Teorías, modelos del átomo , tabla periódica y propiedades periódicas

Presentación del tema: "Teorías, modelos del átomo , tabla periódica y propiedades periódicas"— Transcripción de la presentación:

1 Teorías, modelos del átomo , tabla periódica y propiedades periódicas
Repaso nivel 4° medio 2012 Liceo Camilo Henriquez

2 Introducción Las teorías y modelos que se han formulado en la actualidad, toman como base el ATOMICISMO, movimiento filosófico que toma como fundamento que la estructura de todas las cosas existentes (materia) esta formada por átomos. Esto se remonta al siglo V a.C, cuando los filósofos griegos Leucipo y Demócrito planteaban que el universo estaba formado por una partícula indestructible y común a toda la materia denominada átomo Esta teoría fue subestimada por Aristóteles quien pensaba que la materia era continua y estaba constituida por 4 elementos esenciales que eran agua, fuego, tierra y aire

3 Teoría atómica: John Dalton (1808)
Científico inglés que efectuó contribuciones en varias áreas, como la meteorología , aunque es mas conocido por su estudio acerca de los gases y la teoría atómica de la materia

4 Teoría atómica: John Dalton
Toda la materia esta formada por átomos Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa Los átomos son partículas indivisibles e invisibles Teoría atómica de la materia Los átomos que forman compuestos están en una relación de números enteros y sencillos Los átomos que forman compuestos son de don o mas clases diferentes Los cambios químicos corresponden a una combinación, separación o reordenamiento de átomos

5 Modelo atómico de Joseph John Thompson (1897)
Fue el primero en proponer un modelo estructural interno del átomo. Postuló “Si los átomos contienen partículas negativas, y la materia presenta neutralidad de carga, entonces deben existir partículas positivas”

6 Modelo atómico de Joseph John Thompson (1897) “ El Budín de pasas”

7 Tubo de descargas Consiste en un tubo de vidrio con electrodos metálicos en sus extremos, conectados a una fuente de energía de corriente continua. Al provocar un vacío se observa la emisión de luz que viaja desde el cátodo (polo negativo) hacia el ánodo (polo positivo). Esta luminosidad fue descubierta por Sir William Crookes, quien construyo este tipo de tubos y la denominó «Rayos catódicos» debido a que provenía del cátodo

8 Generación de rayos catódicos
La fuente de bajo voltaje (A) está conectada al cátodo caliente (C) mientras que la fuente de alto voltaje (B) provee energía al ánodo revestido de fósforo (P). La máscara (M) se conecta al potencial del cátodo y su imagen se visualiza en el fósforo como área sin ilumina

9 Descubrimiento del electrón
En 1897, Sir Joseph John Thomson, físico inglés, estudio los rayos catódicos trabajando con tubos de descargas modificados y llego a determinar que dichos rayos estaban constituidos de partículas subatómicas de carga negativa a las que posteriormente denomino electrones

10 Carga y masa del electrón
Robert Millikan en 1909, determino la carga del electrón a través de un experimento en donde suspendía gotitas de aceite en un campo eléctrico. Para el electrón obtuvo la carga de – 1,6 x Coulomb. Con los experimentos de Thomson y Millikan fue posible la determinación de la masa del electrón según la relación Masa del e-= Carga = – 1,6 x = 9,09 x 10-28 Carga /masa

11 Masa y carga del Protón En 1886, Eugene Goldstein observo que al trabajar con un tubo de descarga de cátodo perforado, en dirección opuesta a los rayos catódicos, se desprendía una radiación. Estos fueron designados como “Rayos canales” y resultaron ser partículas positivas originadas por el choque de rayos catódicos con átomos de gases residuales del tubo. Al utilizar hidrógeno como gas residual del tubo se determino la relación carga/masa del protón que fue 9,58 x 104 C/g. Finalmente se determino la masa que fue de x (masa 1,836 veces mayor a la del electrón)

12 Radiactividad En 1896 Henry Becquerel, estudiando la fluorescencia emitida por un mineral del uranio – la pechblenda- descubrió casualmente la radiactividad, propiedad de algunos átomos de ciertos elementos consistente en la desintegración espontánea del núcleo, generando partículas y átomos de menor masa. Dicha propiedad fue estudiada Por Marie y Pierre Curie, quienes descubrieron los elementos radiactivos radio y polonio

