Dpto. Física y Química I.E.S. Orden de Santiago

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1 Dpto. Física y Química I.E.S. Orden de Santiago
TEMA 3. LOS ÁTOMOS Dpto. Física y Química I.E.S. Orden de Santiago

2 1. El incompleto átomo de Dalton
Video que nos hace un repaso rápido sobre los cambios de la visión atómica. Modelo atómico Dalton (1603): La materia es discontinua, estando formada por partículas indivisibles e indestructibles, llamadas átomos. Los átomos del mismo elemento son iguales entre sí y los de diferentes elementos son distintos entre sí. 1.1. La naturaleza eléctrica de la materia Tales de Mileto (VI a.C): electrificación de la materia por frotamiento. Elektron (ámbar) Du Fay (s. XVII – XVIII): Dos tipos de electricidad. Las que eran iguales se repelían, las que eran diferentes se atraían. Franklin (s. XVIII): pensó que la electricidad era un fluido que los cuerpos tenían por exceso o por defecto. Volta: (s. XVIII – XIX): primera pila eléctrica. Faraday (s. XIX): electrolisis, viendo la relación existente entre la electricidad y la materia.

3 1.2. El descubrimiento del electrón
En 1875 Crookes crea los tubos de descarga eléctrica, en los que hacía el vacío y establecía una ddp entre las placas: el cátodo (conectada a la parte negativa) y el ánodo (al lado positivo). Al conectar el dispositivo se observó un haz luminoso que se interpretó como una corriente eléctrica. En 1897 Thonsom estudia los rayos catódicos y observa que son desviados por campos magnéticos. Había una partícula que formaba estos rayos catódicos, cuya relación q/m siempre era la misma, Independientemente del gas que se utilizase en el tubo. Había descubierto el electrón.

4 En 1909 Milikan consiguió determinar la carga del electrón y, con ella, la masa del
electrón, en su famosa experiencia de las gotas de aceite. 2.1. Modelo atómico de Thonsom Piensa en una materia eléctricamente neutra y densa.

5 Modelo atómico de Rutherford (1920)
Una vez encontrados los electrones, los científicos buscan la existencia de una posible partícula cargada positiva, estudiando de nuevo en los rayos catódicos, detectando unos rayos que iban en sentido contrario: los rayos canales. Se estableció el valor q/m para estos rayos ya que, al contrario que con los rayos catódicos, sí dependían del gas introducido. El valor más pequeño se estableció para el hidrógeno, la cual se llamó protón por Ernest Rutherford en 1920, considerándose partícula elemental. La experiencia de la lámina de oro Durante estos descubrimientos, en 1896 Becquerel descubre el fenómeno de la radiactividad. El matrimonio Curie detectaría las partículas alfa (núcleos de helio) Rutherford, junto a dos colaboradores, idean un experimento para comprobar la vericidad del modelo atómico de Thonsom.

6 Los resultados fueron:
La mayoría de las partículas alfa no se desviaban al atravesar la lámina. Una pequeña porción se desviaba ligeramente. Una de cada partículas ¡rebotaban! Estos resultados no concordaban con Thonsom, con lo que Rutherford estableción un nuevo modelo atómico. La carga positiva estaba concentrada en una pequeña región del espacio, llamado núcleo, y los electrones giran alrededor suyo. Los electrones deben estar girando para vencer las fuerzas atractivas que siente por el núcleo positivo. Es parecido a un sistema Sol - Tierra.

7 Rrutherford estableció:
- Núcleo: protones y neutrones: aunque no serían descubiertos hasta 1932 por Chadwick, Rutherford predijo su existencia para explicar la masa del átomo y la estabilidad del núcleo. Corteza electrónica: los electrones giraban alrededor del núcleo describiendo órbitas. la explicación es debido a la fuerza eléctrica que existe entre los electrones (negativos) y el núcleo (positivo), similar a los planetas alrededor del Sol por la fuerza gravitatoria.

8 3. Identificación de átomos
Número atómico (Z): nº de protones que posee el núcleo. Todos los elementos tienen un único nº característico. Si el átomo es neutro, coincide con el nº de electrones. Número másico (A): nº de nucleones, es decir, suma de protones (Z) y neutrones (N) Simbología de un elemento Iones Cuando gana electrones: ión negativo o anión. Cuando pierde electrones: ión positivo o catión.

9 Isótopos Átomos con el mismo número de protones (Z) pero diferente número de neutrones (A). La masa atómica de un elemento (que viene en la tabla periódica) se calcula teniendo en cuenta la abundancia de cada uno de los isótopos que existen del elemento.

