Teoría Atómica

Republica Bolivariana de Venezuela
Ministerio del Poder Popular Para la Educación
I.U.P ¨Santiago Mariño¨
Extensión Porlamar
Teoría Atómica
Alumno:
Javier E. Gil T.
C.I: 25.841.475
Código: 42
Profesora:
Laura Volta

En química y física, la teoría atómica es una teoría científica sobre la
naturaleza de la materia que sostiene que la materia está compuesta de
unidades discretas llamadas átomos. Empezó como concepto
filosófico en la Antigua Grecia y logró amplia aceptación científica a
principios del siglo XIX cuando descubrimientos en el campo de la
química demostraron que la materia realmente se comportaba como si
estuviese hecha de átomos
Teoría Atómica:

Estructura del Átomo:
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.
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.
- 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.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen
igual número de protones que de electrones. Así, el número
atómico también coincide con el número de electrones.

Neutrón:
El neutrón es una partícula subatómica, un nucleón, sin
carga neta, presente en el núcleo atómico de prácticamente
todos los átomos, excepto el prótido. Aunque se dice que el
neutrón no tiene carga, en realidad está compuesto por
tres partículas fundamentales cargadas llamadas quarks,
cuyas cargas sumadas son cero. Por tanto, el neutrón es
un barón neutro compuesto por dos quarks de tipo abajo, y
un quark de tipo arriba
Protón:
En física, el protón (del griego πρῶτον, prōton ['primero']) es
una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental
positiva 1 (1,6 × 10-19 C), igual en valor absoluto y de signo
contrario a la del electrón, y una masa 1836 veces superior a
la de un electrón

Núcleo:
El núcleo atómico es la parte central de un átomo, tiene carga
positiva, y concentra más del 99,9% de la masa total del átomo.
Está formado por protones y neutrones (denominados nucleones)
que se mantienen unidos por medio de la interacción nuclear
fuerte, la cual permite que el núcleo sea estable, a pesar de que los
protones se repelen entre sí (como los polos iguales de
dos imanes). La cantidad de protones en el núcleo (número
atómico), determina el elemento químico al que pertenece. Los
núcleos atómicos no necesariamente tienen el mismo número de
neutrones, ya que átomos de un mismo elemento pueden
tener masas diferentes, es decir son isótopos del elemento
Electrones:
El electrón (del griego ἤλεκτρον, ámbar), comúnmente
representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica
de tipo termiónico. En un átomo los electrones rodean el
núcleo, compuesto únicamente de protones y neutrones,
formando orbitales y enlaces iónicos atómicos dispuestos en
sucesivas capas.

Numero Atómico:
En física y química, el número atómico de un elemento
químico es el número total de protones que tiene cada átomo de
ese elemento. Se suele representar con la letra Z. Los átomos de
diferentes elementos tienen distintos números de electrones y
protones. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene un
número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio (Na)
tiene un número atómico 11; posee 11 electrones y 11 protones.
Un átomo de magnesio (Mg), tiene número atómico 12, posee 12
electrones y 12 protones; y un átomo de uranio (U), que tiene
número atómico 92, posee 92 electrones y 92 protones.
Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del
elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del
elemento hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1; esto sería ₁H. Los
de helio tienen 2 protones y Z =2; asimismo, ₂He. Los de litio, 3
protones y Z = 3,…
Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de
protones y da Z

Numero de masa e isotopos:
1)- Numero de masa:
Los protones y neutrones tienen masas relativas a 1 una, a
diferencia del electrón que tiene aproximadamente 1/2000 una. Es
por esto que la masa relativa de un átomo puede calcularse
sumando el número de protones y neutrones en el; ya que la masa
del electrón se desprecia de tan pequeña que es. El número de
masa se representa por A.
La notación usada para representar los átomos es, con un
superíndice al lado izquierdo del símbolo, para la masa, y un
subíndice igual del lado izquierdo, para el número atómico

2)- Isotopos:
Cuando los átomos de un mismo elemento, tienen diferentes
números de masa, se les llama isótopos.
A menudo se refiere a los isótopos por su número de masa,
pero en el caso de los isótopos del hidrógeno se les pone
nombre debido a su gran importancia.
Al átomo de hidrógeno con masa 1 se le llama prótido o
simplemente Hidrógeno, al que tiene masa 2 se le llama
hidrógeno pesado o Deuterio (D) y al que tiene masa 3 se le
llama hidrógeno radioactivo o Tritio (T).

Tabla Periódica:
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y
distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus
propiedades y características; su función principal es
establecer un orden específico agrupando elementos.
Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeléyev, quien ordenó
los elementos basándose en sus propiedades químicas, si
bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a
cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de
los átomos. La estructura actual fue diseñada por Alfred
Werner a partir de la versión de Mendeléyev. En 1952, el
científico costarricense Gil Chaverri (1921-2005) presentó una
nueva versión basada en la estructura electrónica de los
elementos, la cual permite ubicar las series
de lantánidos y actínidos en una secuencia lógica de acuerdo
con su número atómico.

