puerto ordaz. 1. postulados de dalton 2. modelo atómico de thomson 3. modelo atómico de rutherford...

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA

“ANTONIO JOSÉ DE SUCRE”VICE-RECTORADO PUERTO ORDAZ

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

Puerto Ordaz, Noviembre 2013

UNIDAD

1Elaborado por:

Lic. Adriana González

Puerto Ordaz

Teoría Atómica (Clase 2)

UNIDAD

1

Puerto Ordaz

Clase 1 TEMAS:

1. Postulados de Dalton

2. Modelo atómico de Thomson

MATERIAClase 2

Lic. Adriana González (2013) 2

3. Modelo atómico de Rutherford

4. Modelo atómico de Bohr

INTRODUCCIÓN

QUÍMICA UNIDAD 1: MATERIA. (CLASE 1 )


Desde épocas muy remotas, los seres humanos se han interesado por estudiar la naturaleza de la materia.

En el siglo V A.C el filosofo griego Demócrito expreso la idea de que toda la materia estaba formadas por muchas partículas pequeñas e indivisibles a las que llamo ÁTOMOS. A pesar de que esta idea no fue aceptada por muchos científicos, la misma se mantuvo debido a que muchas evidencias experimentales la apoyaron. Este concepto se dio a conocer con el nombre del ATOMISMO.

A partir de este momento, se han propuesto una serie de modelos atómicos que han tratado de explicar la definición del átomo y su composición.

COMPETENCIAS



1. Analiza los distintos aportes científicos que fueron planteados para la construcción del modelo atómico actual, permitiendo de esta manera desarrollar el método científico en el estudiante.

2. Compara los distintos modelos atómicos que ayudaron a la construcción del modelo atómico actual.

3. Analiza aportes y fallas que presentaron cada uno de los modelos atómicos

1. .

PREREQUISITOS



Conocer el concepto de materia

MATERIALES



Lápiz y papel.

Guías entregadas por el profesor.

Apuntes personales.

Textos sobre el tema a tratar.

Plataforma Virtual.

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POSTULADOS DE DALTON

NATURALEZA ELECTRICA

DEFICIENCIAS DEL MODELO ATÓMICO DE DALTON

EXPERIMENTO DE THOMSON

EXPERIMENTO DE MILLIKAN

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

MODELO ATÓMICO DE BOHR




La materia esta formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir .

Los átomos de un mismo elemento químico son todos iguales entre sí y diferentes a los átomos de los demás elementos.

Todos los átomos del elemento Hidrógeno son iguales entre sí en todas las propiedades: masa, forma, tamaño, etc., y diferentes a los átomos de los demás elementos.

Los compuestos se forman al unirse losátomos de dos o más elementos en proporciones constantes y sencillas.

Todas las moléculas del compuesto agua son iguales entre sí y están formadas por la unión de átomos del elemento Hidrógeno y 1 átomo del elemento Oxígeno.

En las reacciones químicas los átomos se intercambian; pero, ninguno de ellos desaparece ni se transforman.

En esta reacción química los átomos de Hidrógeno y los átomos de Oxígeno son iguales al principio y al final. Sólo cambia la forma en que se unen entre sí. El Hidrógeno y el Oxígeno serían los reactivos y el agua sería el producto que se obtiene.

En 1808, el científico ingles JOHN DALTON , formuló una definición precisa de lo que era el átomo, enunciando los siguientes postulados::

John Dalton (1766 - 1844).Naturalista, químico, matemático y meteorólogo británico. ÍNDICE




Para Dalton, cada elemento está formado una clase de átomos,

distinto en sus propiedades a los átomos de los demás elementos y,

justamente, es esta distinción lo que separa un elemento de otro y los

hace diferentes. Así, asignó a cada elemento conocido un símbolo

distinto, su símbolo químico que con posterioridad ha ido

cambiando hasta llegar a los modernos símbolos químicos

actuales.

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Estas ideas de Dalton suponen el primer modelo teórico para explicar la química moderna. El principal argumento sobre la validez de la teoría atómica de Dalton era que permitía interpretar de forma lógica todas las leyes ponderales.

LEY DE

LAS PROPORCIONES DEFINIDAS

• Establece:“Muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción definida”.

