Profesora: Gabriela Valenzuela Arce
Pedagogía en Química y Ciencias
naturales
 Átomo: Unidad más pequeña de un elemento químico
que mantiene su identidad o sus propiedades. La
palabra proviene del (del latín atomus, y éste del
griego άτομος, indivisible).
 ARISTOTELES (IV A.C.): La materia era continua,
podía dividirse infinitamente en partículas más y más
pequeñas.
 LEUCIPO Y DEMÓCRITO (V A.C.): La subdivisión de
la materia produciría al cabo átomos que significan
“sin corte, indivisibles”.
Las teorías de los griegos estaban basadas en el
pensamiento abstracto y no en la experimentación. La
existencia del átomo no quedo demostrada hasta 1904.
 DALTON (1766-1844)
 Fue el primero en formular un modelo atómico con
bases científicas.
Propuso una TEORÍA ATOMICA, demostrando que es
posible determinar las masas relativas de los átomos de
diferentes elementos.
Según Dalton, cada elemento estaba formado por
átomos que son químicamente idénticos entre sí y
diferentes de los átomos de los demás elementos.
Postulados de Dalton:
1.
Cada elemento se compone de partículas
extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2.
Todos los átomos de un elemento son idénticos.
3.
Los átomos de un elementos no se transforman en
átomos diferentes en las reacciones químicas.
4.
Cuando se combinan átomos de mas de un tipo de
elemento se originan los compuestos, y este tiene el
mismo numero relativo de la misma clase de átomos.
Leyes involucradas en los Postulados
de Dalton:
1.
Ley de composición constante (o proporciones
definidas) de Proust (1800). La composición de un
compuesto puro es siempre la misma.
2.
Ley de la conservación de la materia de Lavoisieur
(1750) La materia no se crea ni se destruye, solo se
transforma.

Ley de Dalton (de proporciones múltiples): la
proporción de los elementos que forman un
compuesto esta en números enteros pequeños.
JOSEPH J. THOMSON (1856-1940)
 En el modelo propuesto por Thomson (Plum-pudding
model) el átomo esta compuesto por electrones de
carga negativa en un átomo de carga positiva, como las
pasas en un pudín. Thomson descubre la existencia del
electrón a través del experimento del tubo de rayos
catódicos.
Experimento de Thomson
CONCLUSIONES EXPERIMENTO DE
THOMSON

Rayos catódicos son desviados por campos eléctricos y
magnéticos, y cargaban negativamente a metales, los
rayos son partículas con carga negativa y masa,
descubrimiento del electrón.

Carga del electrón: -1,60 x 10-19 C

Masa del electrón: 9,10x10-28 g (2000 veces mas pequeña
que de un átomo de H).