10 4.1. Los espectros atómicos
Pincha aquí Cuando hacemos pasar la luz blanca a través de un prisma de cuarzo, esta se descompone en los distintos colores que la forman (fenómeno de dispersión) Los colores son sólo una parte del gran espectro electromagnético que existe (conjunto de todas las ondas), que podemos detectar a través de nuestros ojos. Cuando un material se calienta o se somete a una descarga emite radiación, siendo su espectro de emisión. Los espectroscopistas observaron que estos espectros no eran continuos, sino que sólo emitían determinadas frecuencias, determinadas rayas espectrales, siendo, además, características de cada elemento. Por otra parte, también se podían estudiar las radiaciones que absorbe un determinado elemento en el que se incidía una radiación (iluminándolo), obteniendo su espectro de emisión. Y, ¡sorprendente! Los espectros de emisión y absorción del mismo elemento eran complementarios. ¿Cómo explicar todo esto?

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12 4.2. La teoría cuántica de la luz
En 1900 Max Planck estudiando la radiación que emitían los cuerpos cuando estaban a una determinada tª, establece la teoría cuántica de la luz. Cuando un cuerpo está a una tª alta emite energía de forma discontinua como Radiación electromagnética. 2. La radiación consiste en “paquetes de energía”, llamados cuantos o fotones. 3. La energía de cada uno de los fotones, según Planck: 4. La intensidad de la radiación depende del nº de fotones. 4.3. Efecto fotoeléctrico

13 El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de espontánea de electrones por parte
de metales cuando inciden sobre ellos una radiación de frecuencia determinada. Existe una frecuencia mínima para que se pueda observar el fenómeno que se denomina frecuencia umbral. Fue establecida por Enstein en 1905 y por la que recibió el Premio Nobel de Física.

14 5. Nuevos modelos atómicos
5.1. Modelo atómico de Bohr En 1913, Bohr establece los postulados: Núcleo de neutrones y protones y electrones girando en órbitas circulares y estables. En esas órbitas el electrón no emite energía. 2. Sólo ciertas órbitas permitidas, cuyo radio es: a: constante propia del elemento. n: nº entero (1, 2, 3….) Número cuántico principal. 3. En cada órbita, el electrón tiene una energía: b: constante propia de cada elemento.

15 Bohr explica los espectros atómicos como saltos entre las órbitas permitidas.
Espectro de absorción: si el fotón incidente posee la energía entre dos órbitas permitidas, el electrón absorbe dicha radiación y salta a una órbita superior. En el espectro no aparecerá esa radiación absorbida (esa frecuencia) b) Espectro de emisión: los electrones son previamente excitados (se calientan) estando en órbitas superiores. Al estabilizarse, saltan a órbitas más bajas en energías permitidas, emitiendo la energía sobrante en forma de radiación. Como las órbitas son concretas, los saltos entre ellas también, siendo así los espectros característicos de cada elemento. El espectro permite identificar el átomo que tienes. Visualiza los diferentes espectros de la tabla periódica.

16 5.2. Nuevos descubrimientos en los espectros
El modelo de Bohr explicaba muy bien el espectro del hidrógeno, pero no así los de los elementos polielectrónicos. Además, según se fue perfeccionando la resolución de los espectroscopios se vio como dónde se creía que había una raya en realidad había más. Por otra parte, Peter Zeeman en 1896 descubre que las rayas se desdoblaban si se sometía al átomo a un campo magnético. Por lo tanto, el modelo de Bohr fue evolucionando, añadiendo cada vez más subniveles de energía, estableciendo los diferentes valores de los números cuánticos. 5.3. Números cuánticos Nº cuántico Nombre Valores Significado n Principal 1, 2, 3, 4, … Nivel de energía o capa. Tamaño del orbital. Se denominan: 1: capa K; 2: capa L; 3: capa M… l Secundario o azimutal 0, 1, 2, …. (n-1) Subniveles de cada nivel de energía. Forma del orbital. 0: s; 1: p: 2: d; 3: f m Magnético -l …. 0 …. +l Subnivel de cada subnivel de energía. Orientación del orbital. s spin +1/2; -1/2 Sentido del giro del electrón sobre sí mismo

17 5.4. Modelo mecanocuántico del átomo
Schrödinger en 1925 establece lo que se denomina el modelo mecanocuántico, en el cual estudia al electrón a través de una función de onda y la probabilidad de que se encuentre o no. Corresponde al modelo actual. Se pasa del concepto de órbita de Bohr: línea que describe el electrón en su giro alrededor del núcleo. Al concepto de orbital: región del espacio en al que hay una probabilidad de más del 90% de encontrar al electrón.

