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TRABAJO COLABORATIVO/BLOGGER
TALLER NO. 1 DE COMPLEMENTACIÓN Y PROFUNDIZACIÓN
TEMA: MODELOS ATÓMICOS
ROSA ISELA AÑEZ ARGOTE
ANGIE CARRILLO LOPEZ
MARIANELLA HERNÁNDEZ HERNÁNDEZ
LUCY MARCELA OROZCO LOPEZ
MARTHA CAROLINA RODRIGUEZ ANGARITA
Profesor:
JAIRO ENRIQUE REQUENA MONTENEGRO
INSTITUCIÓN EDUCATIVA NACIONAL AGUSTIN CODAZZI
AREA: CIENCIAS NATURALES/QUIMICA
AGUSTIN CODAZZI- CESAR
10-01 JM
2015
INTRODUCCIÓN
El presente taller evaluativo, se llevo a cabo a través de los conceptos
aprendidos en la respectiva aula de clase, los cuales nos proporcionaron la
información para su desarrollo. El trabajo en si tiene el fin de familiarizarnos con
la historia de los modelos atómicos y quienes fueron sus principales
representantes, conocer y llegar a aplicar de manera correcta de conceptos como
lo son: isótopos e isóbaros, etc. La característica principal del trabajo es
implementar y profundizar bien los conceptos, aplicándolos en forma de taller a
realizar en forma grupal.
A continuación procederemos a resolver el trabajo.
OBJETIVOS



COMPLEMENTACIÓN Y PROFUNDIZACIÓN SOBRE MODELOS
ATÓMICOS Y DEMÁS TEMAS O SUBTEMAS QUE CONLLEVA.
IMPLEMENTACIÓN DE CONCEPTOS.
BUENA REALIZACIÓN DE PROCEDIMIENTOS MATEMÁTICOS.
MODELOS ATÓMICOS
1. A través de una tabla comparativa explica cada uno de los modelos
atómicos. Desde los griegos (Leucipo -Demócrito) hasta Ernest
Rutherford. Esta tabla debe incluir los dibujos o esquemas de los
respectivos modelos. Marianella Hernández
CREADORES
POSTULADOS
DEMÓCRITO
Demócrito desarrolló la “teoría atómica
del universo”, concebida por su
mentor, el filósofo Leucipo. Esta
teoría, al igual que todas las teorías
filosóficas griegas, no apoya sus
postulados mediante experimentos,
sino que se explica mediante
razonamientos lógicos:
V-IV a. C.



Los átomos son
eternos, indivisibles, homogéneos,
incompresibles e invisibles.
Los átomos se diferencian solo en
forma y tamaño, pero no por
cualidades internas.
Las propiedades de la materia
varían según el agrupamiento de
los átomos.
1. La materia está formada por
partículas muy pequeñas
llamadas átomos, que son indivisibles
y no se pueden destruir.
JOHN DALTON
(1766-1844)
2. Los átomos de un mismo elemento
son iguales entre sí, tienen la misma
masa y propiedades. Los átomos de
diferentes elementos tienen masas
diferentes. Comparando las masas de
los elementos con los del hidrógeno
tomado como la unidad propuso el
concepto de peso atómico relativo.
3. Los átomos permanecen sin
división, aun cuando se combinen en
las reacciones químicas.
5. Los átomos de elementos diferentes
se pueden combinar en proporciones
distintas y formar más de un
compuesto.
La materia está formada por partículas
muy pequeñas llamadas “átomos”.
Estos átomos no se pueden dividir, no
se crean ni se destruyen, y nunca
cambian.
MODELO ATÓMICO
THOMSON
Introduce la idea de que el
átomo puede dividirse en las
llamadas partículas
fundamentales:
.Electrones, con carga eléctrica
negativa
.Protones, con carga eléctrica
positiva
.Neutrones, sin carga eléctrica
y con una masa mucho mayor
que la de electrones y
protones.
Thomson considera al átomo
como una gran esfera con
carga eléctrica positiva, en la
cual se distribuyen los
electrones como pequeños
granitos (de forma similar a las
pepitas de una sandía).
RUTHERFORD
En 1911, Rutherford introduce
el modelo planetario, que es el
más utilizado aún hoy en día.
Considera que el átomo se
divide en:
· Un núcleo central, que
contiene los protones y
neutrones (y por tanto allí se
concentra toda la carga
positiva y casi toda la masa del
átomo).
· Una corteza, formada por los
electrones, que giran alrededor
del núcleo en órbitas circulares,
de forma similar a como los
planetas giran alrededor del
Sol.
2. Explica los hechos o descubrimientos que antecedieron al modelo atómico
propuesto por Ernest Rutherford. Angie Carrillo
Descubrimiento de la radiactividad

La radiactividad se define como la propiedad que poseen los átomos de
algunos elementos de emitir radiaciones. Debido a que las radiaciones son
partículas subatómicas, los elementos radiactivos se transforman en otros
elementos, pues la constitución íntima de sus átomos cambia.
Estas radiaciones pueden ser de cuatro tipos distintos:

Rayos alfa (α): son partículas formadas por dos protones y dos neutrones,
por lo que poseen una carga positiva, igual a dos veces la carga de un
protón. Debido a que la masa y el volumen de las partículas alfa son
relativamente elevados, estas radiaciones viajan a una velocidad baja, y
tienen un poder de penetración igualmente bajo.