Si hay cargas negativas, hay igual numero de cargas
positivas: nube de carga positiva (Modelo de “pudin de
pasas” de Thomson)
ERNEST RUTHERFORD (1871-1937).
 Estudió las emisiones radiactivas descubiertas por HENRY
BECQUEREL.
 Las clasificó en rayos alfa (partículas compuestas por 2
protones y dos neutrones las cuales se desplazan a 0.05
veces la velocidad de la luz), beta (haces de electrones que
se desplazan a 0.4 veces la velocidad de la luz) y gama (una
forma de luz altamente energética, no poseen carga y son
similares a los rayos X).
 Utilizando partículas alfa, realizó “el experimento de la
lámina de oro”
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD
CONCLUSIONES DEL EXPERIMENTO
DE RUTHERFORD
 El átomo tiene un núcleo positivo (mayor parte de
la masa del átomo) rodeado de pequeños
electrones negativos. La mayor parte del volumen
de átomo es espacio vacío.
 Partículas positivas: protones.
 Nº electrones = Nº protones
 Masa del protón: 1,67 x 10-24 g (1800 veces superior
a la del electrón)
 carga del protón: +1,60 x 10-19 C (numéricamente
igual que el electrón)
ESPECTROS DE EMISION DE GASES.
 Los espectros de emisiones son aquellos que se
obtienen al descomponer las radiaciones emitidas
por un cuerpo previamente excitado
 Cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las
longitudes de onda. Solamente en aquellas de las que está
“provisto”. También ocurre que cuando un elemento recibe
energía no absorbe todas las longitudes de onda, sino solo
aquellas de las que es capaz de “proveerse”.
NIELS BOHR (1885-1962)
Propuso en 1913 para explicar cómo los electrones pueden tener
órbitas estables alrededor del núcleo.
 Este modelo planetario es un modelo funcional que no
representa el átomo (objeto físico) en sí sino que explica su
funcionamiento por medio de ecuaciones.
 Se basó en el átomo de hidrogeno para realizar su modelo. Bohr
intentaba explicar la estabilidad de la materia y los espectros de
emisión y absorción discretos que se observan en los gases.
Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y
girando a su alrededor un electrón.
 El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo
atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre
cuantización que habían surgido unos años antes con las
investigaciones de Planck y Einstain.
POSTULADOS DE BORH
 Los electrones orbitan el átomo en niveles discretos y
cuantizados de energía, es decir, no todas las órbitas están
permitidas, tan sólo un número finito de éstas.
 Los electrones pueden saltar de un nivel electrónico a otro sin
pasar por estados intermedios.
 El salto de un electrón de un nivel cuántico a otro implica la
emisión o absorción de un único cuanto de luz (fotón) cuya
energía corresponde a la diferencia de energía entre ambas
órbitas.
 Las órbitas permitidas tienen valores discretos o cuantizados del
momento angular orbital L de acuerdo con la siguiente ecuación:
Donde n, es el numero cuantico principal
 El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el
átomo de Hidrogeno. Sin embargo, en los espectros
realizados para átomos de otros elementos se observaba
que electrones de un mismo nivel energético tenían
distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el
modelo. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel
energético existían subniveles.
RESPONDE:
1. ¿En qué consiste
Thomson?
el modelo atómico de
2. ¿Qué son los rayos catódicos?
3. ¿Qué importancia tiene el tubo de Crookes en el
conocimiento de la Materia?
4. Establece un cuadro comparativo entre los
modelos atómico de Thomson, Rutherford y
Bohr. Indica las limitaciones de cada uno de
ellos.
COMPLETA EL SIGUENTE CUADRO
COMPONENTES DEL ATOMO
•
Numero Atómico (Z): el numero de protones de los átomos de un
elemento; es lo que define al elemento. En un átomo neutro, la
cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones.
•
Numero Másico (A, peso atómico): numero de la suma de
protones (Z) y neutrones (N) de un elemento.
A=n+p
Isótopos.


Existen en la naturaleza elementos que poseen igual
cantidad de protones, pero diferente cantidad de
neutrones, se llaman isotopos.
Se nombran por su numero másico:
Ejemplo: Carbono 14, carbono 13, etc.

Los elementos se dan en la naturaleza como mezcla de sus
diferentes isótopos.

Entonces, si hay distintos isótopos, ¿cual es el peso atómico de un
elemento?

Peso atómico promedio: peso atómico de un elemento
considerando los porcentajes de abundancia relativa de cada uno de
sus isótopos.

Ejemplo: Carbono
abundancia de isótopos de carbono:
C12 = 98,93%
C13 = 1,07%
C14 = despreciable
(0,9893)(12) + (0,0107)(13) = 12,01
Carbono 12,01 no existe, es solo referencial.
TIPOS DE ATOMOS
 ÁTOMO NEGATIVO
Es aquel en que el número de electrones es mayor con
respecto al número de protones. También se llama Anión.
 ÁTOMO NEUTRO
Es aquel en que el número de protones es igual al número
de electrones.
 ÁTOMO POSITIVO
Es aquel en que el número de electrones es menor en
comparación al número de protones. También se llama
Catión.
Pregunta P.S.U.
7. Si un átomo neutro pierde un electrón
A) su carga total no se altera.
B) su carga total quedará negativa.
C) su carga total queda positiva.
D) su masa total disminuye
considerablemente.
E) resulta un anión.
Comprensión
C
Determinación de partículas atómicas
24
12
79
35
16
8
2
Protones
12
Neutrones
12
Electrones
10

