Origen De La Teoría Atomica

Origen de la teoría atómica

La búsqueda por una teoría atómica, una teoría de la naturaleza de la materia, que afirma que está compuesta por pequeñas partículas llamadas átomos, comenzó desde tiempos casi remotos en la Antigua India, aproximadamente en el siglo VI a. C..1 A pesar de eso, los vaisesika y los niaiá desarrollaron elaboradas teorías de cómo los átomos se combinaban en objetos complejos.2 Los griegos continuaron con su búsqueda, pero a diferencia de otros, estos no querían explicar la estructura interna, sino el cambio y la permanencia. La teoría atómica fue abandonada durante mucho tiempo y se restauró su investigación hasta el Renacimiento y sus siglos posteriores,3 cuando se plantearon las bases de lo que hoy se considera es el correcto modelo atómico; introducido por John Dalton.4

Antes del modelo atómico, existieron gran cantidad de modelos para tratar de explicar la materia como el modelo cinético de Daniel Bernoulli, y en el siglo XX el modelo cinético de partículas5 o molecular que intentaba, mayoritariamente, explicar el comportamiento de los gases a través de ciertos supuestos.6 Asimismo, surgieron teorías7 que ayudaron a explicar dichos modelos como la ley de Avogadro y el movimiento brownian

2) Teoría de dalto basada en su postulado

Postulados de Dalton La teoría atómica tuvo su origen en el siglo V A.C., con el filósofo griego Demócrito, el cual expresó que toda la materia estaba formada por partículas indivisibles muy pequeñas a las que llamó átomos. Sin embargo no fue hasta 1808 que el científico ingles John Dalton formuló una definición precisa de los indivisibles componentes estructurales de la materia llamados átomos. Las hipótesis en las que Dalton basó su teoría atómica son los llamados "Postulados de Dalton", los cuales se resumen como. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos en tamaño, masa y propiedades químicas.

Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación entre el número de átomos de cualquier par de elementos presentes es un número entero Una reacción química implica sólo una separación, combinación o redisposición de átomos; estos no se crean ni se destruyen

3) Fundamental el descubrimiento en las partículas subatómicas

Las Partículas Subatómicas Una serie de estudios que empezaron en la década de 1850 demostraron que el átomo posee una estructura interna, es decir, está formados por partículas aún más pequeñas, llamadas partículas subatómicas: electrones, protones y neutrones. Los electrones son partículas subatómicas, las cuales poseen una carga negativa. A principios de la década de 1900, se tenía claro que los átomos contienen electrones y son eléctricamente neutros. Dado que son neutros, cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas que negativas para mantener su neutralidad eléctrica. Siendo así, se nombraron a las cargas positivas del átomo como protones. James Chadwick llevó a cabo una serie de experimentos que demostraron que existen partículas eléctricamente neutras con masa ligeramente mayor que la de los protones, las cuales llamó neutrones

4) Conceptualizar y explicar

 Isótopos

En la mayoría de los casos no todos los átomos de un elemento dado tienen la misma masa. Por ejemplo, existen tres tipos de átomos de hidrógeno que difieren entre sí solo en su número de neutrones. Ellos son hidrógeno, con un protón y sin neutrones; deuterio, con un protón y un neutrón, y tritio, con un protón y dos neutrones. Los átomos que tienen el mismo número atómico pero diferentes números de masa se llaman isótopos. Así, para los isótopos de hidrógeno se escribe Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por los protones y electrones de sus átomos; los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. En consecuencia, los isótopos el mismo elemento tienen el mismo comportamiento químico; forman el mismo tipo de compuestos y presentan reactividad similar.

 Numero atómico

El número atómico es la cantidad de protones que posee el núcleo de un átomo. Debe ser un número entero. Se denomina "atom" a un átomo de un elemento determinado, debido a que en su núcleo existe esa cantidad determinada de "protones". Si tiene algunos más (o menos) se tratará de un átomo de un elemento diferente.

