atomo

EL ATOMO
Empedocles (440 A.C): la materia está formada por 4
elementos; tierra, aire, agua y fuego.
Demócrito (400 A.C): la materia se divide en partículas
pequeñas, indivisibles, llamadas átomos.
Teoría atómica de Dalton: (1803-1810): (1766-1844)
1. Los elementos están formados por partículas diminutas
e indivisibles llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son semejantes en
masa y tamaño.
3. Atomos de distintos elementos tienen masa y tamaños
diferentes.
hidrógeno
oxígeno
4. Los compuestos químicos se forman por la unión de dos
o más átomos de elementos diferentes.
5. Los átomos se combinan para formar compuestos, en
relaciones numéricas sencillas, como 1:1; 2:2; 2:1.......
6. Los átomos de dos elementos se pueden combinar en
diferentes proporciones para formar mas de un
compuesto.
Estos fueron los primeros hechos experimentales que
permitieron el descubrimiento del Electrón.
Carga / masa = 1,76 x108cb/g (Premio Nóbel).
Millikan carga = 1,6x10-19 cb (P.N. 1923)
(-)
(+)
(-)
 Al intercalar un electrodo negativo perforado, se
observó que otras partículas se dirigían al electrodo
perforado, lo atravesaban hasta llegar al electrodo
negativo. Eugen Goldstein (1850-1930)
 Tenían las mismas características de los electrones
pero con carga opuesta: Protones (rayos canales)
Thomson: ( 1903)"El átomo se encuentra formado por una
esfera de carga positiva, en la cual se encuentran incrustadas
las cargas negativas (electrones)"
Henri Becquerel 1896 (1852-1908)
• Descubridor de la
radiación invisible de
alta energía.
• Pechblenda (U3O8)
Ernest Rutherford 1898 (1871-1937)
• Identifica tres tipos de
radiación: los rayos
alfa, rayos beta y
rayos gamma.
Modelo Atómico de Rutherford:
Rutherford: sugiere que el átomo se parecía a un sistema
solar en miniatura, con las cargas positivas (protones)
concentradas en un conglomerado central (núcleo) y los
electrones girando alrededor.
Este modelo no explicaba algunos hechos de la física clásica:
1. Toda partícula como el electrón, cuando gira sobre su
órbita, emite energía. Al perder energía iría acercándose al
núcleo hasta precipitarse sobre él y desintegrarse.
El neutròn
James Chadwick1932 (1891-1974)
P.N. 1935
• Bombardeo con
partículas alfas una
delgada hoja de
berilio, descubriendo
los neutrones
Partículas Sub-atómicas:
Partícula
Masa / g
Protón (p+) 1,673x10-24
Neutrón (nº) 1,675x10-24
Electrón (e-) 9,110x10-28
Número atómico (Z):
neutro p+ = e-).
Carga /Cb
+ 1,6x10-19
0
- 1,6x10-19
Unidad de
carga
relativa
+1
0
-1
número de protones (en un átomo
Número másico (A): número de protones más neutrones.
Ejemplos:
K (z=19) : 19 protones y 19 electrones.
K+ : 19 protones y 18 electrones.
O (Z=8) : 8 protones y 8 electrones.
O-2 : 8 protones y 10 electrones.
N (Z=7 y A=14) : 7 protones; 7 electrones y 7 neutrones
He (Z=2 y A=4) : 2 protones; 2 electrones y 2 neutrones
Isotopos
• Son las distintas formas atómicas de un
mismo elemento que difieren en su numero
màsico debido a que poseen distinto numero
de neutrones.
Ejercicio
• Indique el numero de protones, neutrones y
electrones en cada una de las siguientes especies:
A) 115B, b) 19980Hg, c)20080Hg, d) 7935Br -,
e)2412Mg++
• LABORATORIO
Definiendo el modelo atómico actual
Radiación electromagnética
Características de las ondas
• Longitud de onda
LAMBDA
• Frecuencia
• Amplitud
Espectros de líneas
• Luz emitida por
los elementos
químicos, son
como las huellas
digitales que
sirven para
identificar a una
persona.
Contradicciones en el modelo
atómico
• Caída del electrón por emisión de energía
radiante.