Rayos beta¯ (β¯): se trata de haces de electrones, 7.000 veces más
pequeños que las partículas alfa y que viajan a una velocidad cercana a la
de la luz, por lo que poseen un poder de penetración medio.
Rayos beta + (β+): son haces de partículas similares a los electrones, pero
con carga positiva, denominadas positrones. Tienen las mismas
propiedades que las partículas __, en cuanto a masa, velocidad y
capacidad de penetración. Dado que son antagonistas de los electrones,
cuando un electrón y un positrón se chocan, se aniquilan mutuamente,
convirtiéndose en energía electromagnética.
Rayos gamma (Ɣ): estos rayos son radiaciones electromagnéticas, con un
contenido energético muy superior al de la luz visible, por lo que no poseen
masa y tienen una gran capacidad de penetración (fi gura 7).
Descubrimiento de los rayos X
A fines del siglo XIX, en 1895, Wilhelm Roentgen (1845-1923), estudiando los
rayos catódicos, observó que una lámina recubierta con ciano-platinato de bario,
que estaba a cierta distancia del tubo, emitía una fluorescencia verdosa. Afirmó
que dicha fluorescencia correspondía a unos rayos que atravesaban los materiales
poco densos, como la madera, pero que no pasaba a través de los más densos,
como los metales.
Además, no sufrían desviación por campos eléctricos o magnéticos.
Por esta razón, concluyó que estos rayos no debería estar formados por partículas
cargadas y en esto se parecían a los rayos de luz. Roentgen los llamó rayos X.
Los dos descubrimientos mencionados dejaban entrever que había espacio entre
los átomos que conformaban los materiales conocidos, pero no estaba claro cómo
ni dónde se distribuían estos espacios.
3. Explicar las inconsistencias del modelo atómico propuesto por
Rutherford. Lucy Orozco
El modelo atómico de Rutherford tenía unas inconsistencias, de acuerdo
con la física clásica toda partícula acelerada, como es el caso del electrón
girando alrededor del núcleo de un átomo, hasta terminar precipitándose
sobre el núcleo dando lugar a un colapso atómico.
4. Explicar el modelo atómico propuesto por Niels Bohr. Rosa Añez
El modelo atómico de Bohr o de Bohr-Rutherford es un modelo clásico del
átomo, pero fue el primer modelo atómico en el que se introduce una
cuantización a partir de ciertos postulados. Fue propuesto en 1913 por el
físico danés Niels Bohr, para explicar cómo los electrones pueden tener
órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban
espectros de emisión característicos (dos problemas que eran ignorados en
el modelo previo de Rutherford). Además el modelo de Bohr incorporaba
ideas tomadas del efecto fotoeléctrico, explicado por Albert Einstein en
1905.
5. Define los siguientes conceptos: átomo, núcleo, corteza o periferia,
protón, electrón, neutrón, número atómico, masa atómica, isótopos,
isóbaros. Angie Carrillo
Átomo: es un constituyente de la materia ordinaria, con propiedades
químicas bien definidas, formado a su vez por constituyentes más
elementales sin propiedades químicas bien definidas. Cada elemento
químico está formado por átomos del mismo tipo (con la misma estructura
electrónica básica), y que no es posible dividir mediante procesos químicos.
Núcleo: Podría decirse que se trata del componente principal o esencial de
algo, al que se suman o acoplan otros elementos para conformar una
totalidad o un conjunto.
Corteza o periferia: se conoce un número muy grande de corpúsculos
constitutivos del átomo, podemos decir que esencialmente se reducen a
tres, llamados PARTICULAS FUNDAMENTALES, que son: electrones,
protones y neutrones.
Protón: es la cantidad más pequeña de electricidad positiva que existe
individualmente.
Electrón: Se puede definir como la más pequeña cantidad de electricidad
negativa que existe individualmente.
Neutrón: Es la cantidad más pequeña de masa material que existe
individualmente sin carga eléctrica.
Numero atómico: es el número total de protones que tiene el átomo. 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 número igual de electrones y protones.
Masa atómica: es la masa de un átomo, más frecuentemente expresada
en unidades de masa atómica unificada.1 La masa atómica puede ser
considerada como la masa total de protones y neutrones (pues la masa de
los electrones en el átomo es prácticamente despreciable) en un solo átomo
(cuando el átomo no tiene movimiento).
Isotopos: Son átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos tienen el
mismo número de protones (número atómico Z), pero diferente en el
número de neutrones (número de masa A).
