IES PUNTA DEL VERDE

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1. Elementos, compuestos y mezclas.

2. Constitución del átomo. Modelos atómicos de Thomson, Rutherford

3. Número atómico y número másico. Isótopos.

4. Masas atomicas y moleculares

5. Concepto de mol

6. Fórmulas empíricas y moleculares. Composición centesimal.7. Ecuación de los gases perfectos

8. MODELO DE BHOR 9. Configuración Electronica

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Las leyes de Proust y Lavoisier, así como sus propios estudios sobre los gases, llevaron a Dalton a enunciar su teoría atómica.

La teoría atómica de Dalton se basa en cuatro postulados:

1. Los elementos químicos están formados por partículas indivisiblesllamadas átomos.

2. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí, tienen la misma forma, tamaño, masa y cualquier otra propiedad.

3. Los átomos de elementos diferentes son distintos y tienen distintas propiedades *

4. En una reacción química los átomos mantienen su identidad, no pueden ser destruidos ni rotos.Con esta teoría, Dalton pudo explicar las leyes ponderales Ley de Lavoisier o de conservación de la masa: En una reacción

química, la masa no se crea ni se destruye. Sólo se transforma. Ley de Proust o de las proporciones fijas: En cualquier compuesto,

la proporción entre los elementos que lo forman es siempre constante.

Ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Cuando dos elementos dan luga a varios compuestos, con una cantidad fija de uno de los elementos se combinan cantidades variables del otro que guardan entre sí una proporción de números naturales sencillos.

*(Dalton supone que los elementos erán monoatómicos)

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ELECTRICIDAD

SI LOS ATOMOS SON

INDIVISIBLES

¿COMO SE EXPLICA LA

EXISTENCIA DE

“PARTICULAS DE

ELECTRICIDAD?

¿QUÉ CHOCA CONTRA L A

PARED? ¿DE DONDE

SALE?

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CROKES (1875) Mejoró el tubo de descargas eléctricas disminuyendo la presión (haciendo casi el vacío) y aumentando la d.d.p.

Observación: Una tenue coloración verdosa aparecía en la pared opuesta al cátodo provocada por una radiación emitida por el mismo

Rayos Catódicos

Se estudió la naturaleza de esa radiación, secomprobó que era independiente del gas queestaba en el tubo de descarga y se observóque tenía masa y carga negativa. Es decir, lacarga no era independiente de la materiasino una propiedad de ésta.

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Al someter a un gas a baja presión a un voltaje elevado, este emitía unas radiaciones que se conocieron como rayos catódicos.

Se observó que los rayos catódicos eran partículas negativas (se desviaban hacia el polo positivo de un campo eléctrico) con gran energía cinética.

La relación carga/masa de los rayos catódicos es la misma independientemente del gas del que proceda.

Se supuso que estas partículas deberían estar en todos los átomos. Thomson las llamó “electrones”.

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*Rutherford realizó la

experiencia de Goldstein

con el gas hidrógeno, por

ser el átomo más pequeño

conocido(1914)

*Se comprobó que la

radiación tenía carga

positiva cuyo valor

coincidía con la negativa

del electrón y cuya masa

era mucho mayor que la

del electrón. Se le

denominó protón

*Chadwick descubre el neutrón al analizar una radiación muy

penetrante que obtuvieron los físicos Bothe y Becker en

1.930. Esta partícula fue predicha por Rutherford en 1.920.

*La partícula, denominada neutrón, tenía una masa parecida

a la del protón y no poseía carga.

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Utilizando cátodos perforados, en tubos de descarga además de los rayos catódicos, Goldsteindescubrió unos rayos positivos procedentes del ánodo que llamó rayos anódicos o canales.

La relación carga/masa de los rayos canales no es la misma sino que depende del gas del que proceda. En cualquier caso, la masa era muy superior a la de los electrones.

Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón.

Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso que deberían ser partículas con varios protones unidos.

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Podemos definir dos conceptos que caracterizan al átomo

Z: NÚMERO ATOMICO = Número de protones

A: MASA ATOMICA = Número de protones + Número de neutrones

Todos los elementos vienen definidos por estas dos

características, de forma que el símbolo de un elemento puede

estar rodeado de cuatro números: el número atómico (Z) abajo en

la izquierda, el número másico (A) arriba en la izquierda, el número

de átomos presente en el elemento abajo en la derecha y la carga

iónica si ha perdido o ganado electrones arriba en la derecha.

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2. THOMSON

Puding de particulas

3. RUTHERFORD: Descubre la existencia del nucleo atomico ( experiencia lamina de oro)

- Protones y neutrones en el nucleo

- Electrones girando alrededor

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DOS ATOMOS CON EL MISMO NUMERO ATOMICO Y DISTINTO NUMERO MASICO SON ISÓTOPOS ENTRE SI

1. MISMO NUMERO DE PROTONES Y POR TANTO DE ELECTRONES MISMO ELEMENTO QUIMICO

2. DISTINTO NUMERO DE NEUTRONES

3. En la naturaleza existen varios isotopos de cada elemento químico

4. La masa atomica de cada elemento reflejada en la tabla periodica es la media ponderada de todos los isotopos que se conocen del elemento

ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO

Este isótopo contiene:

- Un protón (carga positiva)

- Un electrón (carga negativa)

- Ningún neutrón (partícula sin carga, neutra)

Isótopo mayoritario

del hidrógeno,

también llamado

protio+

Θ

ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO

Este isótopo contiene:

- Un protón (carga positiva)

- Un electrón (carga negativa)

- Ún neutrón (partícula sin carga, neutra)

Segundo isótopo del

hidrógeno, también

llamado

deuterio

+

Θ

±

ISÓTOPOS DEL HIDRÓGENO

Este isótopo contiene:

- Un protón (carga positiva)

- Un electrón (carga negativa)

- Dos neutrones (partícula sin carga, neutra)

Isótopo radiactivo del

hidrógeno, también

llamado

tritio

+

Θ

±

±

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El Carbono es un átomo de número átomico 6 , del que se conocen varios isotopos, siendo los mas abubdantes:

El carbono-12 es el más

abundante de los dos isótopos

estables del elemento

representando el 98,89% de

todo el carbono terrestre.

