Primeras definiciones del átomo

Es la partícula más pequeña de la materia sin división.  

Por medio de procesos químicos es considerada indivisible.

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Demócrito (450-370 a.c.)

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              Leucipo de Mileto(640-546 a.c.)

Dalton en 1803 continúa con las ideas de Leucipo y Demócrito, y propone la que en su momento se consideró la Teoría atómica moderna.

Algunos postulados de Dalton son:

-La materia está formada por átomos, estos son partículas pequeñas indivisibles e inalterables.

-Existen átomos de un elemento que son iguales en masa, tamaño y propiedades físicas y químicas, y átomos de elementos diferentes, estos tienen diferente masa y propiedades.

-Todos los átomos se unen de manera sencilla, para formar compuestos.

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John Dalton (1766-1844)

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La formación de compuestos es el resultado de la combinación de dos o más elementos. Considerada la teoría atómica moderna de ese momento. Imaginó los átomos como esferas compactas con tamaño y masas diferentes.

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Joseph John Thomson (1856-1940)

Fue quien descubrió que en el átomo existían partículas atómicas con carga negativa, mismas que llamó “electrones”.

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Partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese momento presentó algunas hipótesis en 1898 y 1904, intentando justificar dos hechos:

(a)La materia es eléctricamente neutra, lo que hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas positivas.

(b) Los electrones pueden extraerse de los átomos, pero no así las cargas positivas.

Este modelo lo ve como una esfera con materia positiva en la que están inmersos los electrones, por esta razón se le conoce como “Modelo de Pudin o de pastel con pasas.”

Thomson desecha el primer postulado de Dalton al considerar al átomo divisible.

Demuestra la existencia de partículas positivas en los átomos “protones” que poseen mayor masa que los electrones.

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Ernest Rutherford (1871-1937)

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Modelo de Sistema Planetario

Este modelo atómico considero al átomo formado por dos partes: “Corteza” (después la denominó periferia), formada por todos sus electrones, estos girando a gran velocidad  alrededor de un “núcleo” pequeño; concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo.

En 1911 explicó los resultados de su experimento de la “Lámina de oro”.

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1) El electrón se puede mover solo en determinadas orbitas caracterizadas por su radio

2) Cuando el electrón se encuentra en dichas órbitas, el sistema no absorbe ni emite energía ( orbitas estacionarias )

3) Al suministrarle al átomo energía externa, el electrón puede pasar o "excitarse" a un nivel de energía superior, correspondiente a una órbita de mayor radio

4) Durante la caída del electrón de un nivel de mayor energía (más alejado del núcleo) a uno de menor energía (más cerca del núcleo) se libera o emite energía.

5) Al pasar el electrón de un nivel a otro se absorbe o se libera un cuanto de energía cuyo valor está relacionado con la frecuencia absorbida o emitida según:

DeltaE= h v

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Niels Bohr (1885-1962)

En el año 1913 Niels Bohr (Premio Nobel de Física 1922) propuso un modelo atómico, basado en la teoría cuántica de Planck 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. Debido a su simplicidad, el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.

Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares, ocupando las órbitas de menor energía (las más cercanas al núcleo), cada órbita tiene un nivel de energía constante.

Diagrama de Moeller, muestra la forma de distribución de los electrones de un átomo

Ondas

Se refiere

Valor  que representa

n

Número cuántico principal. Nivel de energía de cada electrón en el átomo.

n= 1,2,3,4,5,6,7

l

Número cuántico secundario o Azimutal. Se refiere a la forma del  espacio por donde se desplazaron los electrones

L=n-1, va de 0,1,2,3,4,5,6, Fórmula l=n-1. Ejemplo n1, l=1-1=0, para n2, l=2-1=1

m

Magnético. Determina la cantidad de electrones en cada subnivel de energía y la orientación de los orbitales.

Va de –l hasta +l. m=2l+1

s

Giro o Spin.

Los valores que puede tomar  son ½ y -1/2, pueden representarse con una flecha hacia arriba    o flecha hacia abajo [pic 17][pic 18]