Teoría Atómica Prof. Miguel Moreno.

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1 Teoría Atómica Prof. Miguel Moreno

2 Átomo : a, sin y tomos, división; Se lee como ‘’Indivisible’’
Historia Átomo : a, sin y tomos, división; Se lee como ‘’Indivisible’’ Demócrito (400 años A.C) propuso la primera teoría atómica. Propuso que el mundo material estaba formado por espacios vacíos y por diminutas partículas que llamo átomos. Propuso que los átomos solidos eran rugosos y que los átomos líquidos eran lisos, queriendo explicar porque estos últimos se deslizaban. EN CONTRA A ESTO: pese a su muy avanzada concepción del mundo para su época no podía verificar o replicar su teoría por la metodología científica.

3 Modelo atómico de Dalton
En 1811 John Dalton revivió la hipótesis de Demócrito Propuso que cada elemento estaba constituido por átomos iguales entre si. Propuso además que se podían combinar con los átomos de otro elemento en proporciones simples. Como en la época existían las leyes de conservación de la materia, proporciones definidas, composición constante y proporciones múltiples, la teoría de Dalton tenia cierta ‘’validez’’. Otro de sus méritos fue el de asignar a los elementos ‘’pesos de combinación’’, en síntesis seria la base para lo que conocemos hoy en día como los pesos o masas atómicas.

4 Joseph Louis Gay-Lussac físico y químico francés, por la misma época en la que Dalton propuso su modelo el menciono lo siguiente: En condiciones de temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases reaccionantes y de los productos gaseosos resultantes, guardaban una relación de números enteros pequeños. Esta teoría ayudo a que Avogadro estableciera su propia teoría y además comprobar lo que había dicho Lussac. Otro de sus méritos fue el de descubrir que el agua estaba formada por 2 moléculas de hidrogeno y 1 de oxigeno.

5 Amedeo Avogadro explico las observaciones de Lussac con respecto al modelo atómico de Dalton
El estableció que en las mismas condiciones de temperatura y presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo numero entero de moléculas. Al ser las moléculas formadas por átomos entonces estas si eran divisibles Estableció que el numero 6,02𝑥 era la cantidad de iones, electrones, átomos o moléculas dependiendo de la naturaleza de la sustancia. Todo ello si se hablaban a condiciones normales de presión y temperatura que serian respectivamente 1 atm y 0º C De esta manera Dalton pudo darle mas peso a su teoría y darle validez para fines prácticos al día de hoy.

6 Modelo atómico de Thomson
J. J Thomson alrededor de finales del siglo 19 mientras realizaba unos experimentos sobre la naturaleza de las descargas eléctricas descubrió unos cuerpos mas pequeños que el átomo, los electrones. Thomson entonces propuso un modelo atómico de una esfera de materia positiva donde los electrones estaban unidos por fuerzas electrostáticas Posterior a este modelo dedico tiempo junto a su aprendiz Ernest Rutherford a estimar los electrones en un átomo a través de radiaciones con rayos X, beta y gamma. Otro de sus méritos fue el descubrir por primera vez en 1913 la existencia de los ‘’isotopos’’.

7 Modelo atómico de Rutherford
En 1912 Lord Ernest Rutherford junto a sus discípulos propuso un modelo atómico a forma de ‘’sistema planetario’’ donde el núcleo cargado positivamente estaría en el centro y a su alrededor se encontrarían los electrones a forma de ‘’orbitas’’. Esto explicaba la estabilidad del átomo ante las fuerza centrípeta y centrifuga Además explicaba como el átomo era permeable a las radiaciones al haber ‘’espacios vacíos’’ EN CONTRA DE ESTO: si el núcleo es positivo y los electrones negativos al generar una radiación estos últimos se perdería energía y terminaran destruyendo el átomo.