13 Emisión radiactiva en presencia de un campo eléctrico

14 Modelo atómico de Ernest Rutherford (1911)
Utilizando un haz de radiación alfa, bombardearon láminas metálicas muy delgadas, colocando una pantalla de sulfuro de zinc alrededor, sustancia que tenia la cualidad de producir destellos con el choque de partículas alfa incidentes

15 Modelo atómico de Ernest Rutherford (1911)

16 Modelo atómico de Ernest Rutherford (1911)

17 Modelo atómico de Ernest Rutherford (1911)
Si bien este modelo presento un avance en el conocimiento dela estructura del átomo, no cumplía con las leyes del electromagnetismo y la mecánica newtoniana, según las cuales el movimiento circular de los electrones alrededor del núcleo, implicaba una emisión continua de radiación, teniendo como consecuencia la perdida de energía

18 ¿De que tamaño es un átomo y su núcleo?
El diámetro de un átomo de oro es de 3.0 x cm. Por otro lado Rutherford de acuerdo a sus estudios, determino que el diámetro del núcleo del átomo de oro era aproximadamente de 3.0 x cm

19 Numero atómico En 1913, Henry Moseley registró los espectros de rayos X emitidos de los tubos de descarga en los que el ánodo estaba recubierto con diversos elemento. Los espectros registrados resultaron ser una función de un número entero Z especifico de cada elemento. Este numero fue denominado NÚMERO ATÓMICO, y es el que identifica a cada elemento. El Z resulto ser igual a la carga nuclear, es decir AL NÚMERO DE PROTONES

20 Isótopos Todos los átomos de un mismo elemento no tienen la misma masa. Los átomos que tienen igual numero atómico pero distinto número másico. Isos(griego)= igual topos(griego)= lugar

21 Masa atómica J. Dalton en 1808, sugirió que los átomos de un mismo elemento tenian la misma masa, porque se desconocia la existencia de los isotopos. A partir de 1961 se adopto una escala de masas atómicas basadas en el isotopo del carbono 12 como estándar. Debido a que son muchos los elementos conformados por isotopos, se adopto el criterio de que la masa debe ser EL PROMEDIO PONDERADO DE MASAS DE LOS ISOTOPOS ESTABLES, SEGÚN SU ABUNDANCIA EN LA NATURALEZA

22 Cálculo de masa atómica
1 uma(unidad de masa atómica)= 1,66 x 10-24g Los isotopos estables del carbono son dos: el isotopo 1 masa 12,00 uma y el otro(isotopo 2) 13,00 uma. Las abundancias en la naturaleza respectivamente son: Isotopo1=98,89% ; Isotopo 2= 1,11% Considerando lo anterior la abundancia será: (12,00 uma x 98,89%)+(13,00 uma x 1,11%)= 12,01 uma 100%

23 Modelo atómico de Niels Bohr (1913)
Su estudio se centro en la emisión y absorción de energía por parte del átomo, cuando los electrones giran en orbitas definidas matemáticamente

24 Modelo atómico de Niels Bohr
En el átomo de hidrógeno solo están permitidas órbitas de radio rn=n2a0 Donde: n=1,2,3 etc.. a0= 0,529 Å Los electrones giran en orbitas circulares en torno al núcleo Cuando los electrones giran en una órbita determinada no emite ni absorbe energía, esta en un estado estacionario o basal Cuando el átomo absorbe energía, el electrón salta hacia un nivel externo. Si el electrón regresa a un nivel interno emite energía

25 Modelo atómico de Niels Bohr
Donde la energía se mide a través de la ecuación de Planck E= hv h= constante de Planck 6,626 x J x s v=la frecuencia de radiación en 1/s

26 Modelo atómico actual: Modelo mecano-cuántico
Surge como respuesta al modelo atómico de Bohr, debido a que solo explicaba el comportamiento de átomos con un solo electrón, y no para los átomos multi-electrónicos Se formuló entre los años 1924 y 1927, por las proposiciones de 3 físicos: El científico francés Louis de Broglie, el físico alemán Werner Heisenberg y el físico austriaco Erwin Schrödinger