LEY DE

PROPORCINE

S MULTIPLES

• Establece:“Si dos elementos pueden combinarse para formar mas de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro mantiene una relación de números enteros pequeños.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE

LA MASA

• Establece:“La materia no se crea ni se destruye”

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NATURALEZA ELÉCTRICA



Una vez aceptada la teoría atómica de la materia, los fenómenos de electrización y electrólisis pusieron de manifiesto, por un lado, la naturaleza eléctrica de la materia y, por otro, que el átomo era divisible; es decir, que estaba formado por otras partículas fundamentales más pequeñas.

Para explicar estos fenómenos, los científicos idearon un modelo según el cual los fenómenos eléctricos son debidos a una propiedad de la materia llamada carga eléctrica. Las propiedades de los cuerpos eléctricos se deben a la existencia de dos tipos de cargas:

+

-

CARGA POSITIVA

CARGA NEGATIVA

Dos cuerpos que hayan adquirido una carga del mismo tipo se repelen, mientras que si poseen carga de distinto tipo se atraen. En general, la materia es eléctricamente neutra, es decir, tiene la misma cantidad de cada tipo de carga. Si adquiere carga, tanto positiva como negativa, es porque tiene más cantidad de un tipo que de otro.

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DEFICIENCIAS DEL MODELO DE DALTON



A COMIENZOS DEL SIGLO XIX SE PRESENTABA LA SIGUIENTE SITUACIÓN:

Dalton había demostrado que la materia estaba formada por átomos.

Existían experiencias de fenómenos eléctricos que demostraban que la materia podía ganar o perder cargas eléctricas.

Por tanto, esas cargas eléctricas debían de estar de alguna forma en el interior de los átomos. SI ESTO ERA CIERTO, LA TEORÍA DE DALTON ERA ERRÓNEA, YA QUE DECÍA QUE LOS ÁTOMOS ERAN INDIVISIBLES E INALTERABLES.

Debido a que no podían verse los átomos, se realizaron experimentos con tubos de descarga o tubos de rayos catódicos y así, de esta manera, se observaron algunos hechos que permitieron descubrir las partículas subatómicas del interior del átomo.

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EXPERIMENTO DE THOMSON



Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se vuelven conductores. Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores, denominados rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos

El físico J. J. Thomson realizó experiencias con tubos de rayos catódicos, los cuales contenían un gas a muy baja presión y un polo positivo (ánodo) y otro negativo (cátodo) por donde se hacía pasar una corriente eléctrica con un elevado voltaje.

J. J. Thomson

Al estudiar las partículas que formaban estos rayos observó que eran las mismas siempre, cualquiera que fuese el gas del interior del tubo. Por tanto, en el interior de todos los átomos existían una o más partículas con carga negativa llamadas ELECTRONES.

Este científico utilizó los rayos catódicos y su conocimiento de la teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón obteniendo un valor de -1,76 x10 8 C/g.

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EXPERIMENTO DE MILLIKAN



Después del descubrimiento de Thomson sobre la relación carga-masa del electrón, sólo restaba determinar el valor de una de estas magnitudes para conocer las propiedades básicas de esta partícula elemental. De ello se encargó, el estadounidense Robert A. Millikan (1868-1953).

El experimento consistió en introducir un atomizador con aceite en una cámara, cuya base estaba formada por placas cargadas eléctricamente. Una placa con un pequeño agujero dividía en dos la cámara, la parte de debajo de esta se encontraba con carga eléctrica negativa, y la de arriba con carga eléctrica positiva.

.

Introdujo una fuente de rayos X que cuando se produce el contacto entre las materias crean una carga. Las cargas negativas producidas por los rayos X se unen a las gotas de aceite, provocando que estas caigan más lento, se detengan o eleven cuando se le aplicaba una corriente eléctrica a las placas de la cámara. Dependiendo de la cantidad de carga en las gotas será lo que suceda con estas

A partir de las cargas de las gotas, pudo observar que todas estas eran múltiplo del valor más pequeño que podían tener, y ese valor fue de 1.6022 ×10-19 C. Determinando así la carga del electrón.

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DESCUBRIMIENTO DEL PROTON



Eugen. Goldstein Físico Alemán

Realizó algunos experimentos con un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado. Observó unos rayos que atravesaban al cátodo en sentido contrario a los rayos catódicos. Recibieron el nombre de rayos canales.