Protones
35
Neutrones
44
Electrones
36
2
Protones
8
Neutrones
8
Electrones
10
Protones
Neutrones
Electrones
22
26
22
Mg
Br
O
48
22
Ti
Pregunta P.S.U.
10. En un átomo neutro con 22 electrones y
26 neutrones, su número atómico y
número másico son respectivamente
A) 22 y 26
B) 26 y 48
C) 26 y 22
D) 48 y 22
E) 22 y 48
E
Aplicación
ISÓTOPOS
 Átomos
que presentan igual número
atómico, pero distinto número másico.
 Se establece en átomos de un mismo
elemento.
Ejemplo:
15 16 17
O O O
8
8
8
ISÓBAROS
 Átomos que presentan igual número
másico y distinto número atómico.
Ejemplo:
14 14
C
N
6
7
ISÓTONOS
 Son átomos que presentan distinto número
másico, distinto número atómico, pero tienen
igual número de neutrones.
Ejemplo:
11 12
B
C
5
6
Pregunta P.S.U.
12. Un átomo posee 19 protones, 20
neutrones y 19 electrones. ¿Cuál de los
siguientes átomos es su isótono?
A) 19A21
B) 19B20
C) 18C38
D) 39D58
E) 20E39
C
Aplicación
ISÓBAROS, ISÓTOPOS e ISÓTONOS
Identifique cuál (es) de las siguientes parejas son
Isóbaros, Isótopos o Isótonos.
16
8
28
13
O
Al
15
8
28
12
O
Isótopos
Mg
Isóbaros
1
1
H
3
1
N
12
5
14
7
107
47
Ag
12
6
C
H
B
107
46
14
6
Isótopos
Isótonos
Pd Isóbaros
C
Isótopos
Síntesis de contenidos
Teoría atómica
Átomo
Partículas subatómicas
Electrón
Pérdida
Catión
Ganancia
Anión
Protón
Nº atómico
Neutrón
Nº másico
Estructura Electrónica de los Átomos.

Sabemos que las propiedades químicas de los elementos se deben al
numero de protones y electrones de sus átomos.

Sin embargo, existen elementos con similares características químicas.
- Helio, neón, argón son gases no reactivos.
-Sodio y potasio son metales blandos, muy reactivos,
- Fluor y cloro son gases muy reactivos que reaccionan con H de a un átomo.
- Carbono y silicio pueden formar polímeros.

Lo que reacciona de un elemento no es su átomo, sino que son sus
electrones. Esto provoca “arrastre” del átomo (se vera en Enlace Químico)

Las características químicas de los elementos no dependen solo del numero
de electrones, sino también de la distribución de ellos en el átomo.

El átomo posee una cierta Estructura Electrónica.
Estructura Electrónica de los Átomos.

Estudio de la estructura electrónica del átomo: Química Cuántica.

Planck (1900): energía liberada o absorbida en “paquetes” o cuantos.

Bohr (1913):
- los electrones están localizados alrededor del núcleo en niveles de energía.
(orbitas o niveles de energia).
- Las orbitas mas lejanas poseen mayor energía, y viceversa.
- un electrón emite o capta energía cuando pasa de un estado a otro.
Estructura Electrónica de los Átomos.

De Broglie (19):
- el electrón de mueve en su orbita a una velocidad de 5.96 x 106 m/s….dada su alta
velocidad y su baja masa el electron se comporta como onda (propiedades
ondulatorias del electron).

