ACTIVIDADES SOBRE EL ÁTOMO

Realiza las siguientes actividades de aprendizaje:

Las siguientes direcciones sirven para establecer actividades propias de los átomos y para comprobar tus conocimientos al respecto.  Son direcciones tomadas de internet y tienen la referencia.  PONTE A PRUEBA.

http://institucional.us.es/uccicna/index.php/juegos/91-juego-2-constructor-de-atomos-e-iones

http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/el_atomo/evaluacion/7.htm

http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/el_atomo/evaluacion/1.htm


http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/el_atomo/evaluacion/3.htm


http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/el_atomo/evaluacion/4.htm

https://es.educaplay.com/es/coleccion/5440/7/modelos_atomicos.htm.

imágenes tomadas de google

Cuento corto: "La vida como un átomo"

Por: Carmen Ovalle

            Estando un día Esteban filosofando acerca de los problemas que día con día afectan a la 

sociedad se quedó dormido y entró en un profundo sueño. Soñó que caía por una escalera, 

grada por grada sin poder detenerse y al ver alrededor se sentía en una nube tensa con demasiada 

energía.

Al llegar al fondo de lo que veía como un gran vacío se detenía. 

Al despertar llegó a la conclusión que todo sería genial si la vida de hombres y mujeres 

fuera como un átomo, con un núcleo alrededor del cual girara todos sus intereses 

que les dieran energía y a partir de los cuales se comunicaran con sus vecinos. 

Propiedades atómicas.

Propiedades atómicas

Masa

La mayor parte de la masa del átomo viene de los nucleones, los protones y neutrones del núcleo. También contribuyen en una pequeña parte la masa de los electrones, y la energía de ligadura de los nucleones, en virtud de la equivalencia entre masa y energía. La unidad de masa que se utiliza habitualmente para expresarla es la unidad de masa atómica (u). Esta se define como la doceava parte de la masa de un átomo neutro de carbono-12 libre, cuyo núcleo contiene 6 protones y 6 neutrones, y equivale a 1,66 · 10⁻²⁷ kg aproximadamente. En comparación el protón y el neutrón libres tienen una masa de 1,007 y 1,009 u. La masa de un átomo es entonces aproximadamente igual al número de nucleones en su núcleo —el número másico— multiplicado por la unidad de masa atómica. El átomo estable más pesado es el plomo-208, con una masa de 207,98 u.​

En química se utiliza también el mol como unidad de masa. Un mol de átomos de cualquier elemento equivale siempre al mismo número de estos (6,022 · 10²³), lo cual implica que un mol de átomos de un elemento con masa atómica de 1 u pesa aproximadamente 1 gramo. En general, un mol de átomos de un cierto elemento pesa de forma aproximada tantos gramos como la masa atómica de dicho elemento.

Tamaño   Los átomos no están delimitados por una frontera clara, por lo que su tamaño se equipara con el de su nube electrónica. Sin embargo, tampoco puede establecerse una medida de esta, debido a las propiedades ondulatorias de los electrones. En la práctica, se define el radio atómico estimándolo en función de algún fenómeno físico, como la cantidad y densidad de átomos en un volumen dado, o la distancia entre dos núcleos en una molécula.

Los diversos métodos existentes arrojan valores para el radio atómico de entre 0,5 y 5 Å. Dentro de la tabla periódica de los elementos, el tamaño de los átomos tiende a disminuir a lo largo de un periodo —una fila—, para aumentar súbitamente al comienzo de uno nuevo, a medida que los electrones ocupan niveles de energía más altos.​

Las dimensiones del átomo son miles de veces más pequeñas que la longitud de onda de la luz (400-700 nm) por lo que estos no pueden ser observados utilizando instrumentos ópticos. En comparación, el grosor de un cabello humano es equivalente a un millón de átomos de carbono. Si una manzana fuera del tamaño de la Tierra, los átomos en ella serían tan grandes como la manzana original.​

EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS EN LA HISTORIA DE LA QUÍMICA.

Evolución del modelo atómico.

La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas. Algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.

Modelo de Dalton.

Fue el primer modelo atómico con bases científicas, fue formulado en 1803 por John Dalton, quien imaginaba a los átomos como diminutas esferas.​ Este primer modelo atómico postulaba:

·         La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.

·         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.

·         Los átomos permanecen sin división, aun cuando se combinen en las reacciones químicas.

·         Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

·         Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.

·         Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

Modelo de Thomson.

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph John Thomson, se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban, según este modelo, inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (de la analogía del inglés plum-pudding model) o uvas en gelatina. Posteriormente Jean Perrin propuso un modelo modificado a partir del de Thomson donde las «pasas» (electrones) se situaban en la parte exterior del «pastel» (protones).

Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia de los electrones dentro de la estructura atómica, Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.

Modelo de Rutherford.

  

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una negativa. Sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no científico.

Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, por esa razón en el modelo anterior (Thomson), no se habla de este.

Modelo de Bohr.

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford. Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

«El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en órbitas bien definidas». Las órbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas órbitas)

·         Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.

·         Los electrones no irradian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.

·         Los electrones pueden saltar de una a otra órbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a

cada órbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

Modelo de Schrödinger.

Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.

En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.

RESUMEN DE LOS MODELOS ATÓMICOS.

tomado de taringa.net

                         

Observa estos videos que corresponden a los modelos atómicos, desde distintos aspectos.

                                       
                                          https://www.youtube.com/watch?v=aXamqdyARAU

                                        https://www.youtube.com/watch?v=0UW90luAJE0&t=1s

OBSERVA ESTA TIRA CÓMICA

Diálogo entre el profe y un estudiante sobre la temática a desarrollar

https://Pixton.com/es/:zfz0stbf

Observa el siguiente video y saca tus conclusiones personales.

                                     https://www.youtube.com/watch?v=j_aEKbpyH1I

¿QUÉ ES UN ÁTOMO?

                                       https://www.youtube.com/watch?v=AGcnck0gbW0