27 Modelo atómico actual: Modelo mecano-cuántico
Hipótesis de De Broglie: Propuso que los electrones se comportaban como onda y partícula a la vez, es decir, que cualquier partícula que tenga velocidad, se puede comportar como onda

28 Modelo atómico actual: Modelo mecano-cuántico
Principio de incertidumbre de Heisenberg: Propuso que no se puede saber con exactitud y al mismo tiempo la posición y la velocidad de una partícula (en este caso, electrón)

29 Modelo atómico actual: Modelo mecano-cuántico
Proposición de Schrödinger: Siguiendo con la proposición de Heisenberg y de Broglie, propuso que los electrones no se encontrarían en orbitas perfectas circulando alrededor del núcleo, si no que se encontrarían en ORBITALES, los cuales son zonas probables en donde estaría la mayoría del tiempo el electrón

30 Modelo mecano cuántico: orbitales atómicos

31 Modelo mecano-cuántico
Modelo atómico actualmente aceptado Los números cuánticos surgen como representación matemática de este modelo Los números cuánticos nos dan a conocer el comportamiento del electrón en el átomo (energía, tamaño, orientación en el plano, forma, giro sobre su eje)

32 Configuración electrónica
Se le denomina así al ordenamiento de los electrones en los distintos subniveles energéticos del átomo Los electrones siempre tratan de ubicarse en los orbitales, de modo tal de encontrarse con la menor energía posible.

33 Configuración electrónica
Para llenar los distintos subniveles energéticos, en primer lugar debemos conocer como se ordenan, en orden ascendente de energía. Esto se logra a través de los números cuánticos

34 Configuración electrónica
El nivel energético estará dado por el número cuántico principal n= 1 el l=0, por lo tanto solo habrá un orbital en este nivel energético (s) Luego cuando n= 2, encontraremos l= 0 y 1, por tanto en el segundo nivel energético encontraremos orbitales s y p Después, cuando n=3, los valores para l van desde el 0, pasando por el 1 y el 2, por lo tanto tendremos orbitales s, p y d Cuando el n= 4, encontramos los subniveles s, p d y f

35 Configuración electrónica

36 Configuración electrónica
Es decir, el orden de los subniveles (en orden ascendente de energía) es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6p, 5f y 7s Cabe recordar que : Subnivel s: aceptan máximo 2 e Subnivel p: aceptan máximo 6 e Subnivel d: aceptan máximo 10 e Subnivel f: acepta máximo 14 e

37 Configuración electrónica
Para un Z=4 Electrón Diferencial

38 Configuración electrónica
Para un Z=7 Principio de construcción o de Aufbau: Se compone de 3 reglas: Principio de mínima energía Principio de exclusión de Pauli Regla de máxima multiplicidad de Hund

39 Otra manera de representar la configuración
Por ejemplo: Flúor, Z=9 1s 2s py 2pz 2px ¿Cuáles son los números cuánticos del electrón diferencial?

40 Tabla periódica 1.- Primeras clasificaciones periódicas.
1.1. Sistema periódico de Mendeleiev. 2.- La tabla periódica. 2.1. Ley de Moseley. 3.- Carga nuclear efectiva y reactividad. 4.- Propiedades periódicas: 4.1. Tamaño de los átomos. Radios atómicos e iónicos 4.2. Energía de ionización. 4.3. Afinidad electrónica. 4.4. Electronegatividad y carácter metálico.

41 Primeras clasificaciones periódicas.
Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó que ciertas propiedades variaban periódicamente en relación a su masa. De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los elementos, todos ellos usando la masa atómica como criterio de ordenación.

42 Primeras clasificaciones periódicas.
Triadas de Döbereiner (1829) Buscaba tríos de elementos en los que la masa del elemento intermedio es la media aritmética de la masa de los otros dos. Así se encontraron las siguientes triadas: Cl, Br y I;Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te… Anillo de Chancourtois (1862). Coloca los elementos en espiral de forma que los que tienen parecidas propiedades queden unos encima de otros. Octavas de Newlands (1864). Clasificación de Mendeleiev (1969).

43 Algunas clasificaciones periódicas
© Ed ECIR. Química 2º Bach. Anillo de Chancourtois H Li Be B C N O F Mg Al Si P S Na Cl Ca Cr Ti Mn Fe K Octavas de Newlands

44 Clasificación de Mendeleiev
La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas. Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces. Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones. Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.