Heisemberg(1920)-Schrödinger (1926):
- cada nivel de energía posee “otras orbitas” o subcapas, llamadas orbitales. Como el
electron se comporta como onda, no tiene localizacion especifica, solo existen
“probabilidades” de localizacion espacial. Estas probables localizaciones son los
orbitales.
- cada orbital posee un determinado nivel de energía.
- cada nivel de energía posee un numero determinado de electrones.
Numero de electrones por niveles
Estructura Electrónica de los Átomos.
Núcleo Atómico
5. Estructura Electrónica de los Átomos.
5. Estructura Electrónica de los Átomos.

Uhlenbeck-Goudsmit (1925):
- Cada electrón gira sobre si mismo (spin)

Pauli (1925): principio de exclusión.
- en cada orbital puede haber solo hasta dos electrones, con spines opuestos.
5. Estructura Electrónica de los Átomos.

Cada elemento posee un numero y distribución espacial de electrones que es
característica de cada elemento.

La distribución espacial de los electrones en los átomos de cada elemento se llama
Configuración Electrónica.

La configuración electrónica basal es en la que sus electrones se encuentran en su
mas bajo nivel de energía.
5. Estructura Electrónica de los Átomos.

Dado el principio de exclusión de Pauli, los orbítales se llenan en orden de energía
creciente, con máximo de dos electrones por orbital.
5. Estructura Electrónica de los Átomos.

La Configuración electrónica de todos los elementos se indica en la tabla periódica.

Las características reactivas de un elemento químico esta dada por el numero
de electrones en el nivel de energía mas externo (Orbital de Valencia o estado
de oxidación)…se vera con mayor detalle en “Enlace Quimico”.
6. Tabla Periódica.

Luego de la teoría atómica de Dalton se buscaron regularidades químicas de los
elementos.

Desarrollo de la Tabla Periódica por Mendeleev (1869).

Tabla periódica: tabla en la que se encuentran agrupados los elementos químicos
que tienen propiedades químicas semejantes.
6. Tabla Periódica.

Los elementos en la tabla periódica se ordenan en grupos y periodos:

Grupos:
- columnas.
6. Tabla Periódica.

Grupos:
- se designan por números (antes con letras…es la que mas se usa).
6. Tabla Periódica.

Grupos
- relacionados con en numero de electrones en el orbital electrónico mas externo.
- los elementos de un grupos poseen ciertas similitudes químicas (reactividad)
- alcalinos (1A)
- alcalino-terreos (2A)
- halogenos (7A)
- gases nobles (8A)
- metales de acuñación
(para hacer monedas, 1B)
6. Tabla Periódica.

Periodos:
- filas.
- relacionadas con numero de orbítales electrónicos de los elementos
6. Tabla Periódica.

-
Numero de niveles de energia, y electrones en capa mas externa de:
Ni
Co
Ar
Bi
Mo
Ta
Cl
6. Tabla Periódica.

¿Cómo será la distribución de los elementos de la tabla periódica de acuerdo a su
tamaño?
6. Tabla Periódica.

Radio atómico: distancia entre el núcleo del átomo y el ultimo nivel electronico
(tamaño del átomo)
- dentro de un grupo, el radio atómico aumenta a medida que se baja en al
columna (numero de niveles de energía)
- dentro de un periodo, el radio atómico disminuye a medida que se avanza a la
derecha (atracción sobre electrones aumente a mayor numero de electrones)
6. Tabla Periódica.

El comportamiento químico de un elemento esta relacionado con la capacidad que
tiene dicho elemento de perder un electrón.

Energía de Ionización: energía requerida para eliminar un electrón de un átomo.
Mientras mas alta, mas difícil quitar un electrón. Relacionado con la
electronegatividad.
Mayor

Mayor a medida se aumenta
numero atómico en un periodo,

Menor a medida se aumenta
numero atómico en un grupo.
Menor
Descargar

HISTORIA DEL ATOMO