8 Modelo atómico de Bohr Niels Bohr en 1913 propuso un modelo basado en el de Rutherford con la excepción que le dio niveles de energía a la posición de los electrones los cuales no emiten energía. Esto permitía clasificar , según la orbita, un nivel energético, siendo la de menor energía la que estuviese mas cercana al núcleo. Las letras K, L, M, N, O P Y Q serian respectivos a los números del 1 al 7. Aquí Bohr considero matemáticamente posible de que un electrón saltase de una orbita de mayor energía a otra menor contenido energético, emitiendo radiación a una frecuencia dada. Este fue una de las mejores teorías teniendo de base el modelo de su maestro, Bohr realizo una teoría solida aunque ciertos científicos fueron ‘’adicionando’’ mas cosas a esta teoría…

9 Estructura del modelo atómico de Bohr
1) Numero cuántico principal (n): teniendo en cuenta la teoría de Bohr hay 7 niveles de energía que se nombran de la K a la Q, siendo K el mas cercano el núcleo y con menor energía. 2) Numero cuántico azimutal (l): en 1915 Sommerfield le incluye al modelo de Bohr orbitas elípticas. Esto lo determino a través de estudios matemáticos dándole a cada NIVEL de energía SUBNIVELES de energía. También es conocido como el numero cuántico secundario. Se calcula con la formula l= n-1 3) Numero cuántico magnético (m) : Es introducido por Zeeman al estudiar la interacción de un campo magnético sobre el campo magnético de un electrón al girar en su orbita, dando como resultado la existencia de distintas orientaciones a las orbitas de Sommerfield. Este numero varia desde –ele a + ele 4) Numero cuántico spin (s): Finalmente Zeeman y Goldsmith propusieron una explicación a los pares que estaban en líneas paralelas en el hidrogeno. Consideraron el electrón una esfera cargada que puede girar sobre si misma generando un campo magnético. El giro puede ser de 2 formas con los valores ± 1/2

10 Características de los números cuánticos
Numero cuántico Relativo A Símbolo Principal Distancia promedio de un electrón al núcleo n Azimutal Forma del orbital l Magnético Orientación de los orbitales en el espacio m Spin Rotación del electrón sobre su eje s n l m s

11 Modelo atómico de Schrödinger
Y Heisenberg Los físicos Schrödinger y Heisenberg (1927) propusieron unas modificaciones al modelo de Bohr y adoptando entonces un nuevo modelo atómico conocido hasta la actualidad. Entre ellos 2 generaron un nuevo sistema de mecánica, denominada mecánica cuántica. El principio de incertidumbre que ellos plantearon dice textualmente: ‘’ Es imposible conocer con exactitud y a la vez la posición y la velocidad de una partícula’’ La mecánica ondulatoria nos describe el comportamiento de las partículas en un espacio dado, ese espacio donde aproximadamente puede estar un electrón se le llama ORBITAL ATOMICO

12 Este nuevo modelo atómico seguiría cumpliendo ciertas condiciones como el Bohr, que vendría siendo la inclusión de los mismos números cuánticos (n, l, m y s) La excepción es que para poder usar los números cuánticos habría que tomar en cuenta el principio de exclusión de Pauli que dice textualmente: ‘’ dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales’’ De manera que dos electrones podrán tener los mismos números cuánticos n, l y m, pero diferirán en el spin y, en consecuencia, un orbital NO PODRA estar ocupado por mas DOS ELECTRONES.

13 La corona del átomo El átomo podemos dividirlo en 2: el núcleo y la corona; en la primera se encontrarían los protones (+) y neutrones; en la corona estarían los electrones (-) Los protones nos dicen cual es el numero atómico (Z) que es característico de cada elemento. Como las cargas deben ser en teoría neutras, el numero de protones nos dirá también el numero de electrones de ese elemento La suma de protones y neutrones en el núcleo nos da el numero másico (A) Aquí entran en definición los isotopos que son elementos con el mismo numero atómico pero diferente numero másico (variación de neutrones) Los isobaros serian el caso contrario al anterior, mismo numero másico pero diferente numero atómico Finalmente los isótonos son aquellos donde el numero de neutrones es idéntico.

14 Reglas para los niveles
Reglas de Bohr y Bury Reglas para los niveles Regla nº1: 2 𝑛 2 K= 2(1 ) 2 = 2 L= 2(2 ) 2 = 8 M= 2(3 ) 2 = 18 N= 2(4 ) 2 = 32 Regla nº2 Z= 19 K L M N Z= 37 K L M N O Regla nº3 Z=85 K L M N O P Z=51 K L M N O Regla nº4 Z= 76 K L M N O P Regla nº5 Z= 92 K L M N O P Q Regla nº6 Z= Z=29 K L M K L M N

