El documento presenta información sobre los modelos atómicos de Thomson, Rutherford y Bohr. Explica que Thomson propuso un modelo de átomo formado por partículas eléctricas distribuidas uniformemente, mientras que Rutherford descubrió el núcleo atómico a través de experimentos de dispersión de partículas alfa. El modelo de Bohr propuso que los electrones orbitan al núcleo en órbitas definidas.

1. IES PUNTA DEL VERDE

2. IES PUNTA DEL VERDE
1. Elementos, compuestos y mezclas.
2. Constitución del átomo. Modelos atómicos de Thomson,
Rutherford
3. Número atómico y número másico. Isótopos.
4. Masas atomicas y moleculares
5. Concepto de mol
6. Fórmulas empíricas y moleculares. Composición
centesimal.
7. Ecuación de los gases perfectos
8. MODELO DE BHOR
9. Configuración Electronica

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5. IES PUNTA DEL VERDE
Las leyes de Proust y Lavoisier, así como sus propios estudios sobre los
gases, llevaron a Dalton a enunciar su teoría atómica.
La teoría atómica de Dalton se basa en cuatro postulados:
1. Los elementos químicos están formados por partículas indivisibles
llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí, tienen la
misma forma, tamaño, masa y cualquier otra propiedad.
3. Los átomos de elementos diferentes son distintos y tienen distintas
propiedades *
4. En una reacción química los átomos mantienen su identidad, no
pueden ser destruidos ni rotos.
Con esta teoría, Dalton pudo explicar las leyes ponderales
 Ley de Lavoisier o de conservación de la masa: En una reacción
química, la masa no se crea ni se destruye. Sólo se transforma.
 Ley de Proust o de las proporciones fijas: En cualquier compuesto,
la proporción entre los elementos que lo forman es siempre
constante.
 Ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Cuando dos
elementos dan luga a varios compuestos, con una cantidad fija de
uno de los elementos se combinan cantidades variables del otro
que guardan entre sí una proporción de números naturales
sencillos.
*(Dalton supone que los elementos erán monoatómicos)

6. IES PUNTA DEL VERDEDESCUBRIMIENTO
ELECTRICIDAD
SI LOS ATOMOS SON
INDIVISIBLES
¿COMO SE EXPLICA LA
EXISTENCIA DE
“PARTICULAS DE
ELECTRICIDAD?
¿QUÉ CHOCA CONTRA L A
PARED? ¿DE DONDE
SALE?

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CROKES (1875) Mejoró el tubo de descargas eléctricas disminuyendo la
presión (haciendo casi el vacío) y aumentando la d.d.p.
Observación: Una tenue coloración verdosa aparecía en la pared opuesta al
cátodo provocada por una radiación emitida por el mismo
Rayos Catódicos
Se estudió la naturaleza de esa radiación, se
comprobó que era independiente del gas que
estaba en el tubo de descarga y se observó
que tenía masa y carga negativa. Es decir, la
carga no era independiente de la materia
sino una propiedad de ésta.

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 Al someter a un gas a baja presión a un voltaje
elevado, este emitía unas radiaciones que se
conocieron como rayos catódicos.
 Se observó que los rayos catódicos eran partículas
negativas (se desviaban hacia el polo positivo de un
campo eléctrico) con gran energía cinética.
 La relación carga/masa de los rayos catódicos es la
misma independientemente del gas del que
proceda.
 Se supuso que estas partículas deberían estar en
todos los átomos. Thomson las llamó “electrones”.

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*Rutherford realizó la
experiencia de Goldstein
con el gas hidrógeno, por
ser el átomo más pequeño
conocido(1914)
*Se comprobó que la
radiación tenía carga
positiva cuyo valor
coincidía con la negativa
del electrón y cuya masa
era mucho mayor que la
del electrón. Se le
denominó protón
*Chadwick descubre el neutrón al analizar una radiación muy
penetrante que obtuvieron los físicos Bothe y Becker en
1.930. Esta partícula fue predicha por Rutherford en 1.920.
*La partícula, denominada neutrón, tenía una masa parecida
a la del protón y no poseía carga.

