1. TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIA
FÍSICA Y QUÍMICA 3º ESO

2. Concepción de la materia según los filósofos griegos
(Siglo V a.C.)

Empédocles, discípulo de Pitágoras defendía que el
universo estaba formado por cuatro elementos:
agua, aire, fuego y tierra.

3. 
Aristóteles añadió además, que cada uno de esos
elementos era el resultado de la unión de dos de las
siguientes propiedades: calor, sequedad, frío y
humedad. Creía además en la existencia de un quinto
elemento, el éter.
calor
húmedo
seco
frío

4. El atomismo de Leucipo y Demócrito
(S. V a.C.)

Creían que la materia se podía dividir sucesivas veces,
hasta llegar a una partícula tan pequeña que no podría
dividirse más, a la que llamaron átomo (del latín
atomum, y éste del griego ἄτομον, que significa sin
partes, que no se puede dividir, indivisible).
Demócrito de Abdera
Leucipo de Elea o de Mileto

5. Sobre las ideas de los atomistas…

Demócrito nació en el siglo V a.C en Abdera, y desde que era bien joven muchos le
tomaron como un loco por sus ideas poco comunes. Estaba obsesionado con la idea de
que dividiendo una gota de agua cada vez en partes más pequeñas se obtendrían
cada vez gotas más pequeñas. ¿Pero qué pasaría si llegase un punto en el que fuera
imposible continuar con la división?
La mayor parte de los filósofos coetáneos a Demócrito ridiculizaron su pensamiento
calificándolo de absurdo. No era posible que una partícula que ocupase un espacio no
se pudiera escindir, y en caso de que no se pudiera dividir, significaría que no ocuparía
ningún espacio y por lo tanto no sería nada… ¿Y cómo era posible de que la materia
estuviera compuesta por nada?
Este hecho provocó que todos los escritos y estudios de Demócrito fueran tomados como
parte de su locura, por lo que de las más de 70 obras que llegó a confeccionar en vida
no se conserva ninguna. Aun así, hubo algunos filósofos en los que sí que caló su
filosofía, por lo que Epicuro, cien años después de la muerte de Demócrito, fundó en
Atenas la escuela atomista. Epicuro fue un maestro de gran renombre y con gran número
de seguidores, gracias a lo cual las ideas atomistas de Demócrito se
mantuvieron, aunque tampoco Epicuro fue capaz de convencer a sus coetáneos de la
existencia de los átomos.
Leer más: http://recuerdosdepandora.com/filosofia/el-atomo-segun-leucipo-democrito-y-euclides/#ixzz13an7z8Tu
Under Creative Commons License: Attribution Non-Commercial Share Alike

6. Y “ganó” Aristóteles…

Era tal la influencia de este filósofo griego, que sus ideas
sobre la teoría de los elementos fueron las que se
mantuvieron, mientras que la teoría del atomismo fue
prácticamente olvidada hasta que la retomó Dalton en
el siglo XIX.
Platón y Aristóteles en La escuela de Atenas, de Rafael

7. Teoría atómica de Dalton

Retomando las ideas de
Leucipo y Demócrito, John
Dalton enunció la teoría
atómica, cuyos principales
puntos son:




Los elementos químicos están
formados por partículas muy
pequeñas e indivisibles llamadas
átomos.
Los átomos del mismo elemento
son iguales tanto en su masa
como en el resto de sus
propiedades.
Los átomos de elementos
diferentes son diferentes en masa
y en el resto de sus propiedades.
Los átomos de elementos
diferentes se unen entre sí para
formar compuestos.

8. La naturaleza eléctrica de la materia

Hay experiencias que ponen de manifiesto la existencia
de una propiedad en la materia: la carga eléctrica

Los fenómenos de atracción y repulsión muestran la
existencia de dos tipos de carga: una negativa y otra
positiva.

La unidad de carga eléctrica en el S.I. se llama culombio y su
símbolo es C.

