1             Departamento de Ciencias y Tecnología             Subsector: Química             Profesor: Carlos Donoso E. ...
2Principios del modelo de Dalton1.- Los átomos son partículas reales separadas o independientes que no se pueden dividirpo...
3La masa de la partícula positiva tenía alrededor de 1800 veces más masa que la                              partícula neg...
4Experimento de RutherfordRutherford dirigió las emisiones de una fuente radiactiva sobre una lámina delgada deoro. Para p...
5Cationes: átomos que han perdido uno o más electrones. Ejemplos: Na +, Ca+2, Fe+3Aniones: átomos que han recibido o captu...
6Origen de la teoría cuántica      Aunque el modelo atómico de Rutherford explicaba con éxito las evidenciasexperimentales...
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Guía de apoyo n°2 q1 m 2012 introducción a la teoría atómica

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Guía de apoyo n°2 q1 m 2012 introducción a la teoría atómica

  1. 1. 1 Departamento de Ciencias y Tecnología Subsector: Química Profesor: Carlos Donoso E. Nivel: Primer año Medio Año: MMXIII Guía de Apoyo nº2: Introducción a la teoría atómica moderna Objetivos: -Describir investigaciones científicas clásicas o contemporáneas relacionadas con la estructura de la materia. -Explicar características de los átomos en relación con su modelo -Diferenciar los conceptos de isótopo, isóbaro, isótono, catión y anión -Obtener Z, A, números de electrones, protones y neutrones de un elemento a partir de información del átomo. -Valorar el conocimiento del origen histórico de conceptos y teorías sobre la estructura de la materia. .Introducción:Los griegos y el átomo. En la búsqueda de una explicación sobre la constitución de la materia, los griegosdesarrollaron varias ideas, entre las cuales destacan las planteadas por Aristóteles,Leucipo y Demócrito.Aristóteles creía que la materia estaba conformada por la mezcla de cuatro elementos ofuerzas fundamentales, que denominó: aire, agua, tierra y fuego. Entre estos estabanestados intermedios por los que la materia pasaba en su proceso de transformación:caliente, seco, húmedo y frío.Leucipo en cambio planteo que si la materia era dividida en forma consecutiva, elproceso no tendría el carácter de infinito, sino que se llegaría a una partícula pequeña einvisible que ya no podría seguir dividiéndose. Más tarde Demócrito bautizó a estapartícula como átomo.Sin embargo, este primer “modelo” constituye el resultado de aplicar el pensamientoracional sobre los hechos observados, sin la comprobación experimental que sueleacompañar a nuestros conocimientos actuales. Es por tanto, un “modelo no empírico”.El modelo de Dalton. La primera comprobación experimental de las propiedades de los átomos quecaracterizaban la materia, llegó de la mano de John Dalton (1766-1844).Las leyes de combinación de los elementos para formar compuestos: Ley de Dalton de lasproporciones múltiples, ley de Proust (1754-1826) de las proporciones definidas, la leyde Lavoisier (1743-1794) de la conservación de la masa en las reacciones químicas y laley de Avogadro (1776-1856), hablaban indirectamente de las características de estosátomos.Dalton se percató de esto y tomando como base las ideas de Leucipo y Demócrito,plantea un modelo, que a diferencia de los griegos, es empírico. Sus resultados lospublica en 1808 en su obra titulada New System of Chemical Philosophy.