Es muy importante ya que

se usa al usarse como

patrón de la masa atomica

dado que la masa atómica

del 12C es, por definición,

12 umas

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El carbono-13 (13C) es un isótopo natural del carbono siendo el 1,1 % de todo el carbono natural de la Tierra

El carbono-14 es un

radioisótopo con un periodo

de semidesintegracion de

5730 años que se emplea de

forma extensiva en la datación

de especímenes orgánicos

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La principal propiedad de los átomos, según la teoríaatómica de Dalton, es la masa. La determinación de lasmasas de los átomos es muy importante. Pero determinarla masa de un átomo era imposible, por lo que Dalton yotros químicos determinaron las masas atómicas relativas,es decir, la masa de los átomos tomando como unidad lamasa de otro átomo.

En principio se tomó como medida de la masa atómica, lamasa de un átomo de hidrógeno. Como el oxígeno es unelemento más reactivo, se consideró que la unidad demasa atómica era la dieciseisava parte de la masa delátomo de oxígeno. En la actualidad, la IUPAC ha decididoque la unidad de masa atómica se corresponde con ladoceava parte de la masa del átomo de carbono-12.

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La masa atómica es la masa de un átomo en reposo, la unidad SI en la que se suele expresar es la unidad de masa atómica unificada. La masa atómica puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo. Una unidad de masa atómica, cuyo símbolo es u (antiguamente era uma), equivale a una duodécima (1/12) parte de la masa de un átomo de carbono-12 1 u = 1,660 737 86 · 10-27 kg Las masas atómicas de los elementos químicos se suelen calcular con la media ponderada de las masas de los distintos isótopos de cada elemento teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos,

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El químico inglés Boyle estudió el comportamiento de los gases cuando eran sometidos a presión, descubriendo la ley que lleva su nombre..

Gay-Lussac, químico francés, estudió el comportamiento de los gases cuando se cambiaba su temperatura. De esta forma enunció las leyes de los gases que llevan su nombre, dos leyes sobre la dilatación de los gases

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Estos estudios le llevaron, posteriormente, a investigar las reacciones químicas entre sustancias gaseosas, descubriendo la ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac :

Cuando se produce una reaccion qímica entre sustancias gaseosas, los volumenes de las sustancias que intervienen, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura mantienen una proporcion de numeros enteros sencillos

EJEMPLOS

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Puesto que el comportamiento de un gas no depende de su naturaleza y cuando dos gases reaccionan sus volúmenes siempre guardan una relación de números naturales sencillos, el químico italiano Avogadro propuso una hipótesis:

"Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de partículas, a la misma presión y temperatura"

Avogadro deduce que los gases no estan formados por atomos libres, sino por uniones de estos, a las que denomina moléculas.

Por ejemplo el gas hidrogeno está formado por moléculas que contienen dos atomos de hidrogeno cada una

La distinción entre átomo y molécula queda aclarada. Las moléculas están formadas por la unión de varios átomos. En los elementos, los átomos son iguales, mientras que en los compuestos, las moléculas están formadas por la unión de diversas clases de átomos

La palabra particula se emplea tanto

para designar atomos como moleculas.

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A patir de la hipotesis de Avogadro se determinaron con bastante precisión las masas atomicas relativas de muchos elementos químicos.

El siguiente paso, muy importante, era determinar la relacion entre la masa de un reactivo expresada en gramos y el numero de moleculas presentes.

Para soslayar este problema se definió el mol. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas particulas (que pueden ser átomos, moléculas o cualquier otra cosa) como átomos hay en 12 g de carbono-12. Este número resulta ser de 6,023·1023 y se conoce como número de Avogadro, L o NA.

El número de Avogadro, y el mol, no se eligieron al azar. Están definidos para que la masa de un mol, medida en gramos, sea idéntica a la masa molecular, expresada en uma. Un mol de agua tiene una masa de 18 g, un mol de dióxido de carbono de 44 g y un mol de etanol 46 g.

Teniendo en cuenta la hipotesis de Avogadro, un mol de cualquier gas deberia ocupar el mismo volumen sea cual sea el gas, ya que contiene el mismo número de particulas. Se determino que el volumen de un mol de cualquier gas es 22'4 litros

Por tanto y una vez definido también el volumen molar, podemos establecer elsiguiente mapa conceptual:

1 mol La cantidad de sustancia en la que hayNA de partículas (6,023 . 1023)

Masa atómica omolecular en gramos

22,4 L en c.n. si setrata de un gas

se calcula

ocupa

es

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Libro de texto 1º Bachillerato Editorial Mc Graw Hill . Temas 1( preguntas 1.1 a 1. 4) Tema 2 ( preguntas 2.1 a 2.5 )

Colección de problemas

Naturaleza de la materia . Proyecto Ulloa

Modelos atómicos