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Teoría Atómica de
Dalton (1808)
La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría
atómica, para explicar estas leyes, es la de
minúsculas partículas esféricas, indivisibles e
inmutables, iguales entre sí en cada elemento
químico.
En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el
modelo atómico de la materia las cuales han
servido de base a la química moderna. Los
principios fundamentales de esta teoría son:
1.
2.
La materia está formada por minúsculas partículas
indivisibles llamadas átomos.
Hay distintas clases de átomos que se distinguen por
su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un
elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los
átomos de elementos distintos tienen propiedades
diferentes.
3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos
de dos o más elementos en proporciones fijas y
sencillas. De modo que en un compuesto los de átomos
de cada tipo están en una relación de números enteros
o fracciones sencillas.
4. En las reacciones químicas, los átomos se
intercambian de una a otra sustancia, pero ningún
átomo de un elemento desaparece ni se transforma en
un átomo de otro elemento.
Teoría Atómica de J. J.
Thompson

Demostró que dentro de los átomos hay
unas partículas diminutas, con carga
eléctrica negativa, a las que se llamó
electrones.
Modelo Atómico de Thompson

De este descubrimiento dedujo que el
átomo debía de ser una esfera de materia
cargada positivamente, en cuyo interior
estaban incrustados los electrones.
Teoría Atómica de
Rutherford

Demostró que los átomos no eran
macizos, como se creía, sino que están
vacíos en su mayor parte y en su centro
hay un diminuto núcleo.
Teoría Atómica de
Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos
originados por la radiación emitida por los
átomos excitados de los elementos en
estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según
el cual los electrones giran alrededor del
núcleo en unos niveles bien definidos.
1
Tienen
mas
energía
Niveles de
3 4 Energía “n”
2
Tienen menos
energía
ESTADO BASAL O ESTACIONARIO
Absorbe
energía
ESTADO EXCITADO
LIBERA ENERGÍA

Actividad. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales
con el modelo atómico a que dieron lugar:

El átomo no es indivisible ya que al aplicar un fuerte voltaje a los
átomos de un elemento en estado gaseoso, éstos emiten partículas
con carga negativa:
Al reaccionar 2 elementos químicos para formar un compuesto lo
hacen siempre en la misma proporción de masas:
Los átomos de los elementos en estado gaseoso producen, al ser
excitados, espectros discontinuos característicos que deben reflejar
su estructura electrónica:
Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas
cargadas positivamente, algunas rebotan en un pequeño núcleo
situado en el centro del átomo:




TEORIA ATOMICA MODERNA

El modelo atómico actual se basa en la
mecánica cuántica ondulatoria fundada
entre otros por Werner Heisenber (l925) y
Erwin Schrödinger (1926)
1.- PRINCIPIO DE DUALIDAD DE
DE-BROGLIE (1923)

Lo electrones, al igual que los fotones
(cuantos de energía) se comportan como
partículas (masa) y ondas (energía)
2. Principio de Incertidumbre de
Heisenberg
No es posible conocer a un mismo tiempo
la posición y velocidad de un electrón en
un atomo.
 Se habla entonces de regiones en dondde
es mas probable encontrar al electrón:
ORBITALES O NUBES ELECTRONICAS

3. PRINCIPIO DE SCHRÖDINGER

La ecuación de onda presentada en 1926
establece la relación entre la energía de
un electrón y la distribución de éste en el
espacio. En esta ecuación aparecen los
parámetros cuánticos n, l, m
4. Principio de Dirac-Jordan

En su ecuación aparece el cuarto
parámetro cuántico “s” que establece con
mayor exactitud la distribución de los
electrones
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.
Isótopos

La suma del número de protones y el número de
neutrones de un átomo recibe el nombre de
número másico y se representa con la letra A.
Aunque todos los átomos de un mismo
elemento se caracterizan por tener el mismo
número atómico, pueden tener distinto número
de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de
un mismo elemento que se diferencian en su
número másico.
A
Z
X
A= Número Másico
No. De protones + No. De neutrones
Z = Número atómico (el número que aparece en la tabla
Ejercicios
1.
Los átomos de un mismo elemento químico tienen todos en su
núcleo el mismo número de ……….
2. Un átomo tiene 12 protones, 13 neutrones y 12 electrones.
¿Cuál es su número atómico?
 12
 13
 24
 25
3. Los isótopos oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, se
diferencian en:
 El número de protones
 El número atómico
 El número de neutrones
 El número de electrones
Corteza atómica: Estructura
electrónica
Las propiedades de los elementos
dependen, sobre todo, de cómo se
distribuyen sus electrones en la corteza.
Esta distribución se puede representar
mediante la configuración electrónica

Aunque los conocimientos actuales sobre la
estructura electrónica de los átomos son bastante
complejos, las ideas básicas son las siguientes:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde
pueden situarse los electrones, numerados del 1,
el más interno, al 7, el más externo.

2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones
repartidos en distintos subniveles, que pueden
ser
de
cuatro
tipos:
s,
p,
d,
f.
3. En cada subnivel hay un número determinado
de orbitales que pueden contener, como
máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital
tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De
esta forma el número máximo de electrones que
admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2
electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en
el f (2 x 7).
1s2
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
7s2
2p6
3p6
4p6
5p6
6p6
7p6
Ge
32
N
7
3d10
4d10 4f14
5d10 5f14
6d10
11
1s2
2s2 2p3
Na 1s2 2s2 2p6
3s1
Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
17
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p4
Electrones de valencia
Ejemplos