45 Clasificación de Mendeleiev
Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge). En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades. Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel.

46 Clasificación de Mendeleiev

47 La tabla periódica actual
En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".

48 La tabla periódica actual
Hay una relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma... Se clasifica en cuatro bloques: Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla) Bloque “p”: (A la derecha de la tabla) Bloque “d”: (En el centro de la tabla) Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)

49 Tipos de orbitales en la tabla periódica
p1 p2 p3 p4 p5 p6 s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 H He Bloque “s” Bloque “d” Bloque “p” Bloque “f”

50 Grupos Bloque Grupo Nombres Config. Electrón. s 1 2
Alcalinos Alcalino-térreos n s1 n s2 p Térreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anfígenos Halógenos Gases nobles n s2 p1 n s2 p2 n s2 p3 n s2 p4 n s2 p5 n s2 p6 d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10 f El. de transición Interna (lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

51 Carga nuclear efectiva (Z*)
Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo. Depende de: Carga nuclear (Z) Efecto pantalla (apantallamiento) (a) de e– interiores o repulsión electrónica. Ambos efectos son contrapuestos: A mayor Z mayor Z*. A mayor apantallamiento menor Z*. Así consideraremos que:

52 Variación de Z* en la tabla.
Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un mismo grupo Aunque hay una mayor carga nuclear también hay un mayor apantallamiento. Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.

53 Variación de Z* en la tabla.
Crece hacia la derecha en los elementos de un mismo periodo. Debido al menor efecto pantalla de los e– de la última capa y al mayor Z. aumenta Variación de Z+ en la Tabla periódica

54 Carga nuclear efectiva y reactividad.
Z* junto con la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb) son las responsables de la atracción que sufre el e– y, por tanto, de la reactividad de los átomos. Aumento en la Reactividad Gases inertes METALES NO METALES

55 Variación de la reactividad en la tabla periódica.
Los metales serán tanto más reactivos cuando pierdan los e– con mayor facilidad Cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo. El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na. Los no-metales serán más reactivos cuando los e– que entran sean más atraídos A mayor Z* y menor distancia al núcleo. El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O o el Cl.

56 PROPIEDADES PERIODICAS:
SON CARACTERISTICAS QUE SE REPITEN SEGÚN CLASIFICACION DE TABLA PERIODICA

57 Electronegatividad ( ) y carácter metálico
Son conceptos opuestos (a mayor  menor carácter metálico y viceversa).  mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí.  es un compendio entre EI y AE. Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0’7 (Fr) y 4 (F).  aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

58 Aumento de electronegatividad () en la tabla periódica

59 Radio atómico También llamado radio covalente, corresponde la mitad de la distancia de enlace entre dos átomos iguales

60 Radio atómico La tendencia en la tabla es que al avanzar en un periodo el radio decrece, esto es por el aumento de la carga nuclear efectiva Al bajar en un grupo aumenta el grupo, y esto se debe al mayor tamaño de los orbitales

61 Radio iónico Es la distancia que se mide desde el núcleo del átomo hasta la capa mas externa de electrones en un catión y un anión A medida que el catión pierde mas electrones mas pequeño será su radio A medida que el no metal capte mas electrones, mayor será su tamaño dentro de un periodo

62 Comparación de radios atómicos e iónicos
Iones isolectrónicos © Ed. ECIR. Química 2º Bach.

63 Energía o potencial de ionización
Es la energía de ionización es aquella que esta involucrada en la perdida de un electrón por parte de un átomo

64 Energía de ionización

65 Electroafinidad Es la capacidad de ciertos tipos de átomos de atraer electrones hacia si. Al avanzar en un periodo de izquierda a derecha esta va en aumento debido a la presencia de los no metales a ese lado Al bajar en un grupo disminuye

66 Afinidad electrónica Energía involucrada en la reacción de captar un electrón por parte del átomo No sigue una tendencia tan marcada como las otras propiedades, ya que esta energía puede tanto absorberse como liberarse

67 Aumenta el Z: Aumenta: Energía de ionización, electronegatividad y carga nuclear efectiva Disminuye: Radio atómico y carácter metálico Aumenta : Radio Atómico y Carácter metálico Disminuye:Energía de ionización