Presentación sobre teorías atómicas

1. TEORIA
ATOMICA

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. Ley 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
Si
28
14
 Numero atómico
 Numero de masa
 Cantidad de
electrones
 Neutrones
 En que grupo y
periodo esta el
elemento
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
hidragyrun.
 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?
Na2SO4 (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. Na2SO4 (s)
No. de átomos
Pasos para encontrar el
peso fórmula
1. Determinar cuantos
átomos de cada elemento
hay en la formula
 En este compuesto existen:
 2 átomos de Sodio (Na)
 1 átomo de Azufre (S)
 4 átomos de Oxígeno (O)
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
ELEMENTO NUMERO DE
ATOMOS
PESO
ATOMICO
TOTAL
El ozono O3 , 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 C6H12O6
ELEMENTO NUMERO DE
ATOMOS
PESO
ATOMICO
TOTAL

41. BIBLIOGRAFIA
 http://www.slideshare.net/pacheco/e
structura-del-atomo
 http://concurso.cnice.mec.es/cnice2
005/93_iniciacion_interactiva_materi
a/curso/materiales/atomo/estructura
.htm
 Martin Silberberg , Química General
 Brown , LeMay, Bursten Química la
Ciencia Central