Modelos atómicos
Descargar como PPT, PDF0 recomendaciones195 vistas
Este documento presenta las leyes fundamentales de la materia y los modelos atómicos a través de la historia. Resume las leyes de conservación de la masa, proporciones definidas, proporciones múltiples y proporciones recíprocas. Explica los modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford, Bohr y Sommerfeld y cómo evolucionaron a medida que se descubría más sobre la estructura atómica. Finalmente, define los componentes del átomo moderno y conceptos como isótopos.
Modelos atómicos
- 1. LEYES DE LA MATERIA
- 2. LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA Lavoisier “La masa no se crea ni se destruye únicamente se transforma” HCl + NaOH Na Cl + H2O 36g + 40g 58g + 18g 76g 76g
- 3. LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS Proust “En la formación de un compuesto hay proporciones fijas o definidas de sus elementos”. En una onza de sal común hay 39.65% de sodio y 60.34% de cloro En una libra de sal común hay 39.65% de sodio y 60.34% de cloro Esto indica que son los mismos porcentajes
- 4. LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES Dalton: “Cuando dos cuerpos se unen en proporciones diferentes para formar compuestos diferentes, la masa del un cuerpo permanece fija, mientras que la del otro varía en una relación sencilla”
- 5. Así el Nitrógeno con el Oxígeno forman compuestos diferentes: Masa fija Masa Varía N2O óxido nitroso 28g N 16gO N2O2 oxido nítrico 28g N 32gO N2O3 anhídrido nitroso 28g N 64gO N2O4 dióxido de nitrógeno 28gN 62gO N2O5 anhídrido nítrico 28g N 80gO
- 6. LEY DE LAS PROPORCIONES RECIPROCAS Wenzel “La proporción en peso con que se combina un elemento para formar un compuesto es la misma que se combinará para cualquier otro”. Mg2O3 /48 SO2 32/32 HCl 1/35
- 7. ESTRUCTURA ATOMICA Y MODELOS ATOMICOS
- 8. HISTORIA DE LA NATURALEZA DE LA MATERIA Empieza con una partícula fundamental llamada ÁTOMO que significaba indivisible.
- 9. MODELO DE DALTON En el año 1803- 1804 Su teoría se basó en : • La masa se conserva en toda reacción química • Todos los átomos de una molécula son idénticos: tamaño, forma, masa, se diferencian con otros por sus cualidades • Toda reacción química consiste en la unión o separación de átomos
- 10. FARADAY Realizó estudios cuantitativos sobre el fenómeno de la ELECTRÓLISIS: Al atravezar corriente eléctrica en un líquido éste se ioniza produciéndose trnasformaciones químicas en los electrodos, logrando disociar a sus constituyentes: NaCl Na+ + Cl-
- 11. STONEY En 1874 luego de muchos estudios realizados hace notar que la materia tiene naturaleza ELÉCTRICA en donde existen unas unidades discretas llamadas ELECTRONES
- 12. THOMSON En 1897 se dedicó al estudio de los rayos catódicos demostrando que cargas de signo contrario se atraen y cargas del mismo signo se repelen, de aquí las denominó a las cargas negativas ELECTRONES (e- ) que estaban en medio de las cargas positivas
- 13. UVAS EN GELATINO: THOMSON El átomo era como una esfera de electricidad positiva en cuyo interior se encontraban sumergidos los electrones como “uvas en gelatina” o en una bola de algodón , este modelo lo descartó Rutherford
- 14. RUTHERFORD En 1911 creyó que partículas alfa que tienen gran energía atravesaban una lámina metálica en línea recta y que no sufrían desviaciones, descubriendo así las sustancias Radioactivas
- 16. Figura No. 2.1 Tubo de Rayos Catódicos
- 17. Figura No 2.2 Experimentos de Rutherford
- 18. DIFERENCIAS ENTRE LAS IDEAS DE THOMPSON Y RUTHERFORD
- 19. POSTULADOS DE RUTHERFORD • El átomo es un gran espacio vacío • La masa se encuentra concentrada en el centro del átomo junto con la carga positiva, ocupando un pequeño volumen llamado NÚCLEO. • Los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo en órbitas • El átomo está constituído de : electrones, protones y neutrones
- 20. + - β α γ
- 21. Cuando Thompson propuso su modelo atómico se sabía que los átomos eran neutros. Teniendo en cuenta lo que se sabía del átomo, y luego de los experimentos mencionados, Thompson propuso el siguiente modelo: El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas.
- 22. Volviendo al experimento de Rutherford La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque igual que en caso de la reja, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan, porque chocan frontálmente contra esos centros de carga positiva.
- 23. Modelo de BOHOR 1911 propuso el modelo planetario para el átomo de Hidrógeno en donde decía que el núcleo se encuentra en reposo y los electrones giran alrededor en órbitas circulares
- 24. Para realizar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible. MODELO ATÓMICO DE BOHR
- 25. MODELO DE SOMERFELD Sugiere la existencia de órbitas elípticas para los electrones, pero no se ajustaba completamente a las observaciones hechas anteriormente por lo que este modelo fue rechazado
- 26. El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían SUBNIVELES. En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en ORBITAS ELIPTICAS MODELO DE SOMMERFELD
- 27. Representación mediante orbitales. En ellos existe un 90-99% de probabilidad de encontrar al electrón. En la figura representación de un ORBITAL "s" “EL ORBITAL ATÓMICO" ORBITAL ATÓMICO: es la región del espacio en la cual existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. MODELO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA
- 28. Figura No 2.4. Modelos Atómicos
- 29. EL ATOMO: DEFINICIÓN Etimológicamente: A= sin Tomos= división En la actualidad se considera que el átomo si admite división en los procesos de fisión y fusión nuclear donde se liberan grandes cantidades de energía
- 30. El átomo es la unidad básica fundamental de cualquier elemento Es la menor cantidad de materia que puede intervenir en una combinación química
- 31. El átomo Tamaño : 1Aº = 10 -10 m Peso: 10-22 g Tamaño del núcleo = 10.000 veces menor que el tamaño del átomo
- 32. ESTRUCTURA DEL ATOMO Núcleo protones (+) neutrones (o) Niveles electrónicos electrones (-)
- 33. MASA ATOMICA “A” A= N + Z A = Nº de neutrones + Nº de protones A= masa atómica N= número de neutrones Z= número de protones (Nº atómico) Se representa: A ZCa N
- 34. ISOTOPOS Son átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (z) y diferente masa atómica (A) 28 29 30 31 14Si 14 14 Si15 14Si 16 14Si17 El Cl tiene en la naturaleza 3 isótopos 35 36 37 Cl Cl Cl