  2. 2. 2Principios del modelo de Dalton1.- Los átomos son partículas reales separadas o independientes que no se pueden dividirpor ningún proceso químico conocido. conocid2.- Los átomos del mismo elemento (oxígeno, cobre, oro, etc.) son iguales entre sí en todossus aspectos y de igual peso.3.- Los átomos de elementos diferentes tienen propiedades diferentes, como peso,afinidad, etc.4.- Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos de distintos elementosen simples proporciones numéricas. numéricasEl Modelo de ThomsonLa electricidad tiene la palabra Los griegos sabían de ciertos fenómenos, como por ejemplo, el que observaban alfrotar con piel animal un trozo de ámbar (ηλεκτρον) que en griego se dice “ ) “elektron”. Elresultado era que el ámbar (savia fosilizada) podía atraer, de esta manera, trocitos dehierba seca.Posteriormente y alrededor del 1800, hombres de ciencia de la talla de B. Franklin(1706-1790), A. Volta (1745-1827), L. Galvani (1737-1798), A. M. Ampère (1775-1836), 1827),M. Faraday (1791-1867) investigaron este fenómeno, que llamaron “eléctrico” y que se 1867)presentaba en sólidos (metales) y en sales disueltas ofundidas.Faltaba por investigar el comportamiento eléctrico de nvestigarlos gases.W. Crookes (1832-1919) desarrollo, a mediados de 1919) desarrollo 1800, un aparato, que se denominó “tubo de descarga”. En él comprobó que al aplicar una descarga eléctrica sobre un gas encerrado, éste brillaba intensamente. Pero si extraía parte del gas, la brillantez de la luz iba cediendo y da daba paso a un débil haz que partía en el cátodo y terminaba en elánodo.Denominó a estas emisiones: rayos catódicos. catódicosPosteriormente investigó la naturaleza de estos rayos, notando que poseían carga rayos,eléctrica negativa. Las partículas negativas que formaban el rayo catódico fueron .bautizadas como electrones.En 1886 E. Goldstein (1850-1930) descubre los rayos positivos o rayos canales y J. J. 1930)Thomson (1856-1940), determina en 1898 la relación carga/masa (q/m), que le permite 1940),afirma que:
  3. 3. 3La masa de la partícula positiva tenía alrededor de 1800 veces más masa que la partícula negativa.Con estos antecedentes, Thomson postula un nuevo modelo para el átomo. Principios del modelo de Thomson 1.- La materia es continua y está formada por átomos eléctricamente neutros. neutros 2. La masa de los átomos posee carga eléctrica positiva. 3.- Los electrones están incrustados en la masa del átomo en cantidad suficiente para garantizar la neutralidad.Modelo de RutherfordDescubrimiento de la radiactividad Casi al empezar el siglo XX H. Becquerel (1952-1908) descubre que un mineral de 1908) uranio tiene la capacidad natural de producir emisiones. Logra identificar sus características y las bautiza como rayos α, β y γ. Los rayos α sonde naturaleza positiva y los identifica con átomos ionizados de He, los rayos β, en cambio, están conformados por partículas negativas. Finalmente, los rayos . γ no tienen carga ni masa, concluyendo que son energía pura. M Curie (1867-1934) y P. Curie (1859- 1906), continuarán con las investigaciones comenzadas por Becquerel y descubrirándos nuevos elementos, el Polonio y el Radio, inaugurando así la era de la ,Radiactividad.
  4. 4. 4Experimento de RutherfordRutherford dirigió las emisiones de una fuente radiactiva sobre una lámina delgada deoro. Para poder detectar las partículas α que usaría como proyectiles, rodeo todo con unapantalla recubierta de ZnS (sulfuro de cinc), que es un centellador, es decir, unasustancia que al ser impactada por las partículas produce destellos.Principios del modelo de Rutherford1.- La materia está formada por átomos que presentan un gran espacio vacío.2.- La masa del átomo está concentrada en un espacio pequeño y central, llamado núcleo,que posee carga eléctrica positiva3.- Los electrones giran describiendo órbitas alrededor del núcleo y se encuentran encantidad suficiente para asegurar la neutralidad eléctrica. eléctricaConceptos relacionados con el átomo:Número Atómico (Z): Cantidad de protones que posee un átomo. Si el átomo es dadeléctricamente neutro, el número atómico, corresponderá también a la cantidad deelectrones.Número Másico (A): Corresponde a la suma de los protones y neutrones que posee un ):átomoNotación: Sea X el símbolo de un elemento, podemos anotar Z y A, de las siguientes ción:formas:Tipos de átomosIsótopos: átomos que presentan igual Z y distinto A. Ejemplo: 8O16, 8O17 :Isóbaros: átomos que presentan distinto Z e igual A. Ejemplo: 7N14, 6C14 :Isótonos: átomos que presentan igual cantidad de neutrones. Ejemplo: : 14Si30, 15P31