9. Partículas subatómicas
Descubrimiento del electrón

En el siglo XIX, varios científicos
como Michael Faraday, Heinrich
Geissler, o Josep John Thomson
realizaron
experimentos
con
tubos de descarga de gases.
Estos tubos de vidrio en los que se
hacía el vacío, contenían en su
interior dos electrodos o placas
metálicas.
Cuando
se
conectaban estas placas a un
generador
eléctrico,
se
observaba
unos
rayos
procedentes
del
electrodo
negativo o cátodo, por lo que se
llamaron rayos catódicos.

10. 
En 1897, Joseph John Thomson observó que esos rayos:

Se propagaban en línea recta y tenían masa, por lo que eran
rayos de partículas.
http://www.youtube.com/watch?v=Z4yrVgk5Vp8&NR=1

Se desviaban hacia el polo positivo, por lo que debían ser
partículas con carga negativa.
http://www.youtube.com/watch?v=2Di5x4aTMPk
Los rayos catódicos eran rayos de partículas a las
que denominó electrones.

11. 
Al estudiar las desviaciones que se producían en los
rayos catódicos al colocar un imán, consiguió medir la
relación carga/masa de los electrones (del orden de 1012)

En 1911, Millikan midió la carga del electrón, y como ya
se conocía la relación carga/masa, se pudo deducir la
masa del electrón.


Carga del electrón = -1.602·10-19 C
Masa del electrón = 9,1096·10-31 kg

12. Partículas subatómicas.
Descubrimiento del protón.

En el año 1886 Goldstein observó en un tubo de
catódicos con el cátodo perforado, una fluorescencia
parte opuesta al tubo, frente al ánodo. Como estos
procedían del electrodo positivo o ánodo, se les llamó
anódicos.
rayos
en la
rayos
rayos

Estos rayos también se desvían en presencia de campos
eléctricos y magnéticos. Estos rayos están formados por
partículas cargadas en este caso con carga positiva. Los rayos
anódicos eran rayos de partículas a las que se denominó
protones.

13. 
Se midió la relación carga/masa del protón y se vio que
esta relación dependía del gas que se encontraba en el
tubo. ¿Por qué crees que ocurría esto?

Se midió también la carga y la masa del protón
(introduciendo en el tubo gas hidrógeno, el más ligero):


Carga del protón = 1.602·10-19 C
Masa del protón = 1,6725·10-27 kg

14. Contradicciones con la teoría atómica del Dalton

El átomo no es indivisible, sino que está formado por
otras partículas más pequeñas.

Los electrones son partículas subatómicas que poseen
carga negativa y una masa muy pequeña comparada
con la del átomo.

La mayor parte de la masa del átomo la constituyen los
protones, partículas con carga positiva.

Como el átomo es inicialmente neutro, el número de
cargas negativas y de cargas positivas en el átomo es el
mismo.

15. Modelo atómico de Thomson:
el modelo del pudin de pasas.
RECUERDA:
Un modelo es una
representación gráfica o
mental, que sirve para
interpretar cómo es algo de
lo que no se tiene una
certeza absoluta.
En 1904, Thomson ideó un modelo para el átomo:
una esfera uniforme de materia cargada
positivamente en la que estaban incrustados los
electrones en un número tal que el conjunto era
eléctricamente neutro.

16. 
Este modelo fue admitido durante años, pues explicaba
a la perfección algunos hechos experimentales como:


Las experiencias observadas en los tubos de descargas.
La formación de iones, que pueden ser de dos tipos:


Los cationes o iones positivos: se forman cuando un átomo
pierde algún electrón y queda cargado positivamente.
Los aniones o iones negativos: se forman cuando un átomo
gana algún electrón y queda cargado negativamente.

