para mis compis :)

1. MODELOS ATÓMICOS Y ESTUDIOS DEL
ÁTOMO Y SUS PROPIEDADES .
CORPORACIÓN MUNICIPAL DE DESARROLLO SOCIAL
LICEO BICENTENARIO DIEGO PORTALES
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS
PROFESORA: CECILIA ARAYA LÓPEZ

2. ÁTOMO
• En el siglo V a.c., el
filósofo griego
Demócrito expresó la
idea de que toda la
materia estaba
formada por partículas
muy pequeñas e
indivisibles a las que
llamó átomos (‘sin
división’).

4. LOS ÁTOMOS DE DALTON
Dalton publicó su teoría
atómica, en la que postuló que:
• Los elementos están formados
por partículas extremadamente
pequeñas llamadas átomos.
• Todos los átomos de un
elemento químico dado son
idénticos en su masa y demás
propiedades.
Para Dalton
eran esferas
macizas.

5. LOS ÁTOMOS DE DALTON
• Los átomos de
diferentes elementos
químicos son distintos.
En particular, sus masas
son diferentes.
• Los átomos son
indestructibles y
mantienen su identidad
en los cambios químicos.

6. Tubo de Rayos Catódicos
( - ) ( + )
A MEDIADOS DEL SIGLO XIX
VACIO
Emisión de luminosidad

7. Tubo de Rayos Catódicos
( - )
( + )
El haz está constituído por partículas(calor, giro de paletas) y se
propaga en linea recta (sombra nítida).

8. MODELO ATÓMICO DE THOMSON
• Joseph Thomson cambió
dramáticamente la visión
moderna del átomo con el
descubrimiento del electrón.
Thomson propuso que el átomo
estaba formado por un
conjunto de electrones
incrustados en una masa
esférica de densidad uniforme
y carga positiva, de manera
que el conjunto era neutro y
estable.

9. MODELO ATÓMICO DE
THOMSON
Confirma que los átomos están
formados por cargas positivas como
negativas
BUDÍN DE PASAS
1903

11. Robert Millikan(1909)
R. Millikan determinan la carga y la masa del
electrón
electróngX
gcoulombsx
electróncoulombsx
m
Coulombsxe
e
/10109,9
/19759,1
/10602,1
10602,1
28
8
19
19
−
−
−
−
=
=
=

12. • En 1920 , Rutherford postuló la
existencia de una partícula neutra para
justificar la masa total.
• Por métodos similares James Chadwick
en 1932 estableció la existencia de
una tercera partícula atómica
subatómica sin carga que se llamó
neutrón cuya masa es de
1,6749x10-24
g.

13. Descubrimiento del protón
• Carga de la partícula 1,602x10-19
Coulombs
• Masa prácticamente igual a la del átomo
• de Hidrógeno.
• mH =1840 x me-
• Goldstein determina la relación carga/masa
a través de los rayos canales.
(+)
(+)
(+)
(+)
(+)
(-)
(-)
(-)
(-)
(-)
(-)
(-)

14. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
• Ernest Rutherford ejecutó una serie de experimentos
con partículas α radiactivas.La experiencia más
importante consistió en bombardear una finísima
lámina de oro con estas partículas. Las partículas α
atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre
una pantalla de sulfuro de cinc.

15. EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
• El resultado del experimento fue
sorprendente: algunas partículas
atravesaban la lámina sin desviarse o
eran desviadas en pequeños ángulos.
Otras eran dispersadas en ángulos
bastante grandes, incluso en 180º.
Rutherford dedujo que dentro del
átomo tendría que haber un objeto
con carga positiva y con la masa
suficiente para que las pesadas
partículas α no lo hicieran a un lado.
Había descubierto el núcleo atómico.

16. • Razonamiento:
• Partículas que son rechazadas por una
lámina de oro de espesor de 4 x 103
Å.
(1 Å = 1x10-10
m)
• 1 de cada 100.000 partículas.
• Diámetro de un átomo de oro , aprox. 4
Å.
• Si una lámina ideal, fuera del espesor
de un átomo de oro, es decir 1000
veces más delgada que en el
experimento anterior, entonces...

17. MODELO ATÓMICO DE
RUTHERFORD
Rutherford propuso que el
átomo consistía en un
pequeño y denso núcleo
de partículas cargadas
positivamente en el centro
(o núcleo), rodeado por un
remolino de electrones.
Es neutro, porque el número
de electrones es igual al de
protones.

