MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA.

Presentación del tema: "MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA."— Transcripción de la presentación:

1 MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA.

2 Introducción. La idea de que la materia está constituida por átomos es muy antigua. Ya los griegos, particularmente el filósofo Demócrito de Abdera ( a.C.), discípulo de Leucipo, supuso que el átomo es la unidad más pequeña de toda la materia. Seguramente te resulta muy difícil aceptar que la materia está hecha de unidades muy pequeñas indivisibles, llamadas átomos. Para comenzar a reflexionar sobre este tema, imagina que divides consecutivamente un trozo de “metal” en pedazos cada vez más pequeños hasta llegar a un punto en el cual ya no te sea posible proseguir con la subdivisión, porque has encontrado una unidad material indivisible, ESTO CORRESPONDE AL ÁTOMO.

3 La teoría atómica. ¿Qué es?
Corresponde a todos los postulados que describen las características del átomo.

4 Los avances en el tiempo de la teoría atómica. (1)
Demócrito: Filósofo griego, Siglo V a.C. Fue el primero en postular la existencia del átomo. “Los átomos (indestructibles o indivisibles) serían los componentes de toda la materia”. Dalton: Químico matemático y filósofo inglés, 1808. Formuló una definición más precisa sobre los átomos. Marcó el comienzo de la química moderna al decir que: “Los elementos están formados de átomos iguales entre sí, pero distintos a todos los átomos de cualquier otro elemento”. “Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento que se mezclan en proporciones determinadas. (Ley de las proporciones definidas)” “En una reacción química nunca se crean ni se destruyen los átomos. (Ley de Conservación de la materia)”

5 A partir de Dalton se considera el átomo como: Unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química. Hasta aquí se creía que el átomo era lo más pequeño que existía, pero luego fueron descubiertas las partículas subatómicas (electrones, protones y neutrones, en ese orden).

6 Los avances en el tiempo de la teoría atómica. (2)
Thomson: Físico británico ( ) Descubrió existencia de los electrones en 1897. Descubrió carga negativa de los electrones Equipo empleado: tubo de rayos catódicos. Propuso un modelo: “Budín de pasas”

7 Los electrones están insertos en una esfera y la carga positiva está distribuida de manera uniforme en toda la esfera.

8 Los avances en el tiempo de la teoría atómica. (3)
R. A. Millikan: físico estadounidense encontró la carga y la masa del electrón (1908 y 1917). Carga electrón = -1.6*10-19C Masa electrón = 9.09*10-28g Rutherford: Físico neozelandés ( ) Propuso que las cargas positivas se encontraban concentradas en un conglomerado central dentro del átomo, al que denominó núcleo. El experimento consistía en hacer que una emisión de partículas α (emisiones de carga positiva) atravesara una lámina de oro. El resultado fue que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviación, mientras que algunas experimentaban una ligera desviación y otras simplemente se devolvían. “la desviación es por repulsión entre cargas, y por tanto, la existencia de partículas positivas al interior del núcleo”

9 Las partículas del núcleo que tienen carga positiva se llaman protones

10 Chadwick: Físico británico (1891-1972)
En 1932 proporcionó la prueba sobre la existencia de los neutrones. “Hay otras partículas subatómicas, pero el electrón, el protón y el neutrón, son los tres componentes fundamentales del átomo que son importantes para la química”. Albert Einstein ( ): Resolvió el misterio del efecto fotoeléctrico. El trabajo de Einstein preparó el camino para que Niels Bohr solucionara otro misterio de la física del Siglo XIX: los espectros de emisión de los átomos. A partir de una explicación teórica sobre espectro de emisión del átomo de Hidrógeno, en 1913, Bohr propuso su modelo atómico.

11 Bohr: Físico danés ( ) Los electrones no están localizados arbitrariamente alrededor del núcleo del átomo, sino que se organizan en envolturas de electrones específicas. Cada envoltura tiene una capacidad limitada de electrones y a medida que las envolturas más internas se llenan, los electrones adicionales se van situando en envolturas más distantes. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares de energía definida. Las órbitas descritas por un electrón o por un grupo de ellos, se encuentran a una determinada distancia del núcleo. Así, cuanto más lejos se encuentre un electrón del núcleo, mayor será su energía. Los electrones juegan un papel fundamental dentro del átomo: son los responsables de los cambios químicos y de que la energía se libere o se absorba.

