5. El átomo desde Demócrito hasta schrodinger. NIELS BOHR (1885 – 1962) Presentó un modelo en el que los electrones se disponían en órbitas circulares. Un electrón no puede descender más allá del nivel mínimo de energía. Si un electrón absorbe energía pasa a una órbita mayor, con lo que se aleja del núcleo. Al emitir luego esa energía desciende a un estado energético menor, más cerca del núcleo.

7. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO El átomo consta de dos zonas o partes bien definidas: A. El Núcleo: Parte central, donde están las partículas subatómicas denominadas protones y neutrones (nucleones) y que le aportan casi la totalidad de la masa al átomo. Los neutrones no tienen carga eléctrica, son neutros, tienen una unidad de masa atómica (1 uma) y se representan n°. A las partículas que se localizan en el núcleo se les llama nucleones, se mantienen unidas por las fuerzas más grandes que se conocen.

8. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO B. La nube electrónica: Zona que está alrededor del núcleo, con mucho espacio vacío donde hay probabilidad de localizar al electrón, partícula pobre en masa pero rica en energía que se encuentran girando alrededor del núcleo en niveles de energía denominados con las letras K,L,M,N,O,P,Q o con los números 1,2,3,4,5,6, y 7.

9. CARACTERÍSTICAS DEL ÁTOMO 1. Raramente se presentan en forma aislada en la naturaleza. 2. Tiene un diámetro de 1x10-10 m. 3. Es la partícula más pequeña de un elemento que interviene en una reacción química para formar compuestos. 4. Es eléctricamente neutro en su estado natural, porque tiene igual número de carga positiva en su núcleo que de negativas en la periferia. Al igualar las cargas eléctricas se neutraliza. 5. Puede perder su estado natural y transformarse en un ión positivo o negativo.

10. NÚMERO DE MASA Y NÚMERO ATÓMICO Número másico (A). Se representa con la letra mayúscula A y corresponde a la suma de protones y neutrones. ( A = p+ + n°). Número atómico (Z). Se representa con la letra mayúscula Z y el número de protones que posee un átomo de determinado elemento.

11. ISÓTOPOS Isótopos (= Z ≠ A) Átomos de un mismo elemento que tiene igual número atómico y diferente número másico, en otras palabras átomos del mismo elemento que tienen número de protones y diferente número de neutrones.

12. ISÓTONOS Isótonos (≠ Z = n°) Son átomos de elementos diferentes que poseen igual número de neutrones y distinto número atómico y número másico.

13. ISÓBAROS Isóbaros (= A ≠ Z) Son átomos de diferentes elementos que teniendo distinto número atómico y distinto número de neutrones poseen igual masa atómica. Poseen propiedades físicas semejantes pero difieren en sus propiedades químicas.

14. ISÓDIÁFEROS Isodiáferos (exceso igual de n°, A – Z - Z) Son átomos de elementos distintos que tienen el mismo exceso de neutrones con respecto a la cantidad de protones.Es decir el mismo valor de A - Z - Z.Por ejemplo, si tiene 8 neutrones y 6 protones (p. ej. el carbono-14), el exceso de neutrones es 2.

15. Es el promedio resultante de las masas de los isótopos naturales de ese elemento. PASO 1. Anotar la masa atómica y el porcentaje de abundancia de los isótopos del elemento. MASA ATÓMICA O PESO ATOMICO

16. PASO 2. Multiplicar la masa atómica por el porcentaje de abundancia de cada isótopo y dividirla entre 100. PASO 3. Sumar los 78,9183 * 50,44 + 80,9163 * 49,46 = 79,91 uma. Valores 100 100 R/ La masa atómica del Bromo es 79,91 uma. MASA ATÓMICA O PESO ATOMICO

17. muchas gracias por su atención