• Modelo Atómico de Bohr (1888-1962):
1913 P.N. 1922
• Principios cuanticos sobre emisión de
energía
Max Planck (1858-1947)P.N. 1918
Teoría Cuàntica de la
materia
“Una nueva verdad no triunfa
por medio del
convencimiento de sus
oponentes, haciéndoles ver
la luz, sino mas bien porque
dichos oponentes llegan a
morir y crece una próxima
generación que se
familiariza con ella”
Teoría cuàntica de Planck
• Cuanto: mínima cantidad de energía que puede ser
emitida (o absorbida) en forma de radiación
electromagnética.
•
•
•
•
Eαν
E = hν
h tiene valor de 6,63x 10-34Js.
hν, 2 hν, 3 hν,…
El efecto fotoeléctrico
(1905)
• Albert Einstein ( Nobel 1921)
• Efoton = hν
“Soy en verdad un viajero
solitario, y los ideales que
han iluminado mi camino y
han proporcionado una y otra
vez nuevo valor para afrontar
la vida han sido: la belleza, la
bondad y la verdad.”
(1879-1955)
Paradoja
• La naturaleza dual de la luz (corpuscular y
ondulatoria) no es exclusiva de la luz, sino es
característica de toda la materia, incluyendo
partículas submicrocopicas como los electrones,
como se vera a continuación.
¿Qué es lo que ve?
Teoría de Bohr del átomo de
hidrogeno
• Espectros de emisión: radiación emitida por las
sustancias, ya sea continua o en forma de líneas.
Modelo Atómico de Bohr (1888-1962): 1913 P.N. 1922
 Mantiene la estructura planetaria de Rutherford pero
aplica principios de la química cuántica sobre la emisión
de energía introduciendo una serie de restricciones al
comportamiento del electrón.
 Para postular su modelo se basó en el átomo de
hidrógeno.
 Cuando la luz emitida por un gas se hace pasar a
través de un prisma, se forma un conjunto de líneas
brillantes de colores: espectro de líneas.
1. Estas líneas indican que la luz se emite sólo a ciertas
longitudes de onda o frecuencia que corresponde a los
colores específicos. A partir de esto, Bohr postula que
los electrones tienen varias energías posibles que
corresponden a diversas Orbitas
en donde se
encuentra el electrón.
Postulados:
1. El átomo posee un núcleo central en el que se concentra
casi la totalidad de su masa.
2. Los electrones giran en órbitas fijas y definidas que se
encuentran a una distancia determinada del núcleo.
Cada nivel energético toma valores de 1 a 7 y recibe el
nombre de "número cuántico principal".
3. Los electrones ubicados en las órbitas más cercanas al
núcleo tienen menor energía que los ubicados más lejos
de él.
4. Mientras el electrón gira en una determinada órbita, no
consume ni libera energía. El átomo se encuentra en un
estado fundamental.
5. Cuando el electrón absorbe energía de una fuente
externa, puede "saltar" de un nivel de baja energía a otro
de mayor energía y el átomo queda en un estado
excitado. Cuando regresa al nivel de menor energía,
libera energía en forma de radiación electromagnética,
dando origen al espectro atómico. LABORATORIO
Figura: Espectro atómico del hidrógeno
Modelo atómico actual
Modelo mecánico cuantico del átomo
Louis de Broglie 1924 (
1892-1977) y la dualidad
onda-cuerpo
Así no hay dos mundos, uno de luz y
ondas, otro de materia y corpúsculos. Hay
un universo único. Algunas de sus
propiedades pueden ser explicadas por la
teoría ondulatoria, otras por la
corpuscular.(...) Lo que se aplica a la
materia se aplica también a nosotros, ya
que somos parte de la materia.
Un poema sueco muy conocido empieza
con estas palabras “ Mi vida es una onda”.
El poeta podría también haber expresado
su pensamiento con las palabras: “ Yo soy
una onda”.
(Discurso de presentación a la Academia
Sueca, Nobel de 1929)
Werner Heisenberg 1927(19011976) P.N. 1932
• El principio de
incertidumbre
“es imposible conocer
simultaneamente la
posicion y la velocidad
de un electron”
p . x > h / 2
Postulados del modelo mecánico
cuantico del electrón
• En el átomo, los electrones se encuentran
ocupando diferentes orbítales atómicos.
Estos orbítales atómicos se agrupan, a su
vez, en los distintos niveles de energía.
• Un orbital atómico es una región del
espacio alrededor del núcleo en la que la
probabilidad de encontrar un electrón es
alta.
Erwin Schrödinger y la mecánica
cuántica (1887-1961)P.N. 1933
Una medida física,
como la energía de un
sistema, es el promedio
de los resultados de un
operador sobre la
función de onda del
sistema.