Atomismo Filosófico:
La idea de que la materia está hecha de unidades discretas es
una muy antigua y surge en muchas culturas antiguas como
Grecia e India. No obstante, estas ideas estuvieron fundadas en
el razonamiento filosófico y teológico más que en la evidencia y
la experimentación. Como resultado, sus opiniones sobre cómo
son los átomos y cómo se comportan eran muy incorrectas.
Además no podían convencer a todo el mundo, así que el
atomismo solo era una entre varias teorías rivales sobre la
naturaleza de materia. No fue hasta el siglo XIX que los
científicos abrazaron y refinaron la idea, ya que la floreciente
ciencia de la química produjo descubrimientos que podían
explicarse fácilmente utilizando el concepto del átomo.

John Dalton:
John Dalton nació el 6 de septiembre de 1766 en una
familia cuáquera de la población de Eaglesfield, en
Cumberland, Inglaterra. Hijo de un tejedor, sabemos que tuvo cinco
hermanos, de los cuales sobrevivieron dos: Jonathan, mayor que
Dalton, y Mary, cuya fecha de nacimiento se desconoce. Dalton fue
enviado a una escuela cuáquera donde aprendió matemática y
destacó lo suficiente para que, a la edad de 12 años, pudo contribuir
con la economía familiar dando clases a otros niños, primero en su
casa y después en el templo cuáquero. Los ingresos eran modestos
por lo que se dedicó a trabajos agrícolas hasta que en 1781 se asoció
con su hermano Jonathan, que ayudaba a uno de sus primos a llevar
una escuela cuáquera en la cercana Kendal.
Alrededor de 1790 Dalton consideró la posibilidad de
estudiar derecho o medicina, pero no encontró apoyo de su familia
para sus proyectos —a los disidentes religiosos de la época se les
impedía asistir o enseñar en universidades inglesas— por lo que
permaneció en Kendal hasta que en la primavera de 1793 se trasladó
a Mánchester

Modelo Atómico de Dalton:
Cerca del fin del siglo XVIII, dos leyes sobre
reacciones químicas emergieron sin referirse
a la idea de una teoría atómica. La primera
era la ley de conservación de masa,
formulada por Antoine Lavoisier en 1789, la
cual declara que la masa total permanece
constante tras una reacción química (es
decir, los reactantes tienen la misma masa
que los productos). La segunda era la ley de
proporciones definitivas. Probada
originalmente por el farmacéutico
francés Joseph Louis Proust en 1799, esta
ley declara que si se descompone un
compuesto en sus elementos constituyentes,
entonces las masas de los elementos
siempre tendrán las mismas proporciones,
sin importar la cantidad o fuente de la
sustancia original.

John Dalton estudió y expandió este trabajo previo y desarrolló
la ley de las proporciones múltiples: si dos elementos pueden
combinarse para formar una cantidad de compuestos posibles,
entonces las proporciones de las masas del segundo elemento que
se combinan con una masa fija del primer elemento serán
proporciones de números enteros pequeños. Por ejemplo: Proust
había estudiado óxidos de estaño y descubrió que sus masas eran
88.1% estaño y 11.9% oxígeno o 78.7% estaño y 21.3% oxígeno
(estos eran óxido de estaño (II) y dióxido de estaño
respectivamente). Dalton notó en estos porcentajes que 100 g de
estaño se combinará con 13,5 g o 27 g de oxígeno; 13,5 y 27 forman
una proporción de 1:2. Dalton descubrió que una teoría atómica de
la materia podría explicar elegantemente este patrón común en la
química. En el caso de los óxidos de estaño de Proust, un átomo de
estaño se combinará con uno o dos átomos de oxígeno

Dalton también creía que la teoría atómica podía explicar por qué
el agua absorbió gases diferentes en proporciones diferentes. Por
ejemplo, descubrió que el agua el absorbió dióxido de
carbono mucho mejor que el nitrógeno. Dalton hipotetizó que este
se debió a las diferencias en masa y complejidad de las partículas
de los gases respectivos. Ciertamente, las moléculas de dióxido
de carbono (CO2) son más pesadas y grandes que las moléculas
de nitrógeno (N2).
Propuso que cada elemento químico está compuesto de átomos
de un solo tipo solo y aunque estos no pueden ser alterados o
destruidos por medios químicos, pueden combinarse para formar
estructuras más complejas (compuestos químicos). Esto marca la
primera teoría verdaderamente científica del átomo, ya que Dalton
logró sus conclusiones por experimentación y examen de los
resultados de forma empírica

En 1803 presentó su primera lista de pesos atómicos relativos
para un número de sustancias. Este artículo se publicó en 1805,
pero en él Dalton no analizó exactamente cómo obtuvo esas
cifras. El método fue revelado en 1807 por su conocido Thomas
Thomson, en la tercera edición del libro de Thomson, Un Sistema
de Química. Finalmente, Dalton publicó una explicación completa
en su propio texto, Un Nuevo Sistema de Filosofía Química (1808
y 1810).

