QUIMICA NOVENO III PERIODO

6. TEORIA TRES:

 

6.1  EL ATOMO

Átomo viene del latín atomus que significa indivisible es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos
En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza. El núcleo contiene los protones (carga positiva +) y los neutrones (neutros 0) Todos los átomos de un elemento químico tienen en su núcleo el mismo número de protones. Este es el número atómico y se representa con la letra Z. La corteza es la parte exterior del átomo donde se encuentran los electrones(carga negativa -) los cuales están ordenados en diferentes niveles y giran alrededor del núcleo .La masa de un electrón es 2000 veces menor que la de un protón

¿Que son quarks?

Es un tipo de partículas elementales, componentes de otras partículas subatómicas, como el protón y el neutrón, y que no existen de manera aislada.

Los quarks son fermiones de espín 1/2 que interaccionan electro débilmente y fuertemente con otras partículas. Estas interacciones vienen descritas por el modelo estándar de interacciones fundamentales. Hay seis tipos o “sabores” distintos de quarks que los físicos han denominado de la siguiente manera: “up”, “down”, “charm”, “strange”, “top” y “bottom”

Los quarks no se encuentran libres en la naturaleza sino formando hadrones, los cuales se dividen en dos tipos:
mesones: formados por un quark y un antiquark (piones, kaones, …)
bariones: formados por tres quarks (protones, neutrones, …)

¿Cómo ha cambiado en la historia la definición del átomo?

Durante los siglos VI a IV antes de Cristo, en las ciudades griegas aparecieron personajes con
nuevos pensamientos, de allí surgió la pregunta ¿es posible dividir la materia indefinidamente? Demócrito pensó que no, que había cierto punto en que se obtendrían partículas indivisibles a las que llamo átomos .Esta idea fue olvidada por completo hace ya más de dos mil años.
Después de ello apareció Dalton en 1808 y propuso que los átomos eran indivisibles e indestructibles, además de ser iguales, pero diferentes a los de otros elementos
Años después el físico Thompson creyó que el átomo estaba conformado por una esfera de carga positiva con pequeñas esferas pegadas estas de carga negativa, los electrones.
Pero Rutherford (su discípulo) descubrió que los protones no ocupaban ese espacio en el átomo, sino que más bien ese espacio era diminuto, el núcleo atómico. Su carga negativa giraba a su alrededor y la mayor parte del átomo estaba vacía(a escala que si el átomo era del tamaño del estadio el núcleo era del tamaño de un grano de arena).
Estudios posteriores descubrieron que en el núcleo contenía no solo protones sino también neutrones (carga positiva).Tiempo despues aparecio Bohr , quien dijo que los electrones que giraban alrededor del núcleo lo hacian a diferente distancia y en órbita circular, tambien menciono que no todas las órbitas están permitidas, tan sólo un número finito de éstas.Y que los electrones saltaban a diferentes electronicos. En 1916 Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, dijo que los electrones no sólo giraban en órbitas circulares, también podían girar en órbitas elípticas.

6.2 COMPETENCIA COGNITIVA:

 

DESARROLLA EL CUESTIONARIO EN EL CUADERNO

         6.2.1 ¿Qué es un átomo?

         6.2.2 ¿Qué es un electrón?

         6.2.3 ¿Qué es un protón?

         6.2.4 ¿Qué es un neutrón?

         6.2.5 ¿Dónde se encuentran los electrones?

         6.2.6 ¿Qué es un quark?

         6.2.7 ¿Qué es masa atómica?

         6.2.8 ¿Qué hicieron Demócrito y Leucipo?

         6.2.9 ¿Qué hizo Thompson?

         6.2.10 ¿Qué hizo Rutherford?

 

 

         6.3 COMPETENCIA PROPOSITIVA

 

                   6.3.1 MAPA CONCEPTUAL.

Elabora en el cuaderno un mapa conceptual sobre este tema.

 

                   6.3.2 TALLER: Realiza cada ejercicio en tu cuaderno:

a) Haz un cuadro donde se presenten diferentes modelos atómicos, un bosquejo de cada uno y el químico que lo propuso

b) Diseña un modelo de átomo para presentar ante la clase.

c) Realiza un glosario con términos relacionados a la guía.

6.3.3 PRODUCCION TEXTUAL: Realiza un resumen de la teoría en esta guía presentada.

 

 

6.4 COMPETENCIA INVESTIGATIVA:

Consulta y escribe en tu cuaderno ¿Quién fue Max Planck?

 

6.5 COMPETENCIA INTERPRETATIVA:

 

LEE Y SACA UN RESUMEN DE 20 LINEAS

 

Teoría de Dalton

John Dalton, profesor y químico británico, estaba fascinado por el rompecabezas de los elementos. A principios del siglo XIX estudió la forma en que los diversos elementos se combinan entre sí para formar compuestos químicos. Aunque muchos otros científicos, empezando por los antiguos griegos, habían afirmado ya que las unidades más pequeñas de una sustancia eran los átomos, se considera a Dalton como una de las figuras más significativas de la teoría atómica porque la convirtió en algo cuantitativo. Dalton mostró que los átomos se unían entre sí en proporciones definidas. Las investigaciones demostraron que los átomos suelen formar grupos llamados moléculas. Cada molécula de agua, por ejemplo, está formada por un único átomo de oxígeno (O) y dos átomos de hidrógeno (H) unidos por una fuerza eléctrica denominada enlace químico, por lo que el agua se simboliza como HOH o H2O.

Todos los átomos de un determinado elemento tienen las mismas propiedades químicas. Por tanto, desde un punto de vista químico, el átomo es la entidad más pequeña que hay que considerar. Las propiedades químicas de los elementos son muy distintas entre sí; sus átomos se combinan de formas muy variadas para formar numerosísimos compuestos químicos diferentes. Algunos elementos, como los gases nobles helio y argón, son inertes; es decir, no reaccionan con otros elementos salvo en condiciones especiales. Al contrario que el oxígeno, cuyas moléculas son diatómicas (formadas por dos átomos), el helio y otros gases inertes son elementos monoatómicos, con un único átomo por molécula.

Ley de Avogadro

El estudio de los gases atrajo la atención del físico italiano Amedeo Avogadro, que en 1811 formuló una importante ley que lleva su nombre (véase ley de Avogadro). Esta ley afirma que dos volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas si sus condiciones de temperatura y presión son las mismas. Si se dan esas condiciones, dos botellas idénticas, una llena de oxígeno y otra de helio, contendrán exactamente el mismo número de moléculas. Sin embargo, el número de átomos de oxígeno será dos veces mayor puesto que el oxígeno es diatómico.

Masa atómica

De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”. La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa.

Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro.

Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16. A principios de la década de 1960, las asociaciones internacionales de química y física acordaron un nuevo patrón y asignaron una masa atómica exactamente igual a 12 a un isótopo de carbono abundante, el carbono 12. Este nuevo patrón es especialmente apropiado porque el carbono 12 se emplea con frecuencia como patrón de referencia para calcular masas atómicas mediante el espectrómetro de masas. Además, la tabla de masas atómicas basada en el carbono 12 se aproxima bastante a la tabla antigua basada en el oxígeno natural.

 

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