  5. 5. 5Cationes: átomos que han perdido uno o más electrones. Ejemplos: Na +, Ca+2, Fe+3Aniones: átomos que han recibido o capturado uno o más electrones. Ejemplos: S-2, F-Nota: Los cationes y aniones se clasifican en general como iones.Las partículas subatómicas Partícula Carga Masa Símbolo Protón +1 1 p Neutrón 0 1 n Electrón -1 1/1840 eValores de Carga y Masa de las partículas subatómicas (En S.I) Partícula Carga (Coulomb) Masa (Kg) −19 Protón 1.6021× 10 1.6725 × 10−27 Neutrón 0 1.6748 × 10−27 Electrón 1.6021× 10−19 9.1091× 10−31
  6. 6. 6Origen de la teoría cuántica Aunque el modelo atómico de Rutherford explicaba con éxito las evidenciasexperimentales observadas hasta el momento, era en sí mismo inconsistente.Ya era conocido en aquella época que cuando una carga eléctrica se mueve conmovimiento acelerado, pierde energía en forma de radiación electromagnética. Por lo do,tanto, como el electrón en movimiento circula alrededor del núcleo está sometido a unaaceleración centrípeta, debe perder energía en forma de radiación electromagnética.La pérdida de energía conduciría a que la trayectoria del electrón fuera cada vez más gíacercana al núcleo hasta que el electrón terminara precipitándose sobre él yaniquilándose. Por el contrario, sabemos que el átomo es un sistema de partículasestables. Por lo tanto, es necesario establecer otro modelo atómico que, además de cesarioofrecer explicación a los fenómenos observados, no vulnere las leyes de la física.Espectros atómicos de emisiónLos cuerpos calientes emiten energía en forma de radiación, y lo hacen en formacontinua, es decir, la radiación está formada por todas las frecuencias, desde laspequeñas a las grandes.Por el contrario, el espectro de emisión de los elementos gaseosos a baja presión no escontinuo, sino que la radiación está formada por algunas frecuencias que se pueden , frecuenciasseparar por métodos ópticos (usando un prisma).Si la radiación descompuesta en las distintas radiaciones que la componen se registra enuna placa fotográfica, se observan unas bandas de color sobre fondo negro, por lo que negroestos espectros se conocen con el nombre de espectros de rayas. pectrosEspectro de emisión del hidrógenoEl espectro de emisión del hidrógeno es el más sencillo de todos y, por ello, el másestudiado. Se compone de varias series de bandas, que aparecen en la zona ultra ultravioleta,en la visible y en el infrarrojo.
  7. 7. 7La primera serie que se observó fue, por razones obvias, la de frecuenciascorrespondientes a la porción visible del espectro. La descubrió y estudió el físico suizo J.J. Balmer (1825 – 1898), por lo que se conoce con el nombre de serie de Balmer. En1885 obtuvo una forma empírica que reproducía numéricamente las longitudes de ondade las radiaciones observadas. 1 1 1  = R ⋅ − 2  λ 4 n donde λ: Longitud de onda de la radiación que genera cada línea. R: Constante de Rydberg, cuyo valor es: 1.097 × 107 m-1. n: Variable que puede tomar valores enteros mayores que 2.Al estudiar la radiación no visible se detectaron otras series de líneas o rayas que seconocen, también, con el nombre de sus descubridores:Lyman, formada por radiación ultravioletaPaschen, Brackett y Pfund, formadas por radiación infrarrojaEl físico sueco J. Rydberg (1858 – 1919) halló la expresión empírica que relaciona laslongitudes de onda de las radiaciones observadas en las diferentes series espectrales delhidrógeno. Ésta es muy similar a la obtenida por Balmer para la serie visible delespectro. La ecuación de Rydberg es la siguiente: 1  1 1  = R ⋅ 2 − 2  λ  n1 n2 donde n1 y n2: Variable que puede tomar valores naturales, de manera que n1<n2.Esta ecuación sólo reproduce los valores encontrados experimentalmente, pero no ofreceninguna explicación del fenómeno.En 1913 Niels Bohr estableció un nuevo modelo atómico basado en nuevas yrevolucionarias teorías: la teoría cuántica de Planck y la teoría corpuscular de la luz deEinstein.

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