Ĥ = E.
1887 - 1961
El gato de Schrödinger
•
•
El experimento mental consiste en imaginar a un
gato metido dentro de una caja que también
contiene un curioso y peligroso dispositivo. Este
dispositivo está formado por una ampolla de
vidrio que contiene un veneno muy volátil y por
un martillo sujeto sobre la ampolla de forma que si
cae sobre ella la rompe y se escapa el veneno con
lo que el gato moriría. El martillo está conectado a
un mecanismo detector de partículas alfa; si llega
una partícula alfa el martillo cae rompiendo la
ampolla con lo que el gato muere, por el contrario,
si no llega no ocurre nada y el gato continua vivo.
Cuando todo el dispositivo está preparado, se
realiza el experimento. Al lado del detector se
sitúa un átomo radiactivo con unas determinadas
características: tiene un 50% de probabilidades de
emitir una partícula alfa en una hora.
Evidentemente, al cabo de una hora habrá
ocurrido uno de los dos sucesos posibles: el átomo
ha emitido una partícula alfa o no la ha emitido (la
probabilidad de que ocurra una cosa o la otra es la
misma). Como resultado de la interacción, en el
interior de la caja, el gato está vivo o está muerto.
Pero no podemos saberlo si no la abrimos para
comprobarlo.
Modelo Atómico Actual: 1925
 En átomos distintos de hidrógeno: un mismo nivel
energético tenía distinta energía. Se concluyó que
existían subniveles energéticos "número cuántico
secundario".
 Se emplean cálculos probabilísticos para describir la
posición, la velocidad y la energía de los electrones.
 El electrón no se ubica en un lugar fijo, sino que en
una zona denominada ORBITAL, que es donde existe
la mayor probabilidad de encontrar al electrón.
Números Cuánticos:
1. Número Cuántico Principal (n): valor energético
principal.
n = 1,2,3,........
n alto
alta E
2. Número Cuántico Secundario o Angular (l): define la
forma de los orbitales. 0 a (n-1)
l = 0 hasta n-1
Son designados por letras debido a su origen histórico:
Valor de l
0
1
2
3
Subnivel energético
s
p
d
f
1. Número Cuántico Magnético
orientación del orbital. (2l + 1)
(m):
describe
la
m = -l, 0, +l
Ejemplo:
n = 1 l = 0 m = 0 por lo tanto el orbital 1s tiene una sola
forma y orientación.
n = 2 l = 0 y 1 l = 1 m = -1, 0, +1 es decir, el orbital p
tienen 3 posibles orientaciones:
p = 3
d = 5
f = 7; donde cada
orbital acepta un máximo de 2
electrones
1. Número cuántico de espín (s): giro del electrón
S = +1/2 y -1/2
Cuadro resumen de números cuanticos
Clase
Símbolo
Característica
Valores
probables
N Cuantico
Principal
n
Tamaño de la
nube electrónica
1,2,3…7
N Cuantico
Secundario
l
Forma de la
nube electrónica
0 hasta (n-1)
N Cuantico
Magnético
m
Orientación de la -1 a +l
nube frente a un
campo
magnético
N Cuantico
De espin
s
Dirección de
giro del electrón
+1/2, -1/2
Ejercicio
• Elabore una lista con los valores de n, l y ml
para los orbítales del subnivel 4d
Ejercicio
• ¿Cuál es el numero total de orbítales
asociados con el numero cuàntico principal
n = 3?
Tarea de investigación en grupos
de 4 personas, fecha de entrega
29 de Mayo
• Concepto de masa relativa
• Espectros atómicos
• Partículas elementales
Control en grupos
• 1) De los valores de los números cuanticos
con los siguientes orbítales: a) 2p, b) 3s, c)
5d, d) 4f
• 2) ¿Cuál es el numero total de orbítales
asociado con el numero cuantico, n=1, n=2
n= 6 y n=4
Configuración Electrónica: distribución de los electrones
en los orbitales de un átomo.
1. Conocer el número de electrones que el átomo tiene
(Z = número atómico).
Ejemplo : C Z=6
6 electrones
2. Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de
energía, comenzando desde el nivel más cercano al
núcleo, el de menor energía (n=1).
3. Respetar la capacidad máxima de cada subnivel:
C Z=6 6 e- 1s2 2s2 2p2
¿Qué ocurre cuando hay subniveles que tienen mas de un
orbital?