17. RADIACTIVIDAD Tras leer el texto sobre Marie y Pierre Curie y
ayudados de la teoría que hay en la página 95 del
libro, contestad a las siguientes preguntas:









¿Quién fue el primer científico que descubrió el fenómeno de la
radiactividad?
¿Cuál fue el primer elemento radiactivo que se descubrió?
¿Cómo definirías la radiactividad?
También Marie Sklodowska y Pierre Curie trabajaron investigando
sobre el fenómeno de la radiactividad utilizando el mismo mineral
de partida que Henri Antoine Becquerel ¿de qué mineral se trata?
¿Dónde conseguían ese mineral?
¿Qué otros elementos radiactivos descubrió el matrimonio Curie en
el mineral?
¿Cuántos premios Nobel recibió Marie Curie y por qué motivos se
los concedieron?
Nombra los tres tipos de radiaciones radiactivas que existen y
ordénalas según su poder de penetración.
¿Qué radiación crees que es la más perjudicial para nuestro
organismo y por qué?
Nombra alguna aplicación actual en la que se utilice la
radiactividad.

18. El átomo de Rutherford
Experiencia de Rutherford
“…este es el hecho más increible que había sucedido en
mi vida. Era como si lanzase un proyectil de 15 pulgadas
a un trozo de papel de seda y volviera y te golpease…”
Ernest Rutherford

19. 
Modelo atómico de Rutherford (1911)
•En el núcleo se concentra la
carga positiva (protones) y la
mayor parte de la masa del
átomo.
•En
la
corteza,
girando
alrededor del núcleo a gran
velocidad, los electrones. Esta
zona ocupa la mayor parte
del volumen atómico.
•El átomo está prácticamente
hueco.

20. 
El modelo atómico de Rutherford explica el experimento que este
científico hizo bombardeando partículas alfa sobre una fina
lámina de oro:

1. La mayoría de las partículas atravesaban la lámina de oro sin
desviarse.
Esto era así porque el átomo está prácticamente vacío.

2. Una pequeña proporción atravesaba la lámina con una ligera
desviación en su trayectoria.
Las partículas que se desviaban eran las que pasaban cerca del
núcleo, se repelían (ambas tienen carga positiva) y sufrían una
pequeña desviación.

3. Solo una de cada 10.000 partículas rebotaba y no atravesaba la
lámina.
Las partículas que rebotaban eran repelidas por un choque directo
con el núcleo (partículas alfa y protones tienen ambas carga positiva,
así que se repelen).

21. Descubrimiento del neutrón


Rutherford observó que la masa de los átomos era mucho
mayor que la suma de las masas de los electrones y los
protones que contenían.
Además, no entendía cómo podían estar los protones solos en
el núcleo, en un espacio tan reducido, teniendo todos carga
del mismo signo.

22. 

Rutherford predijo la existencia del neutrón, como otra
partícula que formaba parte del núcleo.
Más tarde, en 1932, Chadwick demostró la existencia de esa
partícula, el neutrón, una partícula sin carga eléctrica y de
masa muy parecida a la del protón.


Carga del neutrón= 0 C
Masa del neutrón= 1,6748·10-27 kg

23. Caracterización de los átomos

Número atómico (Z) : es el número de protones de un átomo y
es característico de cada elemento. Cuando el átomo es
neutro, el número de electrones es igual al número de
protones.

Número másico (A): es la suma del número de protones y de
neutrones que tiene un átomo en su núcleo.
X es el símbolo del elemento, que tendrá:
nº p+ = Z
nº e- = nº p+ (si el átomo es neutro)
nº n = A−Z

24. Es un átomo de calcio, que tiene:
nº p+ = 20
nº e- = 20 (porque es neutro)
nº n = 41-20 = 21
Es un ión negativo o anión de oxígeno, que tiene:
nº p+ = 8
nº e- = 10 (porque es un ión con carga negativa)
nº n = 17-8 = 9
Es un ión positivo o catión de sodio, que tiene:
nº p+ = 11
nº e- = 10 (porque es un ión con carga positiva)
nº n = 22-11=11

25. Isótopos

Los isótopos son átomos de un mismo elemento, es
decir, tienen el mismo número de protones, el mismo número
atómico, pero distinto número de neutrones, y por
tanto, distinto número másico.

Isótopos del carbono:

Isótopos del hidrógeno:
(protio)
(deuterio)
(tritio)

26. Masa atómica

¿Cómo calcularías la masa de un átomo?


