EL ÁTOMO Y EL SISTEMA PERIÓDICO FÍSICA Y QUÍMICA 4º DE E.S.O. 1er TRIEMESTRE UNIDAD 1: EL ÁTOMO Y EL SISTEMA PERIÓDICO http://www.alonsoformula.com/FQESO/modelos_atomicos.htm http://scitechie.com/01/where-you-stand-in-this-universe/

Bloque 2. La materia. Modelos atómicos. Criterios de evaluación 1. Reconocer la necesidad de usar modelos para interpretar la estructura de la materia utilizando aplicaciones virtuales interactivas para su representación e identificación. CMCT, CD, CAA. Estándares de aprendizaje evaluables 1.1. Compara los diferentes modelos atómicos propuestos a lo largo de la historia para interpretar la naturaleza íntima de la materia, interpretando las evidencias que hicieron necesaria la evolución de los mismos.

0.- ANTECEDENTES DE LOS MODELOS DEL ÁTOMO

por convención caliente, 0.- ANTECEDENTES DE LOS MODELOS DEL ÁTOMO Demócrito Siglo V a.C. Alrededor de 400 a.C., a un filósofo griego llamado Demócrito se le ocurrió la idea de que los átomos componen todas las sustancias: “Por convención dulce, por convención amargo, por convención caliente, por convención frío por convención color. Pero en realidad… átomos y vacío. Demócrito por Antoine Coypel (1692).

0.- ANTECEDENTES DE LOS MODELOS DEL ÁTOMO LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS En los siglos XVIII y XIX, en el estudio de las reacciones químicas, se encontraron unas regularidades que llamamos leyes clásicas de las reacciones químicas. Gracias a ellas se pudo establecer el primer modelo atómico de la materia, la teoría atómica de Dalton LEY DE LAVOISIER O LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA: En toda reacción química la masa total de las sustancias que van reaccionan es igual al masa total de los productos. La masa se mantiene constante en una reacción química.

0.- ANTECEDENTES DE LOS MODELOS DEL ÁTOMO LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS LEY DE PROUST O LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS: Cuando dos elementos reaccionan para dar un compuesto siempre lo hacen en una proporción constante en masa. En todos los casos el cociente entre la cantidad de hidrógeno y oxígeno que reacciona es constante

0.- ANTECEDENTES DE LOS MODELOS DEL ÁTOMO LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS LEY DE DALTON O LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES: Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, las masas de uno de ellos que se combinan con una misma masa de otro, para dar diferentes compuestos, están en una relación de números enteros sencillos. Las masas de hidrógeno que reaccionan con una misma masa de oxígeno están en relación de números enteros sencillos.

John Dalton 1805 En 1808, John Dalton, para explicar estas leyes experimentales piensa en un modelo de átomo a modo de una esfera sólida y propone su teoría atómica.

John Dalton 1805 a) La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos

John Dalton 1805 b) Hay distintas clases de átomos, con diferentes masas y propiedades. Los átomos de un elemento son todos iguales y presentan las mismas propiedades. Por el contrario, los átomos de distintos elementos son distintos y presentan distintas propiedades. c) Los átomos son inmutables (no se pueden transformar de un tipo en otro)

John Dalton 1805 d) Los compuestos químicos están formados por la unión de un número entero de átomos de distintos elementos, siempre en la misma proporción.

John Dalton 1805 e) En las reacciones químicas de sustancias, los átomos se separan, se combinan y se redistribuyen entre las sustancias que reaccionan. Sin embargo, ningún átomo se crea, ni se destruye, ni se convierte en un átomo de otro elemento.

John Dalton 1805 La teoría atómica debe considerarse como uno de los pilares más importantes de la química moderna Un conjunto de hechos científicos que pondrían de manifiesto importantes lagunas y errores la teoría atómica: - La naturaleza eléctrica de la materia, - La estructura interna del átomo, - La existencia de isótopos, - La radioactividad, - Etc.).

Thomson descubre el electrón en 1897 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Thomson descubre el electrón en 1897 Cathodic rays tube

(Ahora se sabe que son una corriente de electrones) 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Antecedentes del descubrimiento del electrón William Crookes Inventó el tubo de Crookes, que utilizó para el estudio de las propiedades de los llamados "rayos catódicos". (Ahora se sabe que son una corriente de electrones) Los tubos de descarga son ampollas de vidrio con discos metálicos que funcionan como electrodos. Dentro del tubo se hace vacío.

