Modelos atómicos

El átomo en la antigüedad. Los griegos se hacían la siguiente pregunta: Si un pedazo de materia era dividido en partes cada vez mas pequeñas, ¿se llegaría alguna vez a encontrar un pedazo que no pudiera ser dividido? En el siglo IV a.C. el filósofo Demócrito supuso que existían partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS

El átomo de Dalton. El Científico inglés John Dalton, en 1805, propuso que la materia no era continua, sino que habría un punto en el cual ya no se podría dividir. Este punto se llama ÁTOMO

El átomo de Dalton (teoría atómica de Dalton). Dalton imaginó al átomo como una esfera indivisible e indestructible.

Postulados: La materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles, que se denominan átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades). Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos, en una relación constante y sencilla.

El modelo de Thomson J.J. Thomson construyó el primer modelo atómico basado en experimentos científicos. Permite explicar los fenómenos eléctricos Realizó experimentos con el tubo de rayos catódicos y descubrió el electrón.

RAYOS CATÓDICOS La luminosidad producida por los rayos catódicos siempre se produce en la pared del tubo situada frente al cátodo (partículas negativas). Los rayos catódicos hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria (tienen energía cinética, luego tienen masa apreciable). Los rayos catódicos son desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos. Frente a un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva ( tienen carga).

RAYOS CATÓDICOS Los rayos catódicos tienen las mismas características independientemente de la sustancia gaseosa que se encuentre en el tubo o del metal que constituya los electrodos. Con sus experimentos, Thomson demostró que los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas que debían formar parte de todos los átomos, átomos que por tanto no eran indivisibles como proponía el modelo de Dalton. Llamamos electrones a estas partículas negativas.

Los rayos canales Godlstein 1886 : Utilizando gas hidrógeno los rayos canales estaban formados por protones.

El modelo de Thomson. El átomo está formado por una esfera de materia con carga positiva. Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa positiva Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y negativa. La carga está cuantizada. Así la unidad de carga es el electrón.

El modelo de Rutherford. Ernest Rutherford, construyó en 1911 el llamado Modelo Planetario del átomo. Realizó experimentos con sustancias radiactivas que emiten rayos alfa (α), beta (ß) y gamma (γ).

El experimento de Rutherford

El modelo de Rutherford. El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío Hay una zona muy reducida del espacio con toda la masa y una carga positiva NÚCLEO . Alrededor del núcleo están los electrones girando.

El modelo de Rutherford. Deduce la presencia del NEUTRÓN: No lo detecta pero necesita de su presencia para: Disminuir la repulsión entre los protones en el núcleo. Compensar la deficiencia de masa (el número de protones es aproximadamente la mitad de la masa del átomo) el resto de la masa la aportan los NEUTRONES Chadwick en 1932 descubrió el neutrón.

MODELO PLANETARIO Protones núcleo Neutrones Átomo corteza Electrones Carga + masa núcleo (masa y carga positiva) Neutrones masa Átomo corteza (Carga negativa, sin masa apreciable) Electrones Carga-

Las partículas subatómicas Símbolo Carga Absoluta (C) Masa Absoluta (Kg) Electrón e- -1.60 x10-19 9.11 x 10-31 Protón p+ 1.60 x10-19 1.673x10-27 Neutrón n 1.675x10-27

Número atómico y número másico Z = Número atómico Es el número de protones, determina la identidad del átomo A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo

ISÓTOPOS Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número másico. Cl (Z=17, A=35) Cl (Z=17, A=36) Nº protones Nº neutrones Nº electrones 17 18 19

Número másico y masa atómica Se parecen en valor pero son conceptos distintos A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo Es un número entero Describe a cada átomo de un elemento No tiene unidades Mat = Masa atómica: Describe la masa del elemento en general Es la media ponderada de la masa de los distintos isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos Se mide en umas (u)

Ejemplo: Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente: El litio consta de dos isótopos estables el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%).

Crítica del modelo de Rutherford: Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo.   - Según la teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir energía en forma de ondas electromagnéticas a costa de su energía cinética, por tanto después de un tiempo, esta terminaría por agotarse, cayendo los electrones en el núcleo, lo que se comprueba que esto no ocurre. El átomo no es inestable Este modelo no es capaz de explicar los espectros atómicos.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO (global):Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos  10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio) recogidas sobre una pantalla

Espectros atómicos: interacción de la luz con la materia Espectro atómico de absorción Espectros atómicos: interacción de la luz con la materia

ESPECTRO DE EMISIÓN

El modelo de Bohr (precursor del modelo actual) En 1913, Niels Bohr estableció un modelo atómico que explicaba los espectros atómicos y la cuantización de la energía.

El átomo de Bohr. Puntos más importantes: Solo son posibles determinadas órbitas, llamadas órbitas estacionarias en las que el electrón al girar alrededor del núcleo no emite energía. Los electrones tienden a ocupar la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible Un electrón al pasar de una órbita superior a una inferior emite energía en forma de radiación electromagnética (luz, fotones) Un electrón para pasar de una órbita inferior a una superior debe absorber energía La energía que se absorbe o emite en los cambios de órbita de un electrón son característicos de los átomos de cada elemento químico (espectro atómico) y permiten identificarlo

Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno (series espectrales) según el modelo de Bohr El modelo de Bohr daba explicación a los espectros de emisión del hidrógeno Las líneas observadas en los espectros atómicos corresponden a la energía ( fotones emitidos) en los tránsitos entre niveles.

Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos con el mismo espectro, podemos decir que es su huella dactilar.

Niveles permitidos según el modelo de Bohr n = 4 32 electrones n = 3 18 electrones Energía n = 2 8 electrones n = 1 2 electrones

CORRECCIONES AL MODELO DE BOHR En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. n indica los diferentes niveles electrónicos (órbitas estacionarias). Los valores que puede tomar este número son los enteros positivos: 1, 2, 3...

A medida que fueron mejorando las técnicas espectroscópicas se iba observando que algunas rayas originales explicadas mediante el modelo de Bohr eran en realidad varias rayas muy finas esto llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr (existirían más saltos posibles del electrón).

En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas. Por tanto dentro de algunos niveles podría haber subniveles que explicaban el desdoblamiento de algunas líneas del espectro

Podemos deducir lo siguiente: - En un átomo hay niveles principales de energía :n. - En cada nivel hay varios tipos de subniveles: s, p, d, f subniveles Nº max de electrones s 2 p 6 d 10 f 14

MODELO ACTUAL: MODELO MECANOCUÁNTICO El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes ORBITALES. ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO ALREDEDOR DEL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA (superior al 90%)

En el modelo actual Tipos de orbitales: s , p , d y f Nº de orbitales Nº max de electrones s 1 2 p 3 6 d 5 10 f 7 14

Configuración electrónica Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones alrededor del núcleo.

La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo las siguientes reglas: 1.- El máximo número de electrones en un nivel viene dado por la fórmula 2n2. 2.- En cada subnivel s caben 2 e 3.- En cada subnivel p caben 6 e. 4.- En cada subnivel d caben 10 e. 5.- En cada subnivel f caben 14 e. 3.- Los electrones van ocupando los niveles y subniveles de menor energía que estén vacante.

El número máximo de electrones en cada subnivel es: s 2 electrones; p 6 electrones; d 10 electrones; f 14 electrones s2 p6 d10 f14

1ª capa: “s” (2 e–) 1s2 2ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) 2s2 2p6 3ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) “d” (10 e–) 3s2 3p6 3d10 4ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) + “d” (10 e–) + “f” (14 e–) 4s2 4p6 4d10 4f14 Y así sucesivamente…

Para recordar el orden de llenado de los niveles de energía se utiliza el diagrama de Möeller: Iremos "llenando" los subniveles, según el orden que se indica en la figura (el de las flechas empezando desde arriba), hasta colocar todos los electrones que el átomo posea.

Be (Z = 4): 1s2 2s2 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 Be (Z = 4): 1s2 2s2 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

Electrones de valencia: Son los electrones situados en el último nivel. Son los responsables del comportamiento químico de los átomos. Be (Z = 4): 1s2 2s2 2 e- de valencia C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 4 e- de valencia O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 6 e- de valencia

Los gases nobles tienen máxima estabilidad porque tienen su última capa con ocho electrones (ns2 np6 excepto el He que tiene 1s2 ). He (Z = 2): 1s2 Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6

Be (Z = 4): 1s2 2s2 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 Valencia iónica de un elemento: número de electrones que necesita o que le sobra a un átomo para tener ocho electrones en su último nivel (regla del octeto). Por tanto la valencia de los gases nobles es cero….. Be (Z = 4): 1s2 2s2 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

1 7 +1 2 6 +2 3 5 +3 4 +-4 -3 -2 -1 8 Grupo Nº de electrones en la capa de valencia Sobran para el octeto Faltan para el octeto Carga del ión I II III IV V VI VII VIII

En el sistema periódico, el grupo coincide con el número de electrones de la última capa o nivel y el periodo con el número de niveles o capas.

Be (Z = 4): 1s2 2s2 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

Configuración electrónica y periocidad Elemento Configuración electrónica Configuración más externa Litio 1s2 2s1 Sodio 1s2 2s2 2p6 3s1 ns1 Potasio 1s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Rubidio 1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 Cesio 1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa

Grupo Familias Terminación e- valencia I A Metales alcalinos ns1 1 II A Metales alcalinos térreos ns2 2 III A Térreos n s2 n p1 3 IV A Carbonoideos n s2 n p2 4 V A Nitrogenoides n s2 n p3 5 VI A Anfígenos n s2 n p4 6 VII A Halógenos n s2 n p5 7 VIII A Gases nobles n s2 n p6 8

Indicar a qué grupo y periodo pertenece un elemento cuyo Z = 11. Solución: Se realiza la configuración electrónica. e- de la última capa 1s2 2s2 2p6 3 s 1 subnivel indica grupo A último nivel de energía Periodo: 3 Grupo : IA Si lo ubicamos en la TP el elemento es el sodio (Na).

Configuración de éste elemento

BROMO Z=35      Br:  [Ar] 3d10 4s2 4p5

CLORO Z=17 Cl: [Ne] 3s2 3p5