Sumando la masa de las partículas que lo constituyen.
Pero, así tienes que trabajar con unidades del orden de
10-27 o 10-26 kg. ¿Cómo podemos trabajar con números
más manejables?

Definiendo una unidad más manejable y conociendo el factor
de conversión entre esa unidad y los kg. Se define la unidad de
masa atómica (u) como la doceava parte de la masa del
isótopo de carbono-12.

27. 
Así, al usar esta unidad de masa atómica, medimos las
masas de los distintos átomos por comparación con la
del carbono:



Un átomo de oxígeno 16O tiene una masa de 16 u, entonces
su masa es 16 veces la doceava parte de la masa de un
átomo de carbono-12.
Un átomo de calcio 40Ca tiene una masa de 40 u, entonces
………… …………………………………………………………………
Un átomo de fluor 19F tiene una masa de ….., entonces
………… ……………… ………… ……………………………………
………………………………………………………. ………………….

28. 
Para obtener la masa atómica de un elemento, la que
nos dan en la tabla periódica, hay que tener en cuenta
que ese elemento puede tener varios isótopos, así que
se calcula la media ponderada de las masas de los
isótopos que lo forman:
Ver ejemplo de la página 100

29. El modelo de Bohr

El modelo de Rutherford no explicaba:


Los espectros de los distintos elementos, que son un
registro de la energía que desprenden las sustancias.
No explicaba cómo era posible que los electrones
girasen alrededor del átomo sin que llegasen a
colapsar sobre el núcleo.

30. 
Propuesta de Bohr:

El electrón gira en órbitas circulares en las que no emite
energía. A estas órbitas se les llama órbitas estacionarias o
permitidas. Cada una de esas órbitas está asociada a un
nivel de energía, que es mayor, cuanto más alejada esté
la órbita del núcleo.

31. 
Si un electrón capta energía externa, adquiere una
energía suficiente para pasar de una órbita a otra
superior.

El electrón tiende a regresar a su órbita primitiva, con la
consecuente emisión de energía en forma de luz o de
calor.

32. Modelo atómico actual

El modelo de Bohr falla cuando se intenta explicar el
comportamiento de átomos distintos al átomo de
hidrógeno. Además, tampoco permite explicar el enlace
químico.

Propuesta de Sommerfeld:


Los electrones se encuentran alrededor del núcleo en
orbitales, que son regiones del espacio en las que existe una
alta probabilidad de encontrar al electrón.
Hay varios niveles de energía (similares a los de Bohr), y en
cada nivel de energía hay un determinado tipo de orbitales
en los que únicamente caben un determinado número de
electrones.

34. Diagrama de Moeller

El diagrama de Moeller es un diagrama que permite
establecer el orden de llenado de los electrones en los
orbitales, lo que nos permite determinar la configuración
electrónica de átomos e iones.
Orbitales s:
caben como máximo 2 e-
Orbitales p:
caben como máximo 6 eOrbitales d:
caben como maximo 10 e-
Orbitales f:
caben como máximo 14 e-

35. 
Configuración electrónica del átomo de Na





Z= ………
nº protones = ………
Nº electrones = ……..
Configuración electrónica del Na = ………………………………
Configuración electrónica del ión P3–




Z= ………
nº protones = ………
Nº electrones = ……..
Configuración electrónica del ión P3– = …………………………

36. 
Configuración electrónica del átomo de Hierro:





Z= ………
nº protones = ………
Nº electrones = ……..
Configuración electrónica del Fe= …………………………
Configuración electrónica del ión Ca2+




Z= ………
nº protones = ………
Nº electrones = ……..
Configuración electrónica del ión Ca2+ = ………………………

37. 
Configuración electrónica del átomo de Argón:





Z= ………
nº protones = ………
Nº electrones = ……..
Configuración electrónica del Ar= …………………………
Configuración electrónica del ión S2



Z= ………
nº protones = ………
Nº electrones = ……..
Configuración electrónica del ión S2- = ………………………

38. 
Aún queda mucho por
descubrir sobre la
estructura de la materia.
No olvidemos que la
ciencia está en continuo
cambio!!!!!!