18. LIMITACIONES AL MODELO DE
RUTHERFORD
• Toda partícula acelerada, como es el caso del electrón
cuando gira describiendo una órbita, emite energía en
forma de radiación electromagnética. En consecuencia, el
electrón pierde energía en forma continua, provocando
un movimiento cada vez más veloz y a distancias del
núcleo cada vez más cortas, hasta que finalmente
termina precipitándose en el núcleo (catástrofe
atómica).

19. Descubrimiento del núcleo
Atómico
• Henri BecquerelHenri Becquerel(1852-1908) En 1896
descubre la radioactividad trabajando con
mineral de uranio, la pechblenda (U3O8) .
• Observó fluorescencia sin que se hubiese
expuesto el mineral a la luz.
• Intercaló barras de plomo entre el mineral y
placas fotográficas, encontrando que el
uranio emitía radiación capaz de velar las
placas.

21. Propiedades de partículas de
emisión
NATURALEZA CARGA
MASA
RELATIVA
VELOCIDAD
α= Nucleos de Helio Carga +2
4 veces la del
Protón
1/10 c
β= Electrones -1
Igual a la del
electrón
Cercano c
δ= Radiación
Electromagnética
de Alta Energía
0 No tiene masa c

22. LOS RAYOS X
• En el transcurso de su
estudio sobre descargas
eléctricas en gases, el
físico alemán Roentgen
descubrió la existencia de
una radiación invisible
muy penetrante que era
capaz de ionizar el gas y
provocar fluorescencia
en él. Como desconocía
el origen de esta
radiación, le dio el
nombre de rayos X.

23. LOS RAYOS X EN MEDICINA
• La propiedad de los rayos x de
atravesar cuerpos opacos
depende de la composición de
éstos. La madera, la carne, el papel,
compuestos por elementos químicos
ligeros, no absorben los rayos x.
Pero sí lo hacen los materiales como
el plomo, el hueso y el acero,
formados por elementos químicos
pesados. Para sacar radiografías,
sólo los rayos x, que llevan la
dirección de la carne, impresionan la
placa, que aparece negra al
revelarse. Por eso, los huesos
aparecen blancos sobre un fondo
oscuro.

24. MODELO ATÓMICO DE BOHR
• Niels Bohr propone un nuevo modelo atómico, en
el que se mantiene la estructura planetaria
propuesta por Rutherford, pero se utilizan los
principios cuánticos sobre la emisión de energía,
introduciendo una serie de condiciones sobre el
comportamiento del electrón.
• Para realizar su modelo,
utiliza el átomo de hidrógeno
con un protón en el núcleo y
girando a su alrededor un
electrón.

25. MODELO ATÓMICO DE BOHR
• El electrón se mueve
siguiendo órbitas circulares
alrededor del núcleo, llamadas
órbitas electrónicas.
• Cada una de éstas,
corresponde a un nivel de
energía permitido, es decir, la
energía del electrón dentro
del átomo está cuantificada.
El átomo tiene siete órbitas.
Mientras más cercano esté
el electrón al núcleo, menos
cuantos de energía necesita
para describir esa órbita.

26. MODELO ATÓMICO DE BOHR
• Los niveles de energía permitidos al electrón
son aquellos en los que su momento angular
(L = m · v · r ) es un múltiplo entero de h/2.
• Donde:
m = masa
V = velocidad del electrón
r = radio de la órbita
h = constante de Planck

27. INTERPRETACIÓN DE LOS
ESPECTROS ATÓMICOS
• Mientras el electrón
permanece en una de
estas órbitas
“permitidas”, no se emite
energía.
• Cuando el electrón baja de
un nivel energético mayor
a uno menor, libera
energía en forma de luz.
• Cuando el electrón sube de
nivel, absorbe energía.

28. INCERTEZA CLÁSICA
• Por ejemplo, si usara una regla para
medir el ancho de un tablero en
centímetros, podría decir que su
resultado es exacto hasta 0.1 (cm),
la mínima división de la regla.
Luego, la incertidumbre estimada es
± 0.1(cm).
• Ninguna medición tiene precisión absoluta; hay
incertidumbre asociada con cada medición. La
incertidumbre surge por diversos motivos. Entre los más
importantes, además de los errores, están la exactitud
limitada de todo instrumento de medición y la incapacidad
de interpretar una medida menor que la mínima
proporcionada por el instrumento.

29. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE
HEISENBERG
• Principio que afirma que es imposible medir
simultáneamente de forma precisa la posición y el
momento lineal de una partícula, por ejemplo, un
electrón. En forma similar, existe incertidumbre al medir
la energía E de una partícula en un instante t.
El principio afirma igualmente que si se determina con
mayor precisión una de las cantidades se perderá
precisión en la medida de la otra, y que el producto
de ambas incertidumbres (posición y momento o
energía y tiempo) nunca pueden ser menores que la
constante de Planck.
Así, este principio hace evidente que los sistemas
cuánticos se expresen en términos de probabilidades.

