ESTRUCTURA QUIMICA - MODELOS ATOMICOS

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QUIMICA
Estructura
Atómica
MODELOS ATOMICOS
Los filósofos desde los tiempos más antiguos han especulado acerca de la naturaleza del material fundamental del que está hecho el mundo. 
Demócrito (460-370 A.C.) Siglo V y otros filósofos griegos de la antigüedad pensaban que todo el mundo material debía estar constituido por diminutas partículas indivisibles a las que llamaron átomos, que significa “indivisible”. 
Posteriormente, Platón y Aristóteles Siglo VI A.C propusieron la noción de que no puede haber partículas indivisibles. Demócrito lamentablemente era un filósofo de segunda línea y su idea se contradecía con los filósofos de la época. 
La filosofía aristoteliana dominó la cultura occidental y durante muchos siglos persistió esta idea de in-destructividad hasta el Siglo XIX.
MODELO ATOMICO DE DALTON
Esa teoría nació entre 1803 y 1807 de las investigaciones de un maestro de escuela inglés, John Dalton. Después de analizar un gran número de observaciones, Dalton planteó los siguientes postulados y definió de una forma mas precisa las unidades indivisibles de la materia 
1- Los elementos están formados por partículas diminutas indivisibles llamadas átomos
2- Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos tienen el mismo tamaño – masa y propiedades químicas. Por lo tanto, los átomos de distintos elementos presentan propiedades diferentes.
3- Los compuestos están formados por átomos de diferentes elementos en proporciones fijas. “Ley de la Composición Constante”
4- Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, nunca supone la creación o destrucción de los mismos. 
“Ley de Conservación de la masa” o “Ley de conversación de la materia” 
Donde la masa total de los materiales presentes después de una reacción química es la misma que la masa total antes de la reacción. 
“Ley de las Proporciones Múltiples”
Si dos elementos a y b se combinan para formar un compuesto las masas de B que se pueden combinar con una masa A están en proporciones de números enteros pequeños. 
A pesar de las teorías de Demócrito y Dalton sobre el átomo como partícula indivisible una seria de investigaciones posteriores demostraron la existencia de partículas más pequeñas
A mediados del siglo XIX, los científicos empezaron a estudiar la descarga eléctrica a través de tubos al vacío (de los que se ha eliminado casi totalmente el aire). A un voltaje elevado se produce radiación dentro del tubo. Esta radiación recibió el nombre de RAYOS CATODICOS porque se origina en el electrodo negativo o cátodo. 
THOMSON
En 1890 el científico Joseph Thomson mientras estudiada la radiación a través del magnetismo se dio cuenta que había una repulsión de los rayos catódicos. 
Thompson midió la relación de la carga eléctrica a la masa del electrón utilizando un tubo de rayos catódicos. Cuando solamente se activa el campo magnético el electrón choca en el punto A del tubo
Cuando se desactiva el campo magnético y se activa el campo eléctrico el electrón choca en el punto C cuando se desactivan ambos campos el magnético y el eléctrico el electrón choca en el punto b. 
Determinando cuidadosamente y cuantificando los efectos del campo eléctrico y magnético sobre el movimiento de los rayos catódicos pudo determinar la relación de carga a masa del electrón 
Thomson resumió sus observaciones y concluyó que los rayos catódicos son corrientes de partículas con carga negativa y masa. El artículo de Thomson se acepta generalmente como el “descubrimiento” de lo que ahora conocemos como el ELECTRON
 MODELO ATOMICO DE THOMSONEL Modelo atómico de Thomson es una esfera de electricidad positiva en la que se encuentran inmersas partículas negativas mas pequeñas. Se hizo popular como modelo del “Pudin de Ciruela”
Aun reconocía el átomo como una partícula compacta e indivisible
EXPERIMENTO DE LA GOTA DE ACEITE DE MILLIKAN o CAMARA DE NIEBLA
Robert Millikan (1868-1953) logró medir la carga de un electrón a través de este experimento.
El experimento consiste en dejar caer pequeñas gotas de aceite, por influencia de la gravedad, incluyendo la resistencia del aire entre dos placas cargadas eléctricamente. Millikan vigiló las gotitas, midiendo cómo el voltaje de las placas afectaba su rapidez de caída. Con base en estos datos, calculó las cargas de las gotas, y también pudo determinar su masa y tamaño. 