Ejemplo: orbital p tiene px, py y pz.
Para escribir la configuración
debe tenerse en cuenta:
electrónica
correctamente
1. Principio de Exclusión de Pauli: dos electrones que se
ubican en un mismo orbital no pueden tener los 4
números cuánticos iguales.
Ejemplo: los 4 nº cuánticos para los 2 e- del orbital 1s son:
n = 1
l = 0
m = 0, entonces s = +1/2 (1º e-) y -1/2 (2º e-)
Dos e- en un mismo orbital con espines opuestos se llaman
e- apareados
2. Regla de Hund: los electrones que entran en orbitales
con varias subcapas, entrarán individualmente con
espines paralelos hasta que se llene la mitad de cada
subcapa y luego comienzan a aparearse en los orbitales
ya individualmente ocupados.
Ejemplo: orbitales p
px
no permitido:
py
pz
Realicemos algunas configuraciones electrónicas:
C (Z=6) : 1s22s22px12py1
Na (Z=11): 1s22s22p63s1
Cl (Z=17): 1s22s22p63s23px23py23pz1
"Existen excepciones a estas reglas dentro de los
elementos de transición".
C (Z=6) : 1s2 2s2 2px1 2py1 configuración electrónica externa
Control 4 personas
• Realice la configuración electrónica para
cada uno de los siguientes elementos:
• A) Mg (Z=12)
• B) O (Z=8)
• C) K (Z=19)
• D) N (Z=7)
• E) Al (Z=13)
Estructura atómica
• El calcio es un elemento que, en forma de
ion Ca+2, es necesario para la formación de
los huesos.
• Representa la configuración electrónica
de este ion.
• El fósforo es un elemento químico que esta
presente en la mayoría de los fertilizantes
ya que es un nutriente esencial de la plantas.
¿Cuántos electrones desapareados tiene un
átomo de fósforo?
Clasificación Periódica:
Dobereiner (1829): observó que habían grupos de 3
elementos (Triadas) en donde la masa atómica del
elemento central se aproximaba al promedio de las masas
atómicas de los elementos extremos y que los 3 elementos
tenían propiedades análogas:
Ejemplo: Cloro
35,46
Bromo 79,92
Yodo 126,92
X = 81,19
Calcio
40,08
Estroncio 87,63
Bario
137,36
X = 88,72
Newlands (1863): colocó los elementos hasta entonces
conocidos en orden creciente de sus masas atómicas
omitiendo el hidrógeno:
1
Li
2 3
Be B
4
C
5
N
6
O
7
F
8 9 10 11 12 13
Na Mg Al Si P
S
6,9 9 10,8 12 14 16 19 23
24 27
28 31
14
Cl
15
K
32 35,5
39
Observó que el 8º elemento respecto al 1º que tomemos,
tiene propiedades análogas entre sí:
Ejemplo: Li Be B C
Na Mg Al Si
K
N
P
O
S
F
Cl
Octavas
Mendeleev (1869): estableció una relación entre las
propiedades físicas y químicas de los 65 elementos con
respecto a la masa atómica por él calculada y propuso un
sistema periódico de columnas horizontales y verticales:
Posteriormente (1914) Moseley demostró que las propiedades de
los elementos dependen de sus números atómicos (Z) y se propuso
ordenarlos de menor a mayor.
Analicemos las siguientes Configuraciones Electrónicas:
1
IA
IVA
H:
1s1
3
Li :
1s22s1
11
Na: 1s22s22p63s1
Conf. Elec. Ext: ns1
6
C:
1s22s22p2
14
Si: 1s22s22p63s23p2
32
Ge: 1s22s22p63s23p64s23d104p2
Conf. Elec. Ext:
ns2np2
1. Suma de los electrones de la configuración electrónica
externa (electrones de valencia) da el número del
grupo.
2. El período al cual pertenece el elemento lo da el valor
de la capa "n" de la configuración electrónica externa.
Ejemplo:
2
2
4
6 e- : grupo VIA
O (Z=8): 1s 2s 2p
n = 2 : 2º periodo
Los Gases Nobles (grupo 0, VIII A ó 18) tienen como
configuración electrónica externa ns2np6 = 8 e- de valencia
(excepto He). Estos elementos son los más estables que
existen en la naturaleza y todos los elementos de la tabla
periódica liberan o captan electrones para adquirir la
configuración de un gas noble.
Propiedades Periódicas:
Los elementos presentan algunas propiedades que varían
en forma periódica:
1.