30. RESUMEN
La idea del átomoLa idea del átomo
Se concretiza enSe concretiza en
Física cuánticaFísica cuánticaModelos atómicosModelos atómicos
Propuestos porPropuestos por
DaltonDalton
Cambia con elCambia con el
desarrollo de ladesarrollo de la
Se empiezaSe empieza
a desarrollara desarrollar
En la AntigüedadEn la Antigüedad
Con DemócritoCon Demócrito
ThomsonThomson
RutherfordRutherford
BohrBohr
Que plantea un modeloQue plantea un modelo
Basado enBasado en
probabilidadesprobabilidades
De acuerdo conDe acuerdo con
Principio dePrincipio de
incertidumbreincertidumbre

31. COMPONENTES DEL NÚCLEO
ATÓMICO
• El núcleo es una masa muy compacta
formada por protones y neutrones.
• PROTÓN (p+
): Es una partícula
elemental con carga eléctrica positiva
igual a 1,602·10 -19
Coulomb y su masa
es 1840 veces mayor que la del
electrón.
La masa del protón =1,672649·10-27
(kg) = 1,00727 (uma).
• Unidad de masa atómica (UMA):
Unidad utilizada para medir
cantidades de masa muy pequeñas
en un átomo. Su valor es 1,6605·10-27
(kg).
PROTÓN

32. COMPONENTES DEL NÚCLEO
ATÓMICO
• NEUTRÓN (n)
No tienen carga eléctrica y son
casi del mismo tamaño que los
protones. Los neutrones ayudan
a reducir la repulsión eléctrica
que existe entre los protones
cargados positivamente,
estabilizando el núcleo atómico.
Su masa =1,674954·10-27
(kg)=
1,00867 (uma).
NEUTRÓN

33. COMPONENTE DE LA CORTEZA
ATÓMICA
• ELECTRÓN (e-)
Tienen carga eléctrica negativa
y son de menor tamaño que los
protones. Los electrones giran
alrededor del núcleo del átomo y
le entregan la neutralidad. Los
giros del electrón son +1/2 y
-1/2
Su masa =9,109382·10-31
(kg)=
5,485799·10-4
(uma).
NEUTRÓN

34. NOTACIÓN ATÓMICA Z, A
• NÚMERO ATÓMICO (Z)
Corresponde al número de protones
presentes en el núcleo atómico.
Como los átomos son neutros, este
número corresponde también al
número de electrones del átomo.
• NÚMERO MÁSICO (A)
Corresponde a la cantidad de
protones más neutrones presentes
en el núcleo. A la suma de protones
más neutrones se le llama
nucleones.
• El número de neutrones presentes
en el núcleo, se puede calcular
como A - Z

35. ISÓTOPOS
• Son aquellos átomos cuyos núcleos
tienen el mismo número de protones
y diferente número de neutrones. Es
decir, el número atómico (Z) es el
mismo, sólo varía el número másico
(A).
• Por ejemplo, para los isótopos de
hidrógeno, tenemos:
a) Hidrógeno común: Tiene un protón
en el núcleo.
b) Deuterio: Tiene un protón y un
neutrón en el núcleo.
c) Tritio: Tiene un protón y dos
neutrones en el núcleo.

36. Isótopos
8O16
8O17
8O18
A
Z
 Átomos cuyos núcleos tienen el mismo número de
protones (Z) y diferente número másico (distinto A).
n
8 8 8
8 9 10
16 17 18
p+ 8 8
n
8
e- 8 8 8

37. Isóbaros
18Ar40
19K40
20Ca40
A
Z
 Átomos cuyos núcleos tienen el mismo número
másico (A) y diferente número atómico (Z)
n
18 19 20
22 21 20
40 40 40
p+
e-
18 18 18
18 18 18

38. Isótonos
33As78
34Se79
35Br80
A
Z
 Átomos cuyos núcleos tienen el mismo número de
neutrones, pero distinto número atómico (Z) y másico (A).
n
33 34 35
45 45 45
78 79 80
p+ 33 34 35
e- 33 34 35

39. Masa atómica promedio
 Es la suma de los productos de las masas
atómicas de los isótopos, multiplicadas por
los porcentajes de abundancias
correspondientes.
 Se expresa en U.M.A.
Masa
atómica =
Masa
Isótopo 1 x % Abundancia
+
Masa
Isótopo 2 x % Abundancia
100 %

40. Masa atómica