MASA DEL ELECTRON
Luego se calculó la masa del electrón combinando la relación de Thomson de carga – masa y el valor de Millikan de la carga del electrón. 
RUTHERFORD
Rutherford llevo a cabo un experimento que corrigió el modelo de Thomson. Estaba estudiando la dispersión de las partículas estudiando los ángulos a los cuales las partículas α formaban al pasar a través de una delgada hoja de oro. Encontró que la división era mínima, aproximadamente un ángulo de 1°, lo cual era consistente con el modelo de Thomson. 
Revelaron tres tipos de radiación: alfa (α), beta (β) y gamma (γ). 
Cada tipo difiere en su comportamiento en un campo eléctrico, 
La trayectoria de las radiaciones α y β es desviada por el campo eléctrico, aunque en direcciones opuestas, pero dicho campo no afecta a la radiación γ. Rutherford demostró que tanto los rayos α como los β consisten en partículas que se mueven a alta velocidad, llamadas partículas α y β. 
De hecho, las partículas β son electrones de alta velocidad y pueden considerarse como el equivalente radiactivo de los rayos catódicos; luego, son atraídos por una placa con carga positiva.
 Las partículas α tienen una masa mucho mayor que las β y están cargadas positivamente; por tanto, son atraídas por una placa con carga negativa. Las partículas β tienen una carga de 1, y las α, una carga de 2
	PARTICULA O RADIACION
	EFECTO CAMPO ELECTRICO
	CARGA
	NATURALEZA
	PENETRABILIDAD
	α
	DESVIACION AL POLO NEGATIVO
	POSITIVA
+2
	PARTICULAS MATERIAL
	POCA
	β
	DESVIACION AL POLO POSITIVO
	NEGATIVA
-1
	PARTICULAS MATERIAL
ELECTRONES
	IMPORTANTE
	γ
	NINGUNO
	NINGUNA
	RADIACION
	MUY PENETRANTE
RADIOACTIVIDAD O RADIACION NATURAL
A Fines del Siglo XIX los cientificos descubrieron varios nuevos fenomenos fisicos. Muchos de estos descubrimientos surgieron de estudios sobre rayos catodicos. 
En 1895, Wilhelm Roentgen encontro que cuando los rayos catodicos chocan sobre ciertos materiales, se emite un nuevo tipo de rayo invisible. A diferencia de los rayos catodicos, estos nuevos rayos pasaron sin problema a traves de muchos objetos y no los afectaron los campos magneticos. 
Tambien encontro que produce una imagen sobre placas fotograficas. Por su naturaleza desconocida se los denomino RAYOS X
Despues del anuncio de Roentgen, Becquerel mientras trabaja con un mineral fosforecente de uranio descubrio accidentalmente que aun en la oscuridad, el mineral producia espontaneamente radiacion de alta energia. Esta emision espontanea de radiacion se llamo RADIACTIVIDAD. 
A Sugerencia de Becquerel, Marie Curie y su esposo iniciaron sus famosos experimentos para aislar los componentes radioactivos del mineral.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFOD
Rutherford concluyo que había espacios vacíos en el átomo y proponiendo que las cargas positivas se encontraban concentradas en un pequeño núcleo 
Postuló que la mayor parte de la masa del átomo, y toda su carga positiva, residía en una región muy pequeña, extremadamente densa, a la que llamó núcleo. A las cargas positivas las llamo protones. La mayor parte del volumen total del átomo era espacio vacío en el que los electrones se movían alrededor del núcleo. 
MODELO ATOMICO DE BOHR
Sus investigaciones lo llevaron a suponer que los electrones de un átomo existen en regiones especificas a varias distancias del núcleo. Determino que los electrones giran alrededor del núcleo describiendo orbitas circulares. 
Un electrón puede alcanzar niveles de energía mas altos cuando este absorben radiación
Se asigna un numero a cada nivel de energía el cual solo podía tener un determinado númerode electrones
El primer trabajo que publico Bohr en este campo fue acerca del átomo de Hidrogeno que describió como un solo electrón girando en orbita alrededor de un núcleo relativamente pesado. 