El estudio de estos rayos determinó que estaban formados por PARTÍCULAS DE CARGA POSITIVA y que tenían una masa distinta según cual fuera el gas que estaba encerrado en el tubo. Al experimentar con hidrógeno se consiguió aislar la partícula elemental positiva o protón, cuya carga es la misma que la del electrón pero positiva y su masa es 1837 veces mayor.

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MODELO ATOMICO DE THOMSOM



Con el descubrimiento de los ELECTRONES surge el primer modelo atómico:

Thomson propuso un modelo de átomo formado por unas partículas con carga eléctrica negativa (electrones), inmerso en un fluido de carga eléctrica positiva, que daba como resultado un átomo eléctricamente neutro. Este modelo es coherente con los experimento de tubos de descargas vistos antes

El modelo de Thomson fue bastante valorado ya que era capaz de explicar los siguientes fenómenos:

La electrización: el exceso o defecto de electrones que tenga un cuerpo es el responsable de su carga negativa o positiva.

La formación de iones: Un ion es un átomo

que ha ganado o perdido uno o más electrones. Los electrones se pierden o se ganan con relativa facilidad, de manera que su número dentro del átomo puede variar, mientras que el número de protones es fijo siempre para cada átomo. Si un átomo pierde uno ó más electrones adquiere carga neta positiva (catión) y si gana uno ó más electrones adquiere carga neta negativa (anión).

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EXPERIMENTO DE RUTHERFORD



Ernst Rutherford

El científico Ernst Rutherford investigó las propiedades de las sustancias radiactivas, y en particular, la naturaleza de las partículas alfa, que se obtienen de las desintegraciones radioactivas. A fin de obtener información acerca de la estructura de los átomos.

Éste propone un experimento consistente en bombardear con partículas alfa una lámina de oro. Rutherford esperaba que las partículas alfa, atravesaran la lámina con facilidad, ya que tendrían la carga positiva uniformemente distribuida, como decía el modelo postulado por Thomson.

Observó que eso era lo que sucedía para la mayor parte de dichas partículas, pero, para su sorpresa, algunas se desviaban e incluso unas pocas rebotaban en la lámina .

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MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD



Para poder explicar las grandes desviaciones que sufrían algunas partículas α Rutherford supuso que toda la carga positiva del átomo estaba concentrada en un pequeño núcleo donde residía además la casi totalidad de su masa.

RUTHERFORD introduce el modelo planetario, el átomo se

dividen en:

El núcleo, en su parte central, que contiene toda la carga positiva y casi la totalidad de la masa del átomo.

La corteza, zona que rodea al núcleo, donde están los electrones cargados negativamente. Estos electrones girarían en torno al núcleo y mantendrían grandes distancias entre sí.

Rutherford sugirió que en los núcleos de los átomos tenían que existir otras partículas de masa casi igual a la del protón, pero sin carga eléctrica, por lo que las llamó NEUTRONES, esto para evitar la inestabilidad por repulsión entre los protones El neutrón no fue descubierto experimentalmente hasta 1932 por Chadwick

La teoría de Rutherford presentaba una gran DEFICIENCIA:

Contradecía las leyes del electromagnetismo de James Clerk

Maxwell, las cuales estaban muy comprobadas mediante datos

experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en

movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente

en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería

sobre el núcleo y la materia se destruiría. Todo ocurriría muy

brevemente ÍNDICE

DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON



Después del experimento de Rutherford, los cientificos pensaban que en los núcleos atómicos deberían de existir, otras partículas sin carga eléctrica. Esta especulación estaba basada en el hecho de que la masa de los átomos de hidrógeno era aproximadamente la suma de las masas del electrón y el protón. Sin embargo, la masa de todos los demás átomos es mayor que la suma de las masas sus protones mas sus electrones.

En 1932, CHADWICK descubrió la existencia de otra partícula en el núcleo del átomo a la que llamo NEUTRON, la cual no posee carga eléctrica alguna y de masa algo mayor que la masa de un protón.

u

d d

u

d

u

Neutron

Proton

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MODELO ATOMICO DE BOHR



Este científico propone un modelo en el que los electrones sólo pueden ocupar ciertas órbitas circulares. Los electrones se organizan en capas y, en cada capa tendrán una cierta energía, llenando siempre las capas inferiores (de menor energía) y después las superiores.