12

13 Modelo mecánico cuántico: (Modelo actual)
La mecánica cuántica nace a partir de la ecuación de Schrödinger, para el átomo de hidrógeno, 1926. Los electrones no tienen una trayectoria fija alrededor del núcleo, sino que lo envuelven formando una nube difusa de carga negativa. La nube cargada tiene distintas densidades, siendo más densa en algunas zonas que en otras. Se conoce como orbitales atómicos a las zonas donde existe una mayor probabilidad de encontrar electrones. A los protones y neutrones presentes en el núcleo se les debe casi toda la masa atómica.

14

15 Número atómico (Z) y Número másico (A)
Es el número de protones en el núcleo de cada átomo de cierto elemento. Número másico (A) Es el número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de cada átomo de determinado elemento. En otras palabras: A = número de protones + número de neutrones. X Número másico  A Número atómico  Z

16 Por definición, los átomos son neutros (carga cero)
Por definición, los átomos son neutros (carga cero). Si tienen carga, se les llama ion.

17 Números cuánticos. N. C. principal (n): valores enteros de uno hacia arriba. Nos señala el nivel en que se encuentra el orbital, y representa una distancia promedio desde el electrón hasta el núcleo. A mayor valor de n mayor es la distancia promedio al núcleo. N. C. del momento angular (ℓ): valores entre 0 y n-1. Nos indica la forma del orbital N.C. magnético (mℓ) (m): valores entre - ℓ…0…+ ℓ Nos indica la orientación que tiene el orbital al someter el átomo a un campo magnético fuerte. Número cuántico de espín (ms): Su valor es +1/2 o -1/2. Describe el comportamiento de un electrón específico.

18 n =1 ℓ = 0 (s) n= 4 ℓ = 1 (p) ℓ = 2 (d) ℓ = 3 (f) n= 2 n= 3
Orbitales s Orbitales p Orbitales d

19 ℓ = 0 m=0 ℓ = 3 m = -3 m = -2 m = -1 m = 0 m = +1 m = +2 m = +3 ℓ = 1 ℓ = 2

20 Configuración electrónica.
Es la distribución más estable, y por tanto, más probable de los electrones en torno al núcleo. Principio de relleno o Aufbau. Los electrones entran en el átomo en los distintos orbitales de energía ocupando primero los de menor energía (“LEY DEL MÍNIMO ESFUERZO”). Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dentro de un átomo dos electrones con sus 4 números cuánticos iguales. En un orbital sólo puede haber 2 electrones con spines diferentes. Principio de Hund o de máxima multiplicidad. Un segundo electrón no entra en un orbital que esté ocupado por otro mientras que haya otro orbital desocupado de la misma energía (o sea, igual los valores de n y l).

21 “En cada orbital sólo caben 2 electrones”.
Subnivel N° orbitales N° e- S 1 (l = 0) 2 P 3 (l = -1,0,+1) 6 D 5 (l = -2+1,0,1,2) 10 F 7 (l =-3,-2,-1,0,1,2,3) 14

22 Si realizan la configuración de todos los elementos, notarán que los elementos están agrupados de la siguiente manera:

23 Ha hacer configuraciones electrónicas en pizarra.

24 Estructuras de Lewis. Resulta muy útil representar alrededor de los símbolos de los elementos los electrones externos o de valencia, que son los que determinan sus propiedades químicas.

25 Propiedades periódicas de los elementos
El sistema, tabla o cuadro periódico resume de manera organizada y sistemática una enorme cantidad de propiedades físicas, químicas y estructura electrónica de los elementos Permite estimar las propiedades de los compuestos y predecir las reacciones que ocurrirán entre los elementos. John Dalton inventó símbolos para los elementos químicos y los ordenó en una tabla (NO ACTUAL). En la Antigüedad se conocían solo 7 elementos: hierro, cobre, plata, oro, plomo, estaño y mercurio. Los demás elementos fueron descubiertos en el curso del tiempo. Actualmente se conocen más de 110 elementos (naturales y artificiales). La ubicación de los elementos en el SP se relaciona con el número atómico.

26 Propiedades Periódicas
Energía de ionización. Es la energía mínima necesaria para que un átomo gaseoso en su estado fundamental un electrón y obtenga un ión positivo gaseoso en su estado fundamental. Na (g) + energía  Na+ (g) + e- Radio atómico. Es el radio de un átomo, se mide en una molécula diatómica con un enlace covalente.

27 Afinidad electrónica (o electroafinidad)
Un átomo puede captar un electrón y formar un átomo cargado negativamente denominado anión. F (g) + e-  F- (g) + energía