MODELO ATOMICO DE JAMES CHADWICK 
Los neutrones son particulas subatomicas que no tienen carga electrica, y su masa es ligeramente mayor a la de los protones. Tambien determino que casi toda la masa se concentra en el nucleo. 
 
 VISION MODERNA DE LA ESTRUCTURA ATOMICA
Nosotros necesitamos una vision muy sencilla del atomo, porque solo consideraremos tres particulas subatomicas (protones – neutrones – electrones) que tienen influencia sobre el comportamiento quimico
La carga de un electron es –1,602 x 10 ^19 y la de un proton es 1,602 x 10 ^19. Denominada carga electronica.
Por conveniencia las cargas de las particulas atomicas y subatomicas se suelen expresar como multiplos de esta carga . Asi la carga del electron resulta -1 y la carga del proton +1.
Los neutrones, estan descargados, esto es son electricamente neutros. 
En consecuencia los atomos al tener numero igual de electrones y protones, no tienen carga electrica. Pero, pueden formar iones ganando o perdiendo electrones. 
Los electrones son atraidos a los protones en el nucleo por la fuerza existente entre particulas de carga electrica opuesta. La intensidad de las fuerzas de atraccion entre los electrones y el nucleo explican las diferencias que se observan entre los distintos elementos. Pero, la alta velocidad de los electrones genera una fuerza centrifuga muy alta que evita que se peguen al nucleo. 
Los protones y los neutrones se encuentran juntos, en el nucleo del atomo, el cual como propuso Rutherford es extremadamente pequeño. La mayor parte del volumen de un atomo es el espacio en el cual se mueven los electrones. 
MODELO ATOMICO ACTUAL
Las masas de los átomos son extremadamente pequeñas. Como puede ser molesto tener que expresar las masas tan pequeñas en gramos, en lugar de esto utilizamos una unidad llamada Unidad de masa atómica, o uma.* Una uma es igual a 1,66053 x 10^24g.
Las masas del protón y del neutrón son casi iguales, y ambas son mucho mayores que la del electrón. 
Dimensiones Atómicas
Los átomos también son extremadamente pequeños; en su mayor parte tienen diámetros de entre 1x10-10 m y  5x10-10m, es decir, entre 100 y 500 pm. Una unidad de longitud cómoda, aunque no del SI, que se emplea para expresar dimensiones atómicas es el angstrom (Å). Un angstrom es igual a 1x10-10. Por tanto, los átomos tienen diámetros del orden de 1 a 5 Å. 
Núcleo Atómico
Los diámetros de los núcleos atómicos son del orden 10--4 Å, apenas una fracción pequeña del átomo total. Ya que el diminuto núcleo concentra casi toda la masa del átomo en un volumen tan pequeño, tiene una densidad increíble, del orden 1 x 1013 a 1 x 1014 g/ cm3.
 
NUMERO ATOMICO – NUMERO MASICO Y ISOTOPOS
El índice superior se llama NUMERO MASICO (A)
· Representa el número total de partículas en el núcleo. 
· Es el numero total de protones (Numero Atómico) + Neutrones
El subíndice se llama NUMERO ATOMICO (Z) 
· Numero de Protones que coincide con el número de electrones, dado que un átomo no tiene carga eléctrica neta.
· Todos los átomos de un elemento dado tienen el mismo número atómico, el subíndice es redundante y por consiguiente se los suele omitir.
ISOTOPOS
 Se denominan así a los átomos de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones, y por tanto en su masa, (Numero Masico (A)) ya que los neutrones tienen masa apreciable.
Es decir, tienen igual Número Atómico (Z) pero con distinto Numero Masico (A). Por lo que se deduce que presenta distinto número de Neutrones. 
Un átomo de un isótopo específico se llama núclido. 
 
IONES
Los átomos pueden ganar o perder electrones, formando así partículas cargadas llamadas iones. Los metales tienden a perder electrones, para convertirse en iones con carga positiva (cationes), y los no metales tienden a ganar electrones para formar iones con carga negativa (aniones). 
Además, existen iones poliatómicos. Estos iones consisten en átomos unidos igual que en una molécula, pero tienen una carga neta positiva o negativa.