Hecho por: Patricia Arroyo Gamallo nº 2 4ºeso C

Hecho por: Patricia Arroyo Gamallo nº 2 4ºeso C
La materia es todo aquello que tiene masa, ocupa un lugar en el espacio y es
cuantificable (se puede medir).La Química es la ciencia que estudia su naturaleza,
composición y transformación.
COMPOSICIÓN DE LA MATERIA:
En la Antigua Grecia, los griegos se preguntaban:
’’Si un pedazo de materia era
dividido en partes cada vez
más pequeñas, ¿se llegaría
alguna vez a encontrar un
pedazo que no pudiera ser
dividido?’’
A partir de esa pregunta, surgieron varias teorías
Teoría de Aristóteles:
Rige que la materia estaba
formada por 4 elementos; aire,
tierra, agua o fuego, o por la
combinación de los mismos. Esta teoría fue la que se creyó más
en la época.
Teoría de Demócrito:
Demócrito dijo que existían unas
partículas indivisibles llamadas átomos,
y que existían átomos distintos para
cada sustancia distinta. Demócrito fue
fundador de la teoría atomista.
El químico John Dalton retomó la idea de
los átomos en su teoría atómica
El científico inglés John Dalton, en 1805, propuso que la materia no era continua, sino que
habría un punto en el cual ya no se podría dividir. Este punto se llamaba átomo, que Dalton
imagino como una esfera indivisible, y a partir de esa idea creó el primer modelo atómico
con bases científicas.
Dalton reinterpreta las leyes ponderales y volumétricas basándose en el concepto de
átomo.
Ley de la conservación de la masa
(masa de los reactivos=masa de
los productos)
Ley de las proporciones múltiples
(masas del 1er elemento que se
combinan con una masa fija del
2º elemento, están en una relación de números enteros sencillos)
Ley de la composición definida
(cuando dos elementos se combinan para
dar un determinado compuesto lo hacen
siempre en la misma relación de masas)
Establece los siguientes postulados, partiendo de la idea de que la materia es discontinua:
Postulados de Dalton
1-La materia está formada por partículas muy pequeñas
llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden
destruir. Incorrecto.- Posteriormente se vio que el átomo tenía partes,
el núcleo y la corteza, pero se ha mantenido el nombre de átomo .
2-Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí,
tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de
los diferentes elementos tienen pesos diferentes.
Incorrecto.- Los isótopos son átomos de un mismo elemento que tienen
el mismo nº atómico, pero diferente masa atómica.
3-Los átomos permanecen sin división, aun cuando se
combinen en las reacciones químicas. . Incorrecto.- Posteriomente se vio que el átomo tenía partes
4-Los átomos, al combinarse para formar compuestos
guardan relaciones simples.
5-Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar
en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
6-Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de
dos o más elementos distintos
Los átomos de Dalton difieren de los átomos imaginados
por los filósofos griegos, los cuales los suponían
formados por la misma materia básica, aunque difiriendo
en forma y tamaño. La hipótesis atómica de los antiguos
era una doctrina filosófica aceptada por hombres como
Galileo o Boyle, pero no fue hasta Dalton en que crea una
verdadera teoría científica mediante la cual podían
explicarse los fenómenos observados y las leyes de las
combinaciones químicas.
La teoría atómica constituyó tan sólo inicialmente una
hipótesis de trabajo, pues no fue hasta finales del siglo
XIX cuando fue universalmente aceptada al conocerse
pruebas físicas concluyentes de la existencia real de los
átomos.
Imagen del átomo según Dalton
El modelo atómico de Dalton permite explicar:
La formación de
compuestos químicos
‘como las piezas de un
juego de construcción’
La Ley de conservación de la masa
Las reacciones químicas
Errores de Dalton:
Dalton falló al no poder justificar la Ley de Gay-Lussac, ya que para Dalton las últimas
partículas de los elementos gaseosos
(hidrógeno, cloro, etc.) eran simples y estaban
formadas por un solo átomo (así, H, Cl, etc.) y
que las de los compuestos gaseosos como el
agua o el cloruro de hidrogeno eran
naturalmente compuestas pero formadas por
solo dos átomos diferentes (HO, CH).Sin
embargo, con estas fórmulas no se podían
explicar las relaciones de volúmenes de GayLussac:
La conclusión experimental de Gay-Lussac de
que un volumen de cloro se une con un
volumen de hidrógeno para dar lugar a dos
volúmenes de cloruro de hidrógeno llevó a
Dalton a suponer que en los volúmenes iguales
de cloro y de hidrógeno debían existir igual número de átomos.
Con el tiempo, también se descubrió que algunos de los postulados de Dalton no eran
correctos y que su modelo atómico no podía explicar los fenómenos eléctricos.
J.J. Thomson construyó el primer modelo atómico basado en experimentos científicos
que permitía explicar los fenómenos eléctricos entre 1898 y 1904.
Características del Modelo
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 los electrones y protones
Thomson considera al átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual
se distribuyen uniformemente los electrones como pequeños granitos (como si fuera un
pudding de pasas).