Amedeo Avogadro:
Amedeo Avogadro (Lorenzo Romano
Amedeo Carlo Avogadro), conde
de Quaregna y Cerreto (Turín, 9 de
agosto de 1776 - Turín, 9 de
julio de 1856), fue
un físico y químico italiano, profesor
de física de la Universidad de
Turín desde 1820 hasta su muerte.
Formuló la llamada ley de Avogadro,
que dice que «volúmenes iguales de
gases distintos bajo las mismas
condiciones de presión y
temperatura, contienen el mismo
número de partículas». Avanzó en el
estudio y desarrollo de la teoría
atómica, y en su honor se le dio el
nombre al número de Avogadro.

Avogadro:
El defecto en la teoría de Dalton fue corregida en principio en 1811
por Amedeo Avogadro. Avogadro había propuesto que volúmenes
iguales de cualesquier dos gases, en presión y temperatura
iguales, contienen números iguales de moléculas (en otras
palabras, la masa de las partículas de un gas no afecta el volumen
que ocupa). La ley de Avogadro le permitió deducir la naturaleza
diatónica de numerosos gases al estudiar los volúmenes en los
que reaccionan. Por ejemplo: ya que dos litros de hidrógeno
reaccionarán con un único litro de oxígeno para producir dos litros
de vapor de agua (en temperatura y presión constantes), significa
que una sola molécula de oxígeno se divide en dos para formar
dos partículas de agua. De este modo Avogadro fue capaz de
ofrecer estimaciones más precisas de la masa atómica del oxígeno
y varios otros elementos e hizo una distinción clara entre
moléculas y átomos.

Movimiento Browniano:
En 1827, el botánico británico Robert Brown observó que
las partículas de polvo dentro de los granos de polen que
flotan en el agua constantemente vibran sin razón
aparente. En 1905, Albert Einstein teorizó que
este movimiento browniano era causado por el continuo
golpeteo de las moléculas de agua y desarrolló un modelo
matemático para describirlo. En 1908 el físico francés Jean
Perrin la validó experimentalmente, lo que proveyó de
validación adicional a la teoría particular (y por extensión a
la teoría atómica).

Modelo Atómico de Thomson:
1)-Descubrimiento de las partículas
subatómicas:
Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña
de la materia, cuando J.J Thomson descubrió el electrón
mediante su experimento con el tubo de rayos catódicos. El tubo
de rayos catódicos que usó Thomson era un recipiente cerrado de
vidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un
vacío. Cuando se aplica una diferencia de tensión a los
electrodos, se generan rayos catódicos, que crean un resplandor
fosforescente cuando chocan con el extremo opuesto del tubo de
cristal. Mediante la experimentación, Thomson descubrió que los
rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico(además de
desviarse con los campos magnéticos, cosa que ya se sabía).
Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por
partículas cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos"
(más tarde, otros científicos las rebautizarían como electrones).

Modelo Atómico de Rutherford:
1)-Descubrimiento del núcleo:
El modelo atómico de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus
estudiantes, Ernest Rutherford, quien descubrió que la mayor parte
de la masa y de la carga positiva de un átomo estaba concentrada
en una fracción muy pequeña de su volumen, que suponía que
estaba en el mismo centro.
En su experimento, Hans Geiger y Ernest
Marsden bombardearon partículas alfa a través de una fina lámina
de oro (que chocarían con una pantalla fluorescente que habían
colocado rodeando la lámina). Dada la mínima como masa de los
electrones, la elevada masa y momento de las partículas alfa y la
distribución uniforme de la carga positiva del modelo de Thomson,
estos científicos esperaban que todas las partículas alfa
atravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por el contrario, que
fuesen absorbidas. Para su asombro, una pequeña fracción de las
partículas alfa sufrió una fuerte desviación. Esto indujo a
Rutherford a proponer el modelo planetario del átomo, en el que los
electrones orbitaban en el espacio alrededor de un
gran núcleo compacto, a semejanza de los planetas y el Sol.

Descubrimiento de los Isotopos:
En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a
través de campos magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una
placa fotográfica que había colocado al otro lado. Observó dos
zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias
de desviación diferentes. Thomson concluyó que esto era porque
algunos de los iones de neón tenían diferentes masas; así fue
como descubrió la existencia de los isótopos.

Descubrimiento del Neutrón:
En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al
bombardear gas nitrógeno con partículas alfa, y observó que el
gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyó que los
núcleos de hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos
átomos de nitrógeno. Más tarde descubrió que la carga positiva
de cualquier átomo equivalía siempre a un número entero de
núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que el
hidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica
de 1, le llevó a afirmar que los núcleos de hidrógeno eran
partículas singulares, constituyentes básicos de todos los
núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un
experimento posterior de Rutherford mostró que la masa
nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los
protones que tenía. Por tanto, postuló la existencia de
partículas sin carga, hasta entonces desconocidas más tarde
llamadas neutrones, de donde provendría este exceso de masa.

Toda la química y bioquímica modernas se
basan en la teoría de que la materia está
compuesta de átomos de
diferentes elementos, que no
pueden transmutarse por métodos químicos.
Por su parte, la química ha permitido el
desarrollo de la industria
farmacéutica, petroquímica, de abonos, el
desarrollo de nuevos materiales, incluidos
los semiconductores, y otros avances.

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