Antecedentes del descubrimiento del electrón 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Antecedentes del descubrimiento del electrón William Crookes En 1875 descubrió que al aplicar un gran voltaje entre los electrodos, aparecía una luminiscencia en el lado del ánodo. https://www.youtube.com/watch?v=Xt7ZWEDZ_GI Observó que en el ánodo se producía sombra al interponer un objeto, por lo que dedujo que los rayos catódicos salían del cátodo y se dirigían hacia el ánodo.

Conclusión: los rayos catódicos estaban formados por partículas 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Antecedentes del descubrimiento del electrón William Crookes Se introdujeron molinillos con aspas en el interior de los tubos y se observó que se ponían en movimiento Conclusión: los rayos catódicos estaban formados por partículas

1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON Joseph J. Thomson 1904 Thomson modificó los tubos incluyendo dos placas paralelas, una con carga positiva y otra con carga negativa. Los rayos se desviaban hacia la placa positiva Conclusión: Los rayos catódicos tienen carga negativa http://www.dnatube.com/video/7118/Cathode-ray-tube See it live!!!

“The Plum Pudding Model ” 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON 1904 Thomson propuso partir de sus experimentos que los átomos contenían pequeñas partículas con carga negativa. De forma que estos "electrones" se extienden uniformemente dentro de una esfera con carga positiva. Su modelo se conoce como popularmente como el Modelo del Pudding de pasas. “The Plum Pudding Model ”

El modelo planetario del átomo 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 1911 El modelo planetario del átomo Los experimentos llevados a cabo en 1911 bajo la dirección de Rutherford modificaron las ideas existentes sobre la naturaleza del átomo.

El modelo planetario del átomo 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 1911 El modelo planetario del átomo Rutherford y sus colaboradores, Geiger y Mardsen, bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. Detrás de la lámina se colocó una placa fluorescente para estudiar las trayectorias de las partículas.

El modelo planetario del átomo 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 1911 El modelo planetario del átomo Debido a la baja densidad del fluido que constituía el átomo, se esperaba que todas las partículas atravesasen la lámina de oro. Sin embargo, el experimento arrojó resultados inesperados, ya que no todas las partículas atravesaban la lámina, sino que algunas resultaban desviadas, e incluso llegaban a rebotar.

El modelo planetario del átomo 1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 1911 El modelo planetario del átomo Como el propio Rutherford expresó: « El hecho es tan increíble como si se disparase un proyectil de 40 cm contra una lámina de papel de seda, y el proyectil rebotase.»  Rutherford: propone el modelo nuclear del átomo

1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 1911 El átomo está formado por dos partes: núcleo y corteza: - El núcleo es la parte central del átomo. Tiene un tamaño muy pequeño, y en él se encuentra toda la carga positiva, y prácticamente toda la masa del átomo. - La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Aquí se encuentran los electrones, que están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario.

The planetary model of atom Ernest Rutherford 1911 The planetary model of atom

1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 1911 En la experiencia de Rutherford, el núcleo es el responsable de las partículas alfa rebotadas, mientras que su carga positiva explica la desviación de las partículas alfa (también con carga positiva). La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse

1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Descubrimiento el protón Eugen Goldstein descubre los rayos canales en 1886. Utilizando un cátodo perforado, encontró que detrás de él aparecía un haz visible que se desplazaba del polo positivo al polo negativo y producía fluorescencia en el cátodo En 1918 Rutherford encuentra los protones bombardeando núcleos de nitrógeno.

1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Descubrimiento el protón Eugen Goldstein descubre los rayos canales en 1886. Cuando los electrones viajan del cátodo al ánodo (rayos catódicos), las moléculas del gas se ionizan positivamente. Estas partículas viajan del ánodo al cátodo y producen fluorescencia en el cátodo. Estos rayos se denominan rayos canales

1. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 1.2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Descubrimiento el neutrón James Chadwick, en 1932, descubrió que el núcleo no sólo contenía protones positivos, sino también a neutrones

2. LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL MODELO DE BOHR 2.1. INCONSISTENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD Primer problema Según la física clásica, una partícula cargada que gira, está sometida a una aceleración, y por ello pierde energía. Por lo tanto, el electrón, en su giro, perdería energía potencial gradualmente y colisionaría con el núcleo, siendo imposible que el átomo fuera estable

No podía explicar por qué se producían los espectros atómicos 2. LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL MODELO DE BOHR 2.1. INCONSISTENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD Segundo problema No podía explicar por qué se producían los espectros atómicos

2. LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL MODELO DE BOHR 2.1. INCONSISTENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD Cuando la luz blanca pasa a través de un prisma (como se muestra en la figura anterior), bandas de luz brillante con colores diferentes se observan contra un fondo negro.