Thomson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos.
Fallos del modelo:
El átomo no es compacto como suponía Thomson, es prácticamente hueco y el núcleo es
muy pequeño en comparación con el tamaño del átomo, como demostró Rutherford en sus
experiencias.
EXPERIMENTO DE THOMSON:
Thomson hizo pasar un haz
de rayos catódicos por un
campo eléctrico y uno
magnético.
Gracias a dicho experimento saco las siguientes conclusiones
Los rayos catódicos se desplazan
en línea recta y parten del polo
negativo
Poseen masa y son
partículas negativas
Los electrones son
las partículas que
forman los rayos
catódicos
POSTULADOS DE THOMSON
1-El átomo está formado por una esfera de materia con carga
positiva
2-Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa
positiva
3-Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y
negativa
4-La carga esta cuantizada (mínima cantidad de carga eléctrica en
valor absoluto que puede hallarse es el valor absoluto de la carga
de un electrón).Así la unidad de carga es el electrón.
Ernest Rutherford construyó en 1911 el llamado Modelo Planetario del átomo. Su
trabajo, parte de una experiencia que el modelo anterior no puede explicar: el
experimento de Rutherford.
Rutherford realizo experimentos con sustancias radioactivas que emiten rayos alfa,
beta y gamma.
EXPERIMENTO DE RUTHERFORD:
Los rayos alfa deben atravesar la lámina de oro y
chocar con la pantalla,
el destello que producen
es observado con el
microscopio.
De la observación se obtuvo lo
siguiente:
 La mayoría de los rayos
alfa atraviesan la lámina sin
desviarse, porque la mayor
parte del espacio de un
átomo es espacio vacío
 Algunos rayos se
desviaban ,porque pasa
muy cerca de centros con
carga eléctrica del mismo
tipo que los rayos alfa(carga positiva)
 Muy pocos rebotan ,porque chocan frontalmente contra esos centros de carga
positiva
POSTULADOS DE RUTHERFORD:
1-El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío
2-Hay una zona muy reducida del espacio con toda la masa y una carga positiva muy intensa,
núcleo, que hace posible que reboten las partículas alfa
3-Si los electrones son negativos, existen en el núcleo cagas positivas llamadas protones que
equilibran la carga del átomo
RUTHERFORD VS. THOMSON
La materia positiva no está dispersa, sino concentrada en un núcleo central y compacto, que es
10.000 veces más pequeño que el átomo
Deduce la presencia del neutrón, no lo detecta, pero necesita su presencia para:
Disminuir la repulsión entre los
protones en el núcleo
Compensar la deficiencia de masa (el
número de protones es aproximadamente la mitad de la masa del átomo)
el resto de la masa la aportan los
neutrones.
MODELO PLANETARIO:
NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO:
Z=Número atómico: es el número de protones que posee el núcleo del átomo. Determina
la identidad del átomo
A=Número másico: es la masa que tiene un átomo. Equivale a la suma de protones y
neutrones(A=Z+N)
Ejemplo:
número másico
Elemento
Número atómico
Isótopos: son los átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico y
diferente número másico
DIFERENCIA ENTRE NÚMERO MÁSICO Y MASA ATÓMICA:
Se parecen en valor pero son conceptos distintos
En 1913, Niels Bohr mejoró la concepción de
átomo, introduciendo la estructura electrónica.
La teoría clásica no permite explicar algunos
aspectos importantes del modelo de Rutherford.
Bohr pensó: los electrones giran alrededor del
núcleo y al girar poseen aceleración. La teoría
clásica dice que cuando una partícula con carga
acelera emite radiación, por tanto, si emite
radiación pierde parte de su energía. Y si pierde
energía, disminuye su velocidad, y con ella su
fuerza centrífuga que ya no puede compensar la
atracción electroestática. Entonces caería contra el
núcleo del átomo pero… ¡el electrón nunca cae!
¡Claro! Los electrones giran en forma circular
alrededor del núcleo y solo en ciertos niveles de
energía.
PUNTOS MÁS IMPORTANTES
Solo son posibles determinadas orbitas,
llamadas orbitas estacionarias, en las que
el electrón gira alrededor del núcleo (no
emite energía).
Un electrón al a pasar de una órbita superior
a una inferior emite energía en forma de radiación electromagnética (luz).
Los electrones tienden a
ocupar la órbita de menor
energía posible, ósea la
orbita más cercana al
núcleo posible.
Un electrón para pasar de una
orbita inferior a una superior
debe ganar energía.
La energía se absorbe o emite en los cambios de orbita de un electrón son
característicos de los átomos de cada elemento químico (espectro atómico)
y permiten identificarlo.
Los modelos atómicos han seguido evolucionando debido al descubrimiento de
nuevos fenómenos y a la disponibilidad de instrumentos más precisos que
permiten observar cosas que antes se desconocían.
Siguiente modelo: NUBE
DE CARGA
Esto lo estudiaremos más
adelante…
Incorpora ideas de la teoría de la relatividad y de
la mecánica cuántica