Isobaros: Existen átomos de elementos diferentes, con características
propias, que poseen isótopos con el mismo número de masa (A). A estos
elementos se les da el nombre de isóbaros y son comunes en elementos
radiactivos.
6. Completar la siguiente tabla e indicar qué átomos son isótopos y
cuales son isóbaros: Martha Rodríguez
7. Dados los siguientes isótopos, calcular su masa atómica promedio:
Martha Rodríguez
A. Ti = 46 (8.0%), 47 (7.3%), 48 (73.8%), 49 (5.5%), 50 (5.4%)
[46 (8.0%)+ 47 (7.3%)+ 48 (73.8%) +49 (5.5%)+ 50 (5.4%)]
100
= 4793
100
Ti=47, 93
B. Sr = 84 (0.56%), 86 (9.86%), 87 (7.0%), 88 (82.6%)
[84 (0.56%) +86 (9.86%)+ 87 (7.0%)+ 88 (82.6%)]
100
= 8783.53
100
Sr = 87,8353
C. Cu = 63 (69.17%), 65 (30.83%)
[63 (69.17%), 65 (30.83%)]
100
= 6361.66
100
Cu =63.6166
D. K = 39 (93.26%), 40 (0.012%), 41 (6.73%)
[39 (93.26%)+ 40 (0.012%) +41 (6.73%)]
100
= 3913.55
100
K = 39.1355
8. Escribir lo que dicen los siguientes principios: Lucy orozco
Principio de Exclusión de Pauling: Un orbital no puede contener más de
dos electrones, y los espines de dichos electrones deben tener valores
opuestos. Se representan.
Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund: Los electrones que
pertenecen a un mismo subnivel se disponen de manera que exista el
mayor número posible de electrones desapareados con el mismo valor de
espín. Cuando un orbital contiene únicamente un electrón, se dice que este
electrón está desapareado.
Principio de Incertidumbre de Heisemberg: De acuerdo con lo
establecido por Bohr, el electrón del átomo de hidrógeno gira en torno al
núcleo siguiendo una trayectoria bien definida, y por lo tanto es posible
calcular su posición y cantidad de movimiento en cada punto (fi gura 24).
Sin embargo, en 1926, Werner Heisemberg sostuvo que tal descripción no
era posible, pues nuestra forma de observar y medir las cosas no nos
permite hacerlo con completa objetividad. Así, siempre que observamos o
medimos algo, afectamos al objeto observado. El resultado de esta premisa
es que no es posible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de
movimiento (momento lineal) de una partícula subatómica, pues cuanto
más exacta sea la estimación de un parámetro, menos podremos saber
sobre el otro. De esta manera ya no se emplean números absolutos sino
probabilidades para referirse a cualquier parámetro que caracterice una
partícula subatómica.
9. Determinar los valores para los números cuánticos (n, l, m, s) para
los siguientes electrones: Rosa Añez
A. 2s1
B. 5p1 C. 3d1 D. 4f1
2s1
n
2
2
L
0
0
m
0
0
s
½
-1/2
L
1
1
1
1
1
1
m
-1
-1
0
0
1
1
S
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
L
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
m
-2
-2
-1
-1
0
0
1
1
2
2
S
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
5p1
n
5
5
5
5
5
5
3d1
n
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
4f1
n
4
4
4
4
4
4
4
4
4
4
4
4
4
4
L
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
3
m
-3
-3
-2
-2
-1
-1
0
0
1
1
2
2
3
3
s
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
½
-1/2
10. a) Realizar la configuración electrónica para los siguientes átomos:
Marianella Hernández
1) Z = 16 (S) 2) Z = 12 (Mg) 3) Z = 23 (V) 4) Z = 18 (Ar).
.
z=16 (S)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
z=12 (Mg)0
1s2 2s2 2p6 3s2
z=23 (V)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
z=18 (Ar)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) Realizar la estructura planetaria para los átomos anteriores.
Z=16 (S)
Z=12 (Mg)
Z=23 (V)
Z=18 (Ar)
c) Realizar la configuración electrónica por orbitales para los átomos
anteriores.
Z=16 (S)
1s2
2s2
2p6
3s2
Z=12 (Mg)
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
Z=23 (V)
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
Z=18 (Ar)
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d3
CONCLUSIÓN
Si bien el presente trabajo-taller abordó como temas la implementación de
conceptos acerca de los modelos atómicos, etc., creemos que fue muy interesante
realizar este trabajo, ya que aprendimos y se pudo lograr alcanzar la mayoría de
los objetivos propuestos.
Como resultado de la realización de este taller ya presentado, es posible concluir
que existen distintos conceptos utilizados en química que nos ayudan a la buena
implementación de procedimientos para hallar distintos resultados como lo es por
ejemplo la configuración electrónica.
Con los objetivos propuestos se puede llegar a la conclusión de que aprendimos
mucho más acerca de los temas que se abarcaron en este trabajo.