15 Reglas para los subniveles ¿Cómo identificar los números cuánticos?
s p d f K = 2 = 1𝑠 2 L = 8 = 2𝑠 𝑝 6 M= 18 = 3𝑠 𝑝 𝑑 10 N= 32 = 4𝑠 𝑝 𝑑 𝑓 14 O= 32 = 5𝑠 𝑝 𝑑 𝑓 14 P= 18 = 6𝑠 𝑝 𝑑 10 Q = 8 = 7𝑠 𝑝 6 ¿Cómo identificar los números cuánticos? Z= 18 = 1𝑠 𝑠 𝑝 𝑠 𝑝 6 n= será el nivel de energía (3) 3𝑝 6 l= depende del subnivel (n-1) s= 0 p= 1 d= 2 f= 3 En nuestro caso es p=1 m= 2l+1 = 2(1) + 1 = 3 m= -1 , 0 , 1 Como están los electrones completos aquí m=1 s= Como están todos los electrones entonces -1/2 Números cuánticos de 3𝑝 6 3; 1; 1; -1/2

16 Ejercicio 1: Haga la distribución electrónica en niveles, subniveles e identifique los números cuánticos para Z= 41.

17 Ejercicio 2: Identifique Protones, electrones y neutrones de 32 16 𝑆 =

18 Practica Para los siguientes números atómicos realizar teniendo en cuenta las reglas y ejemplos dados; niveles de energía, sub-niveles de energía y la identificación de los números cuánticos Z=65 b) Z=46 c) Z= d) Z= e) Z= 59 2) Para los siguientes elementos determinar el numero de protones, electrones y neutrones (Verificar en la tabla periódica el numero másico y el numero atómico) a)Li b)Ca c) 𝐹𝑒 d) 𝑆𝑛 e)Na

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21 Propiedades en la tabla periódica
Definición Sentido Electronegatividad Tendencia de un átomo de cierto elemento a captar electrones. > Hacia arriba y hacia la derecha < Hacia abajo y hacia la izquierda Radio atómico Distancia entre el centro del núcleo hasta el electro mas externo > Hacia abajo y hacia la izquierda < Hacia arriba y hacia la derecha Volumen atómico Espacio que ocupa un átomo de cierto elemento Potencial de Ionización Energía que hay que aplicar para remover el ultimo electrón. Afinidad electrónica Energía mínima para liberar un electrón perteneciente a un anión de un elemento

22 Enlaces químicos Enlace químico: Cuando 2 o mas especies interactúan generando fuerzas atractivas entre sus átomos y moléculas termina formando estabilidad entre las especies reaccionantes. Enlace iónico: Se establece entre átomos con diferencias marcadas en sus electronegatividades. Ejemplo: 𝑁𝑎 + 𝑦 𝐶𝑙 − Enlace Covalente: Cuando entre los átomos no existen diferencias marcadas de electronegatividad entonces se unen compartiendo pares de electrones, esta acción tomada se le conoce como covalencia. Estos pueden ser sencillos, dobles o triples, según la cantidad de pares de electrones compartidos. Enlace metálico: los metales se les observa en forma de cristales empaquetados, en la que cada uno esta rodeado de múltiples átomos. Así podemos hablar de este tipo de enlace como una red rígida de cationes (al perder electrones) sumergida en una nube electrónica que sirve como enlace para mantener unida dicha red de cationes.

23 Enlace intermolecular: Entre las moléculas covalentes se establecen fuerzas de atracción eléctrica, cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas. Este tipo de enlace nos darán ciertas características especiales de cada especie. Los tipos de enlaces intermoleculares son: Enlaces de hidrogeno : también conocido como puente de hidrogeno es un enlace débil comparado a los anteriores, es característico entre la unión de 𝐻 + con átomos fuertemente electronegativos como flúor, oxigeno y nitrógeno. Además de conferir características especiales de punto de ebullición y fusión; también es uno de los determinantes para de las estructuras biológicas como las proteínas. Enlace dipolo permanente a dipolo permanente:  Son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos (Fuerzas de London) o permanentes (Fuerzas de Van der Waals)

24 Fuerzas de London: ocurre entre sustancias no polares como el N2, O2, etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los electrones de dichas sustancias pierden energía cinética, y entonces, es posible, que en un instante determinado exista más densidad de carga electrónica en un extremo de la molécula que en otro, creándose un dipolo inducido. Fuerzas de Van Der Waals:  si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las de London, en las que el dipolo tiene que ser inducido.

25 Enlace iónico Enlace metálico

26 Fuerzas de Van Der Waals
Puentes de hidrogeno Fuerzas de London Fuerzas de Van Der Waals

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