673 · 10-24 g). La
misma se encuentra formando parte de los átomos de todos los
elementos.

5. 
 La química surgió en la edad media, lo que quiere decir que ya se
conocía el átomo pero no del todo, así durante el renacimiento esta
ciencia evoluciona.
 Posteriormente a fines del siglo XVIII se descubren un gran
número de elementos, pero este no es el avance más notable ya que
este reside cuando Lavoisier da una interpretación correcta al
fenómeno de la combustión.
 Ya en el siglo XIX se establecen diferentes leyes de la combinación
y con la clasificación periódica de los elementos (1871) se potencia
el estudio de la constitución de los átomos.
 Actualmente su objetivo es cooperar a la interpretación de la
composición, propiedades, estructura y transformaciones del
universo, pero para hacer todo esto hemos de empezar de lo más
simple y eso son los átomos, que hoy conocemos gracias a esas
teorías enunciadas a lo largo de la historia.
Historia del atomo

6. 
 La teoría atómica de Dalton
 John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de
la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas
de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las
proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples,
realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:
 1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles
llamadas átomos.
 2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás
propiedades.
 3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son
diferentes.
 4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.
 5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí,
en una relación de números enteros y sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas
moléculas)

7. 
 Sir Joseph John Thomson (1856-1940). Físico británico. Según el
modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de
materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los
electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una
sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese
eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga
positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones
podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era
suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.
 Sir Joseph John Thomson demostró en 1897 que estos rayos se
desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo
positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó
también la relación entre la carga y la masa de estas partículas.
El modelo atómico de Thomson

8. 
 Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio
Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante
muy importante en el conocimiento del átomo.
 La experiencia de Ernest Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una
finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas
sobre una pantalla de sulfuro de Zinc.
 La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas
atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos,
unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180°.
 El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las
cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un
espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con
electricidad positiva fue llamado núcleo.
 Ernest Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no
tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones
El modelo de Rutherford

9. 
 Neils Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la
hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una
explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos
gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura
electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de
Rutherford.
 Este modelo implicaba los siguientes postulados:
 1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento
(niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados
estacionarios tenía una energía fija y definida.
 2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero
cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía.
 3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una
órbita circular alrededor del núcleo.
 4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los
cuales el momento angular del electrón (m · v · r) era un múltiplo entero de
h/2 · 3.14.
El modelo atómico de Bohr

10.  El modelo atómico de Schrödinger, creado en el año 1924, es considerado como un modelo
cuántico no relativista, ya que está basado en la solución de la ecuación que propuso
Schrödinger para hallar el potencial electrostático con la simetría esférica, esta solución es
conocida como átomo hidrogenoide.
 Según este modelo atómico, se dispone que los electrones eran contemplados en forma de
una onda estacionaria, además que la amplitud de la materia decaía velozmente al superar
el radio atómico.
 En el modelo atómico que propone Schrödinger se postula que los electrones son como
ondas de materia, entonces la ecuación de este describe la evolución en el tiempo y en el
espacio de esta onda material.
 Cabe recalcar que el modelo atómico de Schrödinger llega a predecir de manera adecuada
las líneas de emisión espectrales, tanto de los átomos neutros como de los átomos
ionizados.
 Además este modelo atómico llega a determinar la modificación de los diferentes niveles
de energía, siempre y cuando exista un campo magnético o un campo eléctrico. También,
realizando algunos cambios semiheurísticos este modelo llega a determinar el enlace
químico y la estabilidad que tendrán las moléculas. El modelo postula que cuando se
requiere una alta precisión en los niveles energéticos es posible emplear un modelo
parecido al de Schrödinger, solo si el electrón está descrito a través de la ecuación
relativista de Dirac, en la cual se dice que el átomo se encuentra en su propio eje.
El modelo atómico de
Schrödinger

11. 
 En resumen el modelo de Schrödinger llega a describir de forma adecuada
la estructura electrónica que tienen los átomos, pero tiene algunas
carencias y fallas como las que se explican a continuación:
 Primero el modelo de Schrödinger en lo que respecta a la formulación
original no posee el espín de los electrones, este error luego sería arreglado
en el modelo que postularían Schrödinger-Pauli.
 Luego el modelo de Schrödinger desconoce los efectos relativistas que
tienen los electrones veloces, también este error es reparado en la ecuación
que crea Dirac, en la cual incluye una descripción del espín electrónico.
 Otra falla del modelo de Schrödinger, es que no puede explicar el motivo
de porqué un electrón que se encuentra en estado cuántico excitado baja a
un nivel inferior siempre y cuando este existiera.

12. 
 En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
 El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga
positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir
son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente
igual a la de un neutrón.
 Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo
número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo
distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.
 La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los
electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran
alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que
la de un protón.
 Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número
de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide
con el número de electrones.
Estructura del átomo.

13. 
 Número atómico (Z)
 Los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo
número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento
y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa
con la letra Z.
 Como los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen
igual número de protones que de electrones. En estos casos, el
número atómico también coincide con el número de electrones.
 Número másico (A)
 La suma del número de protones y el número de neutrones de un
átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la
letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se
caracterizan por tener el mismo número atómico, es decir el mismo
número de protones pueden tener distinto número de neutrones.
Números atómico y
másico

14. 
 Isótopos
 Son átomos con el mismo número atómico y distinto número
másico. Para representar los átomos isótopos, hay que indicar el
número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z),
colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la
izquierda del símbolo del elemento.
 Así por ejemplo los isótopos del hidrógeno:
Isótopos y masa atómica

15. 
 La masa isotópica es la masa de un isótopo expresada en unidades de masa
atómica (u)
 La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la masa
del isótopo de carbono 12 . Equivale a 1,66•10-27kg
 En un elemento químico, 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.
 A = (A1.x1 + A2.x2 + A3. X3)/100
 En donde: A1, A2 , A3 son las masas de los isótopos ; x1 , x2 , x3 son las
abundancias en %. y A la masa atómica.
 Ejemplo
 La plata está constituida por una mezcla de dos isótopos de números
másicos 107 y 109. Sabiendo que la abundancia isotópica es la siguiente:
107Ag (56%) y 109Ag (44%). Deducir el masa atómica de la plata.
 A= (107x56 + 109x44)/1100 = 107,68 u.
Masa atómica

16. 
Fin.