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 Utilizando cátodos perforados, en tubos de
descarga además de los rayos catódicos, Goldstein
descubrió unos rayos positivos procedentes del
ánodo que llamó rayos anódicos o canales.
 La relación carga/masa de los rayos canales no es
la misma sino que depende del gas del que
proceda. En cualquier caso, la masa era muy
superior a la de los electrones.
 Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente
del gas más ligero (el hidrógeno), cuya carga
coincidía exactamente con la del electrón.
 Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de
la del protón, por lo que supuso que deberían ser
partículas con varios protones unidos.

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Podemos definir dos conceptos que caracterizan al átomo
Z: NÚMERO ATOMICO = Número de protones
A: MASA ATOMICA = Número de protones + Número de neutrones
Todos los elementos vienen definidos por estas dos
características, de forma que el símbolo de un elemento puede
estar rodeado de cuatro números: el número atómico (Z) abajo en
la izquierda, el número másico (A) arriba en la izquierda, el número
de átomos presente en el elemento abajo en la derecha y la carga
iónica si ha perdido o ganado electrones arriba en la derecha.

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2. THOMSON
Puding de particulas
3. RUTHERFORD: Descubre la existencia del nucleo
atomico ( experiencia lamina de oro)
- Protones y neutrones en el nucleo
- Electrones girando alrededor

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DOS ATOMOS CON EL MISMO NUMERO ATOMICO Y
DISTINTO NUMERO MASICO SON ISÓTOPOS ENTRE SI
1. MISMO NUMERO DE PROTONES Y POR TANTO DE
ELECTRONES MISMO ELEMENTO QUIMICO
2. DISTINTO NUMERO DE NEUTRONES
3. En la naturaleza existen varios isotopos de cada
elemento químico
4. La masa atomica de cada elemento reflejada en la
tabla periodica es la media ponderada de todos los
isotopos que se conocen del elemento

14. ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Ningún neutrón (partícula sin carga, neutra)
Isótopo mayoritario
del hidrógeno,
también llamado
protio
+
Θ

15. ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Ún neutrón (partícula sin carga, neutra)
Segundo isótopo del
hidrógeno, también
llamado
deuterio
+
Θ
±

16. ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO
Este isótopo contiene:
- Un protón (carga positiva)
- Un electrón (carga negativa)
- Dos neutrones (partícula sin carga, neutra)
Isótopo radiactivo del
hidrógeno, también
llamado
tritio
+
Θ
±
±

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El Carbono es un átomo de número átomico 6 , del que se conocen
varios isotopos, siendo los mas abubdantes:
El carbono-12 es el más
abundante de los dos isótopos
estables del elemento
representando el 98,89% de
todo el carbono terrestre.
Es muy importante ya que
se usa al usarse como
patrón de la masa atomica
dado que la masa atómica
del 12C es, por definición,
12 umas

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El carbono-13 (13C) es un
isótopo natural del
carbono siendo el 1,1 %
de todo el carbono natural
de la Tierra
El carbono-14 es un
radioisótopo con un periodo
de semidesintegracion de
5730 años que se emplea de
forma extensiva en la datación
de especímenes orgánicos

19. IES PUNTA DEL VERDE
 La principal propiedad de los átomos, según la teoría
atómica de Dalton, es la masa. La determinación de las
masas de los átomos es muy importante. Pero determinar
la masa de un átomo era imposible, por lo que Dalton y
otros químicos determinaron las masas atómicas relativas,
es decir, la masa de los átomos tomando como unidad la
masa de otro átomo.
 En principio se tomó como medida de la masa atómica, la
masa de un átomo de hidrógeno. Como el oxígeno es un
elemento más reactivo, se consideró que la unidad de
masa atómica era la dieciseisava parte de la masa del
átomo de oxígeno. En la actualidad, la IUPAC ha decidido
que la unidad de masa atómica se corresponde con la
doceava parte de la masa del átomo de carbono-12.