En la primera mitad del siglo XX se realizaron unos descubrimientos que no podían ser explicados con el modelo de Rutherford.

El físico Niels Bohr

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 posible al núcleo.

Para realizar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo dehidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón

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POSTULADOS DE BOHR



EL MODELO ATÓMICO DE BOHR SE BASA EN LOS SIGUIENTES POSTULADOS:

1.- Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares estables.

Con este postulado, se concibe al átomo como un sistema planetario, donde el núcleo y los electrones, hacen las veces del sol y los planetas respectivamente; de ello, se deduce que mientras más grande sea la órbita, mayor es la energía que posee el electrón.

Esta situación presenta un inconveniente, de acuerdo a la física clásica, si los electrones se movieran en órbitas circulares, se acelerarían irradiando constantemente energía (perderían energía), describiendo una espiral hasta colapsar finalmente con el núcleo; en otras palabras, el momento angular del electrón sería cada vez más pequeño. Sin embargo, para que esto no suceda, y como condición para mantener la energía del electrón, Bohr estableció el postulado siguiente:

2.- Sólo son permitidas aquellas órbitas en las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de h/2π , donde h es la constante de Planck; así, se tendría que m v r = n h / 2π , donde n es un número entero que indica la órbita o niveL energético en el que se encuentra el electrón.

Esto implicaría que un electrón, en una órbita, n, tendría un momento angular constante; es decir, su energía sería constante, por lo cual no existiría pérdida de energía; además, también implicaría que el momento angular estaría cuantizado, ya que los valores de n, solo pueden ser números enteros (sería incorrecto suponer que existe la órbita 1.5); así, considerando lo anterior, Bohr propone el postulado siguiente:

3.- Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, dicha transición va acompañada de la absorción o emisión de una cantidad definida de energía (en forma de onda electromagnética), cuya magnitud es igual a la diferencia de energía entre las dos órbitas.

Teniendo en cuenta lo anterior, si en un átomo estable, un electrón se encuentra inicialmente en la primera órbita, puede saltar a la segunda órbita; sin embargo para que ello suceda, necesita ganar energía y esto lo hace absorbiendo una onda electromagnética que lleve asociada la cantidad de energía correspondiente a la diferencia de energía entre las dos órbitas.

Cuando el electrón salta a una órbita superior, como en el caso anterior, deja un espacio vacío que hace inestable al átomo, para recuperar la estabilidad, el electrón debe regresar a la primera órbita liberando la energía que absorbió y lo hace emitiendo una onda electromagnética igual a la que absorbió.

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VENTAJAS Y DESVENTAJAS DE BOHR



De este modo, la teoría de Bohr explica el origen del espectro de líneas, ya que un electrón solo puede absorber o emitir las ondas electromagnéticas que llevan asociadas las energías necesarias para realizar los saltos de una órbita a otra; además, dicha teoría también permite explicar el efecto fotoeléctrico, la energía de ionización y la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno.

La teoría de Bohr tiene sus limitaciones, porque no explica totalmente los espectros de los átomos que poseen más de un electrón, es decir, la teoría sólo se aplica para los átomos con un solo electrón (átomos hidrogenoides); ya que si el átomo tiene más de un electrón, se tendría que contemplar la fuerza de repulsión que existiría entre los electrones. No obstante las limitaciones de la teoría, en 1922, Bohr obtuvo el Premio Nobel de Física por dicha teoría.

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DATOS DE INTERES

En caso de cualquier duda o inconveniente con respecto a la clases podrás contactarme a través de la siguiente información :

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CORREO: [email protected]

TELÉFONO: 0426-3843319

mailto:[email protected]



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BIBLIOGRAFÍAS RECOMENDADAS

PARA DESARROLLAR ESTE TEMA SE RECOMIENDAN LAS SIGUIENTES BIBLIOGRAFÍAS:

Whitten Kenneth, Giley Kennet D. y Davis Raymond E., QUIMICA GENERAL, editorial Mc Graw Hill.

Brown, LeMay y Bursten, QUÍMICA La Ciencia Central, editorial Pearson.

Educaplus(1998-2009), página web en línea. Disponible: http://www.educaplus.org/luz/espectros.html

http://www.educaplus.org/luz/espectros.html



FIN DE LA CLASE 2

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