Como cada protón y neutrón pesa una unidad, el peso de un átomo será la suma de ambos. En consecuencia, los pesos atómicos serán todos números enteros, o sencillamente la cantidad de partículas (tanto neutrones como protones) del núcleo. A veces hay una proporción notable de átomos de un elemento determinado que poseen diferente cantidad de neutrones procedentes de la mayoría de los átomos de los mismos.

 Número másico

nos indica el número total de partículas que hay en el núcleo, es decir, la suma de protones y neutrones. Se representa con la letra A y se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento. Representa la masa del átomo medida en una, ya que la de los electrones es tan pequeña que puede despreciarse.

 masa atómica

Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste permanece en reposo. En otras palabras, puede decirse que la masa atómica es aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de reposo. Dentro del Sistema Internacional, la unidad que permite calcularla y reflejarla es la masa atómica unificada.

Cabe resaltar que las masas atómicas también suelen ser definidas como peso atómico. Sin embargo, esto no es del todo acertado debido a que la masa constituye una propiedad del cuerpo y el peso varía de acuerdo a la gravedad.

 Abundancia isotópica:

Indica la fracción del número total de átomos de un cierto isótopo con respecto al total de la muestra. En el Carbono natural, la abundancia del 12C y 13C son respectivamente 98,9% y 1,1%. Esto quiere decir que de cada 1000 átomos de C considerados, 989 poseen una masa de 12 umas y 11 de ellos, poseen una masa atómica de 13.Conociendo la masa y la abundancia de cada isótopo se puede calcular la masa atómica de cada elemento

 Ión

Es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización.

 La molécula

Es la partícula más pequeña que presenta todas las propiedades físicas y químicas de una sustancia, y se encuentra formada por dos o más átomos. Los átomos que forman las moléculas pueden ser iguales (como ocurre con la molécula de oxígeno, que cuenta con dos átomos de oxígeno) o distintos (la molécula de agua, por ejemplo, tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno)

Las moléculas se encuentran en constante movimiento, y esto se conoce como vibraciones moleculares (que pueden ser de tensión o de flexión). Sus átomos se mantienen unidos gracias a que comparten o intercambian electrones.

 número de Avogadro

se entiende al número de entidades elementales (es decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier sustancia. Pero veamos qué significa esto.

Como mol se denomina a la unidad contemplada por el Sistema Internacional de Unidades que permite medir y expresar a una determinada cantidad de sustancia. Se trata de la unidad que emplean los químicos para dar a conocer el peso de cada átomo, una cifra que equivale a un número muy grande de partículas. Un mol, de acuerdo a los expertos, equivale al número de átomos que hay en doce gramos de carbono-12 puro. La ecuación sería la siguiente: 1 mol = 6,022045 x 10 elevado a 23 partículas.

 La masa molecular

es la masa de una molécula de un compuesto. Se calcula sumando las masas atómicas relativas de todos los átomos que forman dicha molécula. Se mide en unidades de masa atómica, representadas como u, también llamadas unidades Dalton, representada como Da. Esta última unidad es la indicada en el Sistema Internacional de Magnitudes.

5) Formulas químicas y clasificación

A) Fórmula Condensada O Molecular: Es aquella que indica el número de átomos carbono e hidrogeno que contiene pero no refleja la ubicación ni los enlaces existentes, esta fórmula depende de fórmulas de alcano, alquenos, alquinos, ya que depende de la cantidad de (n) número de moles.

B) Fórmula Empírica: Es la forma mínima que se puede expresar un compuesto, esta se puede simplificar.

C) Fórmula Estructural O Semidesarrollada: Especifica los enlaces entre carbono – carbono, pero deja sobrentendidos los carbonos - hidrógenos (son enlaces sencillos). Esta representación permite reconocer el tipo de carbono (primario, secundario y terciario).

D) Fórmula Estructural Desarrollada: Indica, con detalle la ubicación de todos los átomos que forman la estructura y especifica los enlaces existentes entre ellos.

La fórmula de mayor utilidad, desde el punto de vista práctico, es la estructura semidesarrollada, pues suministra

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