2.
3.
4.
Radio atómico y iónico
Energía o potencial de ionización
Electroafinidad
Electronegatividad
1. Radio iónico: los átomos pueden perder o aceptar
electrones quedando cargados (iones):
Catión: pierde electrones, queda cargado positivamente
Na - 1e-
Na+ catión sodio
Anión: gana electrones, queda cargado negativamente
Cl + 1e-
Cl- anión cloruro
 Los cationes tienen un exceso de carga positiva
comparado con su homólogo neutro, por lo cual
atraen más fuertemente a los electrones, los cuales se
acercan más al núcleo, por lo tanto su radio iónico es
menor con respecto al mismo átomo neutro.
 Los aniones tienen más carga negativa que su
homólogo neutro, por lo que ocupan mas órbitas y por
lo tanto su radio iónico es mayor.
1. Radio atómico: a medida que bajamos en un grupo
aumenta el número de capas u orbitales.
Ejemplo: H (Z=1) : 1s1
Li (Z=3) : 1s22s1
Na (Z=11) : 1s22s22p63s1
n aumenta
Disminuye
Aumenta
2. Energía o Potencial de Ionización: cantidad mínima
de energía requerida para sacar un electrón desde un
átomo gaseoso:
M + + e-
M + EI
Grupo IA: Li (Z=3): 1s2 2s1
Na (Z=11): 1s22s22p63s1
K (Z=19): 1s22s22p63s23p64s1
Tienen tendencia
requerida es baja.
a
perder
un
e-,
por
lo
tanto
la
EI
Grupo VIIA: F(Z=9): 1s22s22p5
Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5
Tienen
tendencia a aceptar un e-, por lo tanto la EI
requerida es alta.
Aumenta
Disminuye : aumentan las órbitas, el último e- está
menos atraído por el núcleo, más fácil sacarlo.
1. átomo
gaseoso
neutro
capta
transformándose en un ión negativo.
un
electrón,
M- + EA
M (g) + e-
Mientras mayor sea la tendencia a captar electrones,
mayor será la energía liberada.
Aumenta
Disminuye
5. Electronegatividad:
electrones.
Tendencia de un átomo a captar
Aumenta
Trabajo personal
1.
2.
3.
4.
5.
6.
¿Qué es una configuración electrónica?
¿Qué es un orbital?, Nombre todos los orbítales usados
en la tabla periódica
¿Qué es un número cuántico, cuales son y que indican?
¿Qué es una propiedad periódica?
¿Explique el principio de mínima energía para completar
la configuración electrónica?
Dibuje una tabla periódica y señale las divisiones que
tiene: niveles de energía, elementos de transición,
elementos representativos, elementos de transición
interna, grupos y gases nobles.
7.- Realice las configuraciones electrónicas para los
elementos que se indican:
P Z= 15
C
Z= 6
Sr2+
Z= 38
As3Z= 33
Co2+
Z= 27
Ag
Z= 47
8.- Señale que tienen en común y que los diferencia a los
elementos del mismo grupo de elementos representativos
de la tabla periódica.
9.- De los siguientes elementos señale cuantos electrones
puede ceder y/o captar cada uno, para quedar con la
configuración electrónica del gas noble mas cercano:
a) Z = 6 ; b) Z = 15; c) Z = 20; d) Z= 36
10.- Cuántos electrones desapareados tiene el fósforo atómico
en su estado fundamental?
(Nota: el fósforo pertenece al grupo V A del sistema periódico)
11.- La siguiente configuración electrónica 1s2 2s2, corresponde a
un elemento que
A que grupo de la tabla periódica pertenece?
Cuantos electrones desapareados tiene?
Cuantos electrones puede ceder o captar?
12.- ¿Qué información entrega la simbología química del elemento
27.
13Al
13.- Si la configuración electrónica del Cl es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, ,
entonces la configuración electrónica de: Cl1-, Cl3+, Cl7+, será:
La investigación científica tiene mucha analogías
con las novelas policiales
La observación atenta,
el método deductivo,
la elaboración de
hipótesis y la
construcción de
“trampas” para
agarrar a los
“criminales” son
comunes en los
cuentos de Sherlock
Holmes y en la
historia de la ciencia.
Tabla periódica
La tabla periódica
de Mendeleev
permitió que se
tendieran
“trampas” a
muchos elementos
desconocidos, que
fueron descubiertos
a partir de ella.