Historia y Estructura del Átomo: Desde Demócrito hasta Chadwick

Historia y Estructura del Átomo

Primeras Ideas sobre la Materia

• Demócrito: Postula la existencia del átomo. La materia es discreta.
• Aristóteles: Niega la existencia del átomo y dice que la materia es continua.

Leyes Fundamentales y Postulados de Dalton

• 1777 Lavoisier: Uso de la balanza, medida a través de la pesada. Ley de la conservación de la masa. Masa > energía }E=m.c² / Energía > masa
• 1880 John Dalton, Postulados:
  1. La materia está constituida por átomos, unidades estructurales indestructibles e indivisibles.
  2. Los átomos de diferentes sustancias (elementos) tienen pesos diferentes.
  3. Los compuestos químicos están formados de diferentes elementos en proporciones de números enteros y sencillos. Ejem. H₂O
  4. Las reacciones químicas transcurren con conservación de la masa.

Descubrimiento y Caracterización de las Partículas Subatómicas

Descubrimiento del Electrón

• Descubrimiento del electrón y su caracterización (Q, M).
• Rayos catódicos 1800
• Aire: Mezcla de O₂ y N₂ + CO₂, Ar, etc.
  • E⁺(moléculas de aire y de vidrio)
  • E^- + x > x*
  • X⁺ > e^-+x+luz > visible
• Experimento de los rayos catódicos de Thomson: 1897
  1. Aplicación del campo eléctrico.
  2. No hay campos eléctricos ni magnéticos externos.
  3. Aplicación de campo magnético. Pantalla fluorescente (debajo de c).
• 1897 Thomson: Descubre una partícula con cargas negativas y la llama electrón. Determina la relación q_e-/m_e-. Premio Nobel 1906.
• 1908-1917 Robert Millikan: Caracteriza el electrón, determina su masa y su carga (experimento de la gota de aceite). Calcula la (q) carga de las gotas de aceite.

Conceptos Adicionales

• Mol: Cantidad de materia que contiene 6,02x10²³ partículas.
• Fórmula química: Expresión abreviada de la composición de una sustancia cualitativa y cuantitativa. Ejm. NaCl, H₂O
• Fórmula empírica: Expresión más sencilla de una composición de una sustancia.
• Fórmula molecular: Expresa la proporción real en la cual se unen los elementos en un compuesto.

Experimentos Clave

• Atomizador y Microscopio: Siempre encuentra valores iguales o múltiplos de: 1,6x10^-19 Coulomb (Carga del 1e^-).
• 1896 Becquerel: Mineral de Uranio (Pechblenda), emitía espontáneamente radiación de alta energía. A esta emisión se le llamó Radiactividad.
• 1896 Rutherford, Geiger y Marsden:

Modelos Atómicos

Modelo Atómico de Thomson (1900)

Esfera compacta cargada positivamente. Los electrones estarían incrustados en esa esfera.

Experimento de Dispersión de Partículas Alfa de Rutherford (1910)

• Partículas α desviadas > choque con cargas positivas, repulsión electrostática.
• La mayor parte de la materia es espacio (vacío).
• Existe una carga positiva concentrada en un núcleo.

Modelo Atómico de Rutherford

• Existencia de un núcleo central con carga positiva.
• Los electrones se mueven alrededor de este núcleo a grandes distancias.

Descubrimiento del Protón y el Neutrón

• 1919 Rutherford: Descubre la existencia de protones. Determina su masa (m) y la carga (q).
• 1932 Chadwick: Descubre los neutrones.

Conceptos Modernos sobre el Átomo

• Número atómico: Igual al número de protones, número de electrones. El lugar que ocupa ese elemento en la tabla periódica.
• Número de masa: Suma de números de protones más números de neutrones.
• Peso atómico: Es el peso promedio ponderado de todos los isótopos.
• Isótopos: Son diferentes formas de un mismo elemento que difieren en su número de masa.

Críticas a los Postulados de Dalton

1. El átomo posee partículas subatómicas, no es indivisible ni indestructible.
2. No todos los átomos del mismo elemento tienen el mismo peso atómico. Existencia de isótopos para todos los elementos.
3. Existencia de compuestos “No estequiométricos”.
4. Consideración de condiciones relativistas. No aplican para las condiciones ordinarias de trabajo en laboratorio y plantas industriales.

Reactivo Limitante

Es la especie Química que está en menor proporción estequiométrica en la reacción química, controla y limita el curso de la reacción.