2. La Teoría Atómica, en física y química
la teoría es una teoría de la naturaleza
de la materia, que afirma que esta
compuesta por pequeñas partículas
llamadas átomos.

3. El primero en proponer una teoría
atómica de la materia fue Demócrito,
filosofo presocrático, quien en el
siglo A.C afirmo que todo estaba
compuesto por pequeñas piezas a las
que llamo átomos ( del griego
ATOPOV, invisible).

4. Recién en el siglo XIX, tal idea logro una
extensa aceptación científica gracias a los
descubrimientos en el campo de la
Estequiometria.
“La materia no se crea ni se
destruye solo se transforma”

5. Teoría Atómica de Dalton.
El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue
el primer modelo atómico con bases científicas, formulado entre 1803 y
1807 por John Dalton.
El modelo permitió aclarar por primera vez por qué las sustancias
químicas reaccionaban en proporciones estequiometrias fijas (Ley de las
proporciones constantes), y por qué cuando dos sustancias reaccionan
para formar dos o más compuestos diferentes, entonces las
proporciones de estas relaciones son números enteros (Ley de las
proporciones múltiples). Por ejemplo 12 g de carbono (C), pueden
reaccionar con 16 g de oxígeno (O2) para formar monóxido de carbono
(CO) o pueden reaccionar con 32 g de oxígeno para formar dióxido de
carbono (CO2). Además el modelo aclaraba que aun existiendo una gran
variedad de sustancias diferentes, estas podían ser explicadas en
términos de una cantidad más bien pequeña de constituyentes
elementales o elementos. En esencia, el modelo explicaba la mayor
parte de la química de fines del siglo XVIII y principios del siglo XIX,
reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria
realmente simple.
Índice

6. Imagen del modelo Atómico de
Dalton.

7. Justificación de las leyes ponderales.
Las suposiciones de DALTON permiten explicar fácilmente las
leyes ponderales de las combinaciones químicas, ya que la
composición en peso de un determinado compuesto viene
determinada por el número y peso de los átomos elementales
que integran el «átomo» del compuesto.
Ley de la conservación de la materia.
Por ser los átomos indivisibles e indestructibles los cambios
químicos han de consistir únicamente en un reagrupamiento
de átomos y, por tanto, no puede haber en el mismo variación
alguna de masa al no variar el número de átomos presentes.

8. Ley de las proporciones múltiples.
Si dos elementos se unen en varias proporciones para formar distintos compuestos quiere
decir que sus átomos se unen en relaciones numéricas diferentes. Si un átomo del elemento
A se une, por ejemplo, con uno y con dos átomos del elemento B, se comprende que la
relación en peso de las cantidades de este elemento (uno y dos átomos) que se unen con
una misma cantidad de aquél (un átomo) estén en relación de 1 : 2. Si los átomos de los
elementos A y B se unen en otras cualesquiera relaciones numéricas, siempre de números
enteros sencillos, se encontrará igualmente una relación sencilla entre las cantidades de uno
de los elementos que se unen con una cantidad determinada del otro elemento.
Ley de las proporciones recíprocas.
Si suponemos que los elementos se uniesen siempre en la relación atómica 1 : 1, la ley de las
proporciones recíprocas no sólo sería evidente sino que los pesos de combinación serían a
su vez los pesos atómicos. Aunque los elementos se unen en relaciones atómicas diferentes,
1 : 2, 1 : 3, 2 : 3 etcétera, puede fácilmente calcularse que las cantidades en peso de distintos
elementos que se unen con una cantidad fija de un elemento dado han de estar en relación
sencilla con sus respectivos pesos atómicos y que dichas cantidades, multiplicadas
necesariamente en todo caso por números enteros sencillos, han de ser las que se combinen
entre sí en las correspondientes combinaciones mutuas.

9. DESCUBRIMIENTO DEL NUCLEO.
Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección
de Ernst Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la
naturaleza del átomo. Rutherford y sus colaboradores
bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa
(núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo.
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. Éste era un resultado completamente inesperado,
incompatible con el modelo de átomo macizo existente.

10. Mediante un análisis matemático de las
fuerzas involucradas, 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, lo que explicaba por qué la
mayoría de las partículas que bombardeaban la
lámina de oro, pasaran a través de ella sin
desviarse.

11. Imagen del Núcleo.

12. Descubrimiento de los Isotopos.
También Thomson examinó los rayos positivos y, en 1911, descubrió la manera de
utilizarlos para separar átomos de diferente masa. El objetivo se consiguió desviando
los rayos positivos mediante campos eléctricos y magnéticos (espectrometría de
masas). Así descubrió que el neón tiene dos isótopos (el neón-20 y el neón-22).
En la esquina inferior derecha de esta placa fotográfica hay marcas para los dos
isótopos del neón, neón-20 y neón-22. En 1913, como parte de su exploración en la
composición de los rayos canales, Thomson canalizó una corriente de neón ionizado
mediante un campo magnético y un campo eléctrico y midió su desviación colocando
una placa fotográfica en el camino del rayo. Thomson observó dos parches de luz
sobre la placa fotográfica (ver imagen a la derecha), lo que supone dos parábolas de
desviación. Thomson llegó a la conclusión de que el gas neón se compone de dos
tipos de átomos de diferentes masas atómicas (neón-20 y neón-22).

13. Imágenes de Isotopos.

15. Fue descubierto por James Chadwick en el año de 1932. Se localiza en el
núcleo del átomo. Antes de ser descubierto el neutrón, se creía que un
núcleo de número de masa A (es decir, de masa casi A veces la del
protón) y carga Z veces la del protón, estaba formada por A protones y
A-Z electrones. Pero existen varias razones por las que un núcleo no
puede contener electrones. Un electrón solamente podría encerrarse en
un espacio de las dimensiones de un núcleo atómico (10-12 cm) si fuese
atraído por el núcleo mediante una fuerza electromagnética muy fuerte
e intensa; sin embargo, un campo electromagnético tan potente no
puede existir en el núcleo porque llevaría a la producción espontánea de
pares de electrones negativos y positivos (positrones). Por otra parte,
existe incompatibilidad entre los valores del espín de los núcleos
encontrados experimentalmente y los que podrían deducirse de una
teoría que los supusiera formados por electrones y protones; en cambio,
los datos experimentales están en perfecto acuerdo con las previsiones
teóricas deducidas de la hipótesis de que el núcleo consta sólo de
neutrones y protones.

16. Imagen del Neutrón.
Karen Eunice Martínez.