Este documento resume la historia de la teoría atómica desde la antigüedad hasta principios del siglo XX. Explica las leyes clásicas de la química y los modelos atómicos propuestos por científicos como Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr. También describe la estructura del átomo y conceptos como número atómico, masa atómica e isótopos.

1. TEORIA ATOMICA Preparado por: Licda. Sheyla Acosta

2. Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos , que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.

3. Historia: modelos atómicos Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las leyes clásicas de la química :

4. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la Ley de la conservación de la masa , formulada en su libro "Elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas .

5. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA Ley de la conservación de la masa En una reacción Química existen reactivos y productos Los reactivos reaccionan para dar origen a los productos Los productos se presentan en la misma cantidad de acuerdo a los reactivos

6. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA 2. L ey de la composición definida o constante , establecida en 1801 por el químico francés Joseph Proust, establece que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas . Expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas.

7. Cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas . Siempre que tengamos estas combinaciones, obtendremos los mismos productos.

8. LEYES CLASICAS DE LA QUIMICA 3. La ley de las proporciones múltiples . Formulada por el propio Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos .

9. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica , para explicar las leyes de la Quimica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1808 John Dalton Ya vimos las leyes clásicas de la Química, ahora estudiaremos algunos descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia del átomo y su estructura

10. En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría son: 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos . 2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.

11. 3.Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas. 4.En las reacciones químicas , los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

12. 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones . De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

13. 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo . Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

14. Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas. La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños.

15. Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente. Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente , situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío Observe que solo cuando el rayo choca con el núcleo del átomo hay desviación.

16. 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

17. En el siglo XVII, Isaac Newton demostró que la luz blanca visible procedente del sol puede descomponerse en sus diferentes colores mediante un prisma. El espectro que se obtiene es continuo; contiene todas las longitudes de onda desde el rojo al violeta, es decir, entre unos 400 y 700 nm (1 nm -nanómetro- = 10-9 m). En cambio la luz emitida por un gas incandescente no es blanca sino coloreada y el espectro que se obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es bastante diferente.

18. Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y 589,6 nm.

19. Uno de los espectros atómicos más sencillos, y que más importancia tuvo desde un punto de vista teórico, es el del hidrógeno. Cuando los átomos de gas hidrógeno absorben energía por medio de una descarga de alto voltaje, emiten radiaciones que dan lugar a 5 líneas en la región visible del espectro: El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas emisiones discretas de radiación por los átomos.

20. Ya vimos las leyes clásicas de la Química, algunos descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia del átomo , ahora introduzcámonos en la estructura del átomo . Un átomo es una entidad esférica , eléctricamente neutra , compuesta de un núcleo central cargado positivamente rodeado por uno o mas electrones con carga negativa. Una nube de electrones con carga negativa moviéndose rápidamente ocupando casi todo el volumen del átomo

21. ESTRUCTURA DEL ATOMO Cada elemento químico está constituido por átomos. Cada átomo está formado por un núcleo central y 1 o más capas de electrones. Dentro del núcleo residen partículas subatómicas: protones (de carga +) y neutrones (partículas del mismo peso, pero sin carga).

22. ESTRUCTURA DEL ATOMO NUCLEO PROTONES NEUTRONES ELECTRONES

23. Los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones. el orbital más externo se llama la capa de valencia , porque determina cuantos enlaces puede formar un átomo Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas.

24. 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. 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.

25. 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 . SIMBOLO DEL ELEMENTO NUMERO ATOMICO NUMERO MASICO E A Z

26. NUMERO ATOMICO NUMERO MASICO La suma del número de protones + neutrones Número que es igual al número total de protones en el núcleo del átomo. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear. E A Z

27. PARA EL ELEMENTO QUE CONTIENE Numero atómico =Cantidad de protones en el núcleo = 79 Numero de masa = Suma Protones + Neutrones= 197 Neutrones =Numero de masa – Protones = 197-79=118 Cantidad de electrones = Cantidad de protones= 79 Por esto es átomo es eléctricamente neutro 79 p 118n Encuentre

28. DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA DE QUE ELEMENTO SE TRATA En la tabla periódica encontramos esta información para cada elemento 79 p 118n Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en la tabla periódica

30. El elemento de número atómico = 79 es ¿En que grupo está el elemento? Au = oro Está en el grupo IB por tanto es un metal de transición ¿En que periodo está el elemento? 1 2 3 4 5 6 7 Está en el periodo 6 , por tanto tiene 6 electrones en su ultima capa

31. DESARROLLE EL SIGUIENTE EJERCICIO Numero atómico Numero de masa Cantidad de electrones Neutrones En que grupo y periodo esta el elemento Si 28 14 Encuentre

32. ISOTOPOS Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones. Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

33. Veamos un ejemplo Todos los átomos de Carbono tienen 6 protones en el núcleo (Z=6), pero solo: El 98.89% de carbono natural tiene 6 neutrones en el núcleo A=12 Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo A= 13. Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8 Neutrones A= 14 Todos los átomos de un elemento son idénticos en número atómico pero no en su masa atómica Número atómico es igual al número total de protones en el núcleo del átomo Masa atómica también peso atómico, es el promedio de las masa de los isotopos encontrados naturalmente de un elemento pesado de acuerdo con su abundancia Los isotopos de un elemento son átomos que tienen diferente número de neutrones y por tanto una masa atómica diferente.

34. ISOTOPOS DEL HIDROGENO El número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos con el mismo comportamiento químico pero distinta masa. El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya carga está equilibrada por un electrón.

36. Símbolo de un elemento : Se utiliza para designar a un elemento que es diferente a otro, y en general representa el nombre del este en latín o en ingles por ejemplo: HEMOS ESTUDIADO EL ATOMO , AHORA ENCONTREMOS UTILIZANDO LO APRENDIDO LA FORMULA Y PESO MOLECULAR DE UN COMPUESTO Previo a ello recordemos Carbono - C viene del latín carbo, ”rescoldo” Mercurio - Hg , se nombra por el planeta , pero su símbolo revela su nombre original h idra g yrun . El Hidrógeno se basa en una acción química ,del griego hidros =agua y genes generador Cloro del griego chloros= amarilli verdoso

37. Fórmula Química Indica el numero relativo de átomos de cada Elemento en una sustancia ¿Cuál es el origen del nombre del Germanio , Einstenio, Curio ,el Sodio y el Terbio? Na 2 SO 4 (s) No. de átomos Tipos de átomos Estado En este caso vemos que existen en el compuesto 3 tipos diferentes de elementos: Sodio ( Na ) Azufre ( S ) Oxígeno ( O )

38. En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) 1 átomo de Azufre (S) 4 átomos de Oxígeno (O) Na 2 SO 4 (s) No. de átomos Pasos para encontrar el peso fórmula 1. Determinar cuantos átomos de cada elemento hay en la formula 2. Multiplicamos el número de átomos con su respectivo peso atómico (el peso atómico aparece en la tabla periódica)

39. En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g Calculamos 2 átomos Sodio (Na) * 22.99 g = 45.98 g 1 átomo de Azufre (S) * 32.07 g = 32.07 g 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g Sumando los resultados anteriores 45.98 g 32.07 g 64 g 142.05 g es el peso formula o peso molecular. Na2SO4

40. ENCUENTRE EL PESO FORMULA DE LOS SIGUIENTES COMPUESTO El ozono O 3 , contribuye al smog, componente natural de la estratosfera que absorbe la radiación solar dañina La Glucosa , azúcar presente en la mayoría de las frutas con formula C 6 H 12 O 6 ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS PESO ATOMICO TOTAL ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS PESO ATOMICO TOTAL

41. BIBLIOGRAFIA http://www.slideshare.net/pacheco/estructura-del-atomo http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/estructura.htm Martin Silberberg , Química General Brown , LeMay, Bursten Química la Ciencia Central

42. PROCURE DEDICAR SU MAYOR ESFUERZO Y TENDTRA EXITOS EN TODO LO QUE SE PROPONGA.