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Presentation Transcript

  1. QUIMICA

  2. TRABAJO DE QUÍMICA PRESENTADO A BENJAMÍN DUSSÁN DÍAZ POR LEONARDO MEDINA CHARRY

  3. ATOMO

  4. En química y física, átomo (del latínatomus, y éste del griegoάτομος, indivisible) es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. • El concepto de átomo como bloque básico e indivisible que compone la materia del universo ya fue postulado por la escuela atomista en la Antigua Grecia. Sin embargo, su existencia no quedó demostrada hasta el siglo XIX. Con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas.[1][2

  5. Teoría de Dalton • En 1808, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere: • -Postulados: • -Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico. • -Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química. • -En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribuición. • -Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes. • -De la teoría atómica de Dalton destacamos las siguientes definiciones: • Un Átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades. • Un Elemento es una sustancia que está formada por átomos iguales. • Un Compuesto es una sustancia fija que está formada por átomos distintos combinados en proporciones fijas.

  6. Breve ilustración teoría de Dalton:

  7. Modelo atómico de Thomson • El modelo atómico de Thomson, también conocido como el modelo del puding, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta por Joseph John Thomson, descubridor del electrón, antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como pasas en un puding. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva se postulaba con una nube de carga positiva. • Dado que el átomo no deja de ser un sistema material que contiene una cierta cantidad de energía interna, ésta provoca un cierto grado de vibración de los electrones contenidos en la estructura atómica. Desde este punto de vista, puede interpretarse que el modelo atómico de Thomson es un modelo dinámico como consecuencia de la movilidad de los electrones en el seno de la citada estructura. • Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista más macroscópico, puede definirse una estructura estática para el mismo dado que los electrones se encuentran inmersos y atrapados en el seno de la masa que define la carga positiva del átomo. • Dicho modelo fue superado luego del experimento de Rutherford, cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.

  8. Teoría atómica de Rutherford • Teoría atómica de Rutherford • Rutherford abandonó el antiguo modelo y sugirió un átomo nuclear, un átomo que posee dos zonas muy separadas: • En la zona central o núcleo se encuentra la carga total positiva (protones) y la mayor parte de la masa del átomo aportada por los protones y los neutrones. • En la zona externa o corteza del átomo se hallan los electrones, que ocupan casi todo el volumen atómico y una pequeñísima parte de la masa del átomo. • Un átomo que tiene un núcleo central en el cual la carta positiva y la masa están concentradas. La carga positiva de los protones está compensada con la carga negativa de los electrones que se hallan fuera del núcleo. El núcleo contiene, por tanto, protones en un número igual al de electrones del átomo, más los neutrones necesarios para justificar la masa del átomo.

  9. Ilustración teoría Rutherford

  10. modelo atómico de Bohr • es un modelo cuantizado del átomo que Bohr 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. • NielsBohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de 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 Max Planck y Albert Einstein. Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

  11. En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo. El electromagnetismo clásico predecía que una partícula cargada moviéndose de forma circular emitiría energía por lo que los electrones deberían colapsar sobre el núcleo en breves instantes de tiempo. Para superar este problema Bohr supuso que los electrones solamente se podían mover en órbitas específicas, cada una de las cuales caracterizada por su nivel energético. Cada órbita puede entonces identificarse mediante un número entero n que toma valores desde 1 en adelante. Este número "n" recibe el nombre de Número Cuántico Principal. • Bohr supuso además que el momento angular de cada electrón estaba cuantizado y sólo podía variar en fracciones enteras de la constante de Planck. De acuerdo al número cuántico principal calculó las distancias a las cuales se hallaba del núcleo cada una de las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

  12. ISOTOPOS, ISOTONOS E ISOBAROS. • Átomos del mismo elemento que poseen el mismo Z pero difieren A se llaman isótopos • Otros términos menos utilizados: • Átomos con el mismo número de neutrones, isótonos. • Átomos que tienen el mismo número másico, isóbaros. CONCEPTOS BÁSICOS: Z( número atómico): Representa el número de protones. A( número másico o masa atómica): cantidad total de nucleones que contiene un átomo . Nucleones: partículas subatómicas que se encuentran ubicadas en el núcleo. En este caso son los protones y los neutrones.

  13. REPRESENTACIÓN DE ISÓTOPOS Se escribe el símbolo del elemento y en el subíndice se escribe el número atómico y en el superíndice (exponente) la masa atómica. Ejemplos:

  14. SUBPARTICULAS ATOMICAS

  15. SUBPARTICULAS • Las subpartículas son parte integrante de los átomos. Los átomos estan formados por protones, neutrones los cuales se encuentran en el núcleo y forman la parte donde se concentra la mayor cantidad de masa del átomo y los electrónesque se encuentran en la nube electrónica en donde giran a grandes velocidades y en diferentes niveles de energía dandole mayor volumen al átomo. Los protones tienen carga positiva, los neutrones carecen de carga y los electrónes tienen carga negativa.Los átomos que han perdido o ganado electrónes se les llama iónes. Esto lo hacen para formar los compuestos.

  16. CONFIGURACION ELECTRONICA • En Química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecanocuántico diferente. • En el átomo, los estados estacionarios de la función de onda de un electrón (los estados que son función propia de la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ en donde H es el hamiltoniano) se denominan orbitales, por analogía con la clásica imagen de los electrones orbitando alrededor del núcleo. Estos estados tienen cuatro números cuánticos: n, l, m y s, y, en resumen, el principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Los más importantes de estos son el n y el l.

  17. Ilustracion

  18. Orbital atómico • En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la Mecánica Cuántica al átomo de Bohr, y en general en química, se denomina orbital a cada uno de los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en un átomo ( funciones propias del Hamiltoniano (H) en la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ ;Ψ la función de onda ). No representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no puede conocerse dada su naturaleza mecanocuántica, sino que presentan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada (por lo que en ocasiones al orbital se le llama Región espacio energética de manifestación probabilística electrónica o REEMPE). • El nombre de los orbitales es debido a sus lineas espectroscópicas (en inglés ssharp, p principal, ddiffuse y f fundamental, el resto de los nombres siguen el orden alfabético g, h ).

  19. Número cuántico • Número cuántico • Cada electrón está ubicado en un espacio energético con cualidades individuales muy peculiares. • Los números cuánticos describen los valores de las variables dinámicas que se conservan en los sistemas cuánticos. Corresponden por tanto con aquellos observables que conmutan con el Hamiltoniano del sistema. Así, los números cuánticos permiten caracterizar los estados estacionarios, es decir los estados propios del Hamiltoniano. • Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos, esto está basado en la teoría atómica de NeilsBohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos por su simplicidad.