20. IES PUNTA DEL VERDE
 La masa atómica es la masa de un átomo en reposo, la unidad SI en la que se
suele expresar es la unidad de masa atómica unificada. La masa atómica puede
ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo
único en estado de reposo.
 Una unidad de masa atómica, cuyo símbolo es u (antiguamente era uma),
equivale a una duodécima (1/12) parte de la masa de un átomo de carbono-12
1 u = 1,660 737 86 · 10-27 kg
 Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la
media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento
teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos,

21. IES PUNTA DEL VERDE
El químico inglés Boyle estudió el comportamiento de los gases
cuando eran sometidos a presión, descubriendo la ley que lleva su
nombre..
Gay-Lussac, químico francés, estudió el comportamiento de los gases
cuando se cambiaba su temperatura. De esta forma enunció las leyes de
los gases que llevan su nombre, dos leyes sobre la dilatación de los
gases

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Estos estudios le llevaron, posteriormente, a investigar las reacciones
químicas entre sustancias gaseosas, descubriendo la ley de los
volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac :
Cuando se produce una reaccion qímica entre sustancias gaseosas, los
volumenes de las sustancias que intervienen, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura mantienen una proporcion de
numeros enteros sencillos
EJEMPLOS

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Puesto que el comportamiento de un gas no depende de su naturaleza y
cuando dos gases reaccionan sus volúmenes siempre guardan una
relación de números naturales sencillos, el químico italiano Avogadro
propuso una hipótesis:
"Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de
partículas, a la misma presión y temperatura"
 Avogadro deduce que los gases no estan formados por atomos libres,
sino por uniones de estos, a las que denomina moléculas.
 Por ejemplo el gas hidrogeno está formado por moléculas que
contienen dos atomos de hidrogeno cada una
 La distinción entre átomo y molécula queda aclarada. Las moléculas
están formadas por la unión de varios átomos. En los elementos, los
átomos son iguales, mientras que en los compuestos, las moléculas
están formadas por la unión de diversas clases de átomos
La palabra particula se emplea tanto
para designar atomos como moleculas.

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A patir de la hipotesis de Avogadro se determinaron con bastante
precisión las masas atomicas relativas de muchos elementos químicos.
El siguiente paso, muy importante, era determinar la relacion entre la
masa de un reactivo expresada en gramos y el numero de moleculas
presentes.
Para soslayar este problema se definió el mol. Un mol es la cantidad de
sustancia que contiene tantas particulas (que pueden ser átomos,
moléculas o cualquier otra cosa) como átomos hay en 12 g de carbono-
12. Este número resulta ser de 6,023·1023 y se conoce como número de
Avogadro, L o NA.
El número de Avogadro, y el mol, no se eligieron al azar. Están definidos
para que la masa de un mol, medida en gramos, sea idéntica a la masa
molecular, expresada en uma. Un mol de agua tiene una masa de 18 g,
un mol de dióxido de carbono de 44 g y un mol de etanol 46 g.
Teniendo en cuenta la hipotesis de Avogadro, un mol de cualquier gas
deberia ocupar el mismo volumen sea cual sea el gas, ya que contiene el
mismo número de particulas. Se determino que el volumen de un mol de
cualquier gas es 22'4 litros

25. Por tanto y una vez definido también el volumen molar, podemos establecer el
siguiente mapa conceptual:
1 mol La cantidad de sustancia en la que hay
NA de partículas (6,023 . 1023)
Masa atómica o
molecular en gramos
22,4 L en c.n. si se
trata de un gas
se
calcula
ocupa
es

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Libro de texto 1º Bachillerato Editorial Mc Graw Hill . Temas 1(
preguntas 1.1 a 1. 4) Tema 2 ( preguntas 2.1 a 2.5 )
Colección de problemas
Naturaleza de la materia . Proyecto Ulloa
Modelos atómicos