¿Por qué? 2. LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL MODELO DE BOHR 2.1. INCONSISTENCIAS DEL MODELO DE RUTHERFORD Segundo problema ¿Por qué? Espectro de emisión del hidrógeno Cuando una corriente eléctrica pasa a través de un tubo de vidrio que contiene gas de hidrógeno a baja presión el tubo emite luz azul. Cuando esta luz pasa a través de un prisma (como se muestra en la figura anterior), cuatro bandas estrechas de luz brillante se observan contra un fondo negro. https://www.youtube.com/watch?v=OJzW2RoZq1Y

Las órbitas están cuantizadas 2. LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL MODELO DE BOHR 2.2. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR Bohr supone que los electrones pueden giran alrededor del núcleo únicamente en ciertas órbitas concretas de radios determinados, denominadas órbitas estacionarias. En tales órbitas el electrón no absorbe ni emite energía y se encuentra estable (ya que la energía cinética del electrón compensa exactamente la atracción electrostática entre las cargas opuestas de núcleo y electrón). Los electrones solo pueden tener los niveles de energía correspondientes a dichas “órbitas permitidas” Las órbitas están cuantizadas

El modelo cuantizado del átomo 2. LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL MODELO DE BOHR 1913 2.2. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR El modelo cuantizado del átomo Un electrón cambia de órbita en un salto cuántico repentino. Cuando el átomo absorbe la radiación electromagnética o fotón (2), el electrón (1) cambia de una órbita interior a una exterior (3). La diferencia de energía entre las órbitas inicial y final es la misma que la energía absorbida http://www.youtube.com/watch?v=dYoO5YWLd7k Cuando el electrón vuelve (4), la diferencia de energía entre las órbitas exterior e interior es emitida por el átomo en la forma de radiación electromagnética o de fotón (5). http://www.youtube.com/watch?v=aRLAYJGmpwQ

El modelo cuantizado del átomo 2. LOS ESPECTROS ATÓMICOS Y EL MODELO DE BOHR 1913 2.2. EL MODELO ATÓMICO DE BOHR El modelo cuantizado del átomo 1913

Niels Bohr Cada línea del espectro es consecuencia de un salto de un nivel energético a otro. Cuando los electrones vuelven a órbitas interiores, la diferencia de energía entre las órbitas exterior e interior es emitida por el átomo en la forma de radiación electromagnética o fotones. Cuando esta luz pasa a través de un prisma, bandas de luz brillante se observan contra un fondo negro.

Ejemplos de espectros de emisión Oxygen spectrum Neon spectrum Hg He H Na K Li Ba https://www.youtube.com/watch?v=QI50GBUJ48s

Absorption Spectra El espectro de absorción se produce cuando un gas transparente y relativamente frío absorbe parte de la luz en el espectro continuo de una fuente más caliente. Se presenta como una serie de líneas negras superpuestas en el espectro continuo. Las líneas negras corresponden a las energías absorbidas.

Espectros de absorción y emisión Spectra of Mercury

¿Qué nos podremos encontrar en el córazón de un átomo?

Limitaciones del modelo de Bohr 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Limitaciones del modelo de Bohr Esas evidencias hicieron necesaria la evolución del modelo de Bohr En 1924 Louis de Broglie había introducido la idea de que las partículas, tales como los electrones, se podrían describir no sólo en forma de partículas, sino también como ondas Una partícula ocupa un lugar en el espacio y tiene masa, mientras que una onda se extiende en el espacio caracterizándose por tener una masa nula

Limitaciones del modelo de Bohr 3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Limitaciones del modelo de Bohr Esas evidencias hicieron necesaria la evolución del modelo de Bohr El principio de incertidumbre Heisenberg establece la imposibilidad de que determinados pares de magnitudes físicas sean conocidas con precisión. Por ejemplo, no podemos saber a la vez la posición de un electrón y su energía Por lo tanto no es posible asignar una trayectoria definida a una partícula. Sí se puede decir que hay una determinada probabilidad de que la partícula se encuentre en una determinada región del espacio en un momento determinado.

3. EL MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO El modelo mecano-cuántico tiene en cuenta todo lo anterior, introduciendo el concepto de ORBITAL ATÓMICO Un orbital atómico es una zona en la que existe una elevada probabilidad de encontrar al electrón con una determinada energía

El modelo mecano-cuántico Orbitales y quarks