18 6. Configuración electrónica de los átomos
Schrödinger se basa en su modelo en dos principios establecidos a inicios de siglo: Principio de dualidad onda – corpúsculo de De Broglie: toda partícula en movimiento lleva asociada una onda. Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con precisión la posición y el momento lineal del electrón. Por eso Schrödinger utiliza funciones de onda en su modelo y trabaja con probabilidades. Ver orbitales. 6. Configuración electrónica de los átomos

19 La configuración se rige por tres principios:
Mínima energía: los electrones ocupan los orbitales disponibles menos energéticos. 2. Exclusión de Pauli: en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Es decir un orbital (n, l, m) sólo puede estar ocupado por dos electrones, cada uno con spín diferente. 3. Máxima multiplicidad de Hund: la configuración más favorable es la que permite un mayor número de electrones desapareados. Pincha aquí 6.1. Átomos en estado fundamental y en estado excitado Estado fundamental: los electrones ocupan los orbitales más bajos de energía. Excitado: algún electrón promociona (gracias a energía) a un orbital más alto de energía. Prohibido: la configuración electrónica no cumple el principio de exclusión de Pauli.

20 Historia del sistema periódico
Hacia mitad del s. XIX se conocen varios elementos y sus masas atómicas y algunas propiedades, haciendo cada vez más falta una clasificación. Se pretende agrupar los elementos de propiedades parecidas. 1829 Döbereiner: forma las triadas, agrupación de los elementos de 3 en 3. Los coloca en orden creciente de sus masas y observa que la masa del átomo central es la media de los otros dos. Las triadas que consiguió son las de los grupos 2, 16 y 17 del actual. 1862 Chancourtois: forma un “anillo telúrico” donde coloca los elementos en orden de masa creciente y forma una espiral, observando que los elementos con propiedades similares caían en la misma generatriz del cilindro formado.

21 1864 Newlands: ordena los elementos de siete en siete por orden creciente de
masas atómicas, observando que los que caían en la misma columna poseían propiedades parecidas. Es la conocida “ley de octavas”. Funcionaba bien con los elementos de masas atómicas pequeñas, pero no para los mayores.

22 La tabla periódica de Mendeleiev. La ley periódica
1869 Meyer y Mendeleiev: los dos científicos publican a la vez, y por separado, una tabla muy parecida, basada en la ley periódica. Ley peiródica: cuando los elementos se organizan en orden creciente a su masa atómica, se observa que algunas propiedades son periódicas. La de Mendeleiev es más clara y, además, deja huecos en previsión al hallazgo de nuevos elementos con determinadas propiedades, como Sc, Ga y Tc. También corriió algunos valores de masas atómicas de elementos conocidos para que se ajustasen a las propiedades que poseían, como el U e In. Todos estos cambios se comprobaron experimentalmente como buenos. Por esto, prevaleció la tabla de Mendeleiev frente a Meyer.

23 Problemas de la tabla periódica de Mendeleiev:
No acepta los gases nobles, elementos que no reaccionan. No sitúa a lantánidos ni actínidos. Los pares Ar/K, Co/Ni y Te/I se debían cambiar de orden, no por sus masas atómicas sino por sus propiedades.

24 SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL
El número atómico como base de la ley periódica 1913 Moseley: estudia los espectros de Rayos X de los elementos, estableciendo una relación entre las líneas espectrales y las cargas de los núcleos (Z). Así, se estableció que las propiedades de los elementos dependían de Z y no de la masas atómicas, reenunciando la ley periódica en base a los números atómicos crecientes. abla periódica moderna Werner y Paneth: colocando en orden creciente de números atómicos, los elementos de propiedades químicas y físicas parecidas se encuentran en la misma columna. Periodos: filas horizontales. Son siete. Las propiedades varían de forma periódica. Columnas o grupos o familias: filas verticales. Son dieciocho. Propiedades químicas parecidas. Se conocen por su número del 1 al 18. Conocer los alcalinos, alcalinotérreos, anfígenos, halógenos y gases nobles.

25 La configuración electrónica de los elementos en la tabla.
Electrones de valencia: electrones que ocupan el nivel energético n mayor. Valencia iónica: nº de electrones que un átomo debe perder (valencia positiva) o ganar (valencia negativa) para completar la última capa (regla del octeto o configuración de gas noble) Tabla 1 Tabla 2 Tabla 3 La configuración electrónica de los elementos en la tabla. Capa de valencia n Capa de valencia n-1 Capa de valencia n Capa de valencia n-2