Teoría Atómica y Configuración Electrónica

Presentación del tema: "Teoría Atómica y Configuración Electrónica"— Transcripción de la presentación:

1 Teoría Atómica y Configuración Electrónica
Silvia Rosado

2 Desarrollo de la Teoría Atómica
Los antiguos griegos pensaron que la materia estaba conformada por aire, tierra, fuego y agua. A pesar de estas ideas eran creativa, no había método para comprobar estas ideas. Estas creencias no científicas e incorrectas no se disiparon hasta 1800.

3 Desarrollo de la Teoría Atómica
Demócrito ( a. C) Propuso que la materia esta compuesta por dos cosas: un espacio vacío y unas pequeñas partículas, a las cuales llamó átomos. Los átomos son sólidos, homogéneos, indestructibles, e indivisibles. Diferentes clases de átomos tienen tamaños y formas distintas.

4 Desarrollo de la Teoría Atómica
Las diferentes propiedades de la materia se deben al tamaño, la forma y el movimiento de los átomos. Los cambios evidentes en la materia provienen de los cambios en las agrupaciones de átomos y no de los átomos en sí, Su teoría era muy amplia y no estaba apoyada por evidencia experimental. No se aceptó durante muchos siglos por que era una contradicción a las enseñanza.

5 Desarrollo de la Teoría Atómica
Aristóteles Fue uno de los filósofos mas influyentes. Sugirio que la materia estaba compuesta de una sustancia llamada hilo. Las ideas de Aristóteles ganaron mayor aceptación que las ideas Demócrito. Su influencia era tan grande que que su negacion de la existencia de los atomos no fue cuestionada duarante años.

6 Desarrollo de la Teoría Atómica
Antoine Lavoisier ( ) Propuso que cuando ocurría un cambio químico en un sistema cerrado, la masa de los reactivos era igual a la masa de los productos. 2.0g de Hidrógeno siempre reacciona con 16.0g de Oxígeno para producir 18g de agua. Ley de la Conservación de la Masa - La materia no se crea ni se destruye se transforma.

7 Desarrollo de la Teoría Atómica
Joseph Proust ( ) Algunas sustancias especificas siempre contienen elementos en la misma razón de masa. Ley de Proporciones Definidas - Los compuestos siempre están en proporciones definidas.

8 Desarrollo de la Teoría Atómica
John Dalton ( ) Se le debe la Teoría Atómica, que postula lo siguiente: Toda la materia esta compuesta por átomos. Todos los átomos del mismo elemento son idénticos. Los átomos de elementos diferentes son también diferentes.

9 Desarrollo de la Teoría Atómica
Los átomos no pueden crearse, dividirse en partículas mas pequeñas ni destruirse. Diferentes átomos se combina en relaciones simples de números enteros para formar compuestos. En una reacción química, los átomos se separan, se combina se reordenan. Aunque la teoría de Dalton sufrió cambios, representó un gran paso en el desarrollo de la Teoría Atómica. . Modelo Atómico propuesto por Dalton En el siglo 19, comenzó a sugerirse que los elementos estaban hechos de partículas mas pequeñas.

10 Desarrollo de la Teoría Atómica
J.J.Thomson ( ) 1897 – Pensó que el modelo del átomo no era exacto. Experimento del Tubo de Rayos Catódicos En cada extremo del tubo hay un pesa de metal llamado electrodo. ánodo – terminal positivo cátodo – terminal negativo Después de una minuciosa observación descubrieron unos rayos en el tubo. Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

11 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - + Tubo rayos catodicos Pesas de metal

12 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - +

13 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - +

14 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - +

15 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - + Después de una minuciosa observación descubrieron unos rayos en el tubo.

16 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - + Después de una minuciosa observación descubrieron unos rayos en el tubo.

17 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - + Después de una minuciosa observación descubrieron unos rayos en el tubo.

18 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source - + Después de una minuciosa observación descubrieron unos rayos en el tubo.

19 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

20 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source + - Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

21 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source + - Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

22 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source + - Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

23 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source + - Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

24 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source + - Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

25 Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source + - Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían hacia el ánodo de – a +.

26 Desarrollo de la Teoría Atómica
Se le atribuye a J.J. Thomson el descubrimiento del electrón. Los protones de descubrieron en un experimento, mediante el uso de un tubo de rayos catódicos modificado. Se descubrió que estos rayos viajaban en dirección opuesta. Mas tarde se demostró que estos rayos poseían una carga positiva. Estas partículas se llaman protones.

27 Modelo Atómico de Thomson
Desarrollo de la Teoría Atómica J.J. Thomson propuso un modelo atomico conocido como budín con pasas o “chocolate chip model”. El modelo constaba de de un atomo de forma esferica compuesto de una carga positiva distribuida de manera uniforme, dentro de la cual estaban incrustados los electrones. Electrón negativo Carga positiva distribuida por la esfera Modelo Atómico de Thomson

28 Desarrollo de la Teoría Atómica
Ernest Rutherford ( ) Los experimentos de Rutherford demostraron que los átomos consisten de un núcleo central con carga positiva rodeado de alguna forma por electrones. Gold Foil Experiment En 1911, Rutherford, diseñó y condujo un experimento para observar si las partículas alfa desviaban su trayectoria al atravesar una lamina de oro.

29 Desarrollo de la Teoría Atómica
La gran mayoría del volumen total del átomo es una espacio vacío en el que los electrones se mueven alrededor del núcleo. Ello explica que la gran mayoría de las partículas alfa pasen a través de la lámina. Se expuso una lamina delgada de oro a una haz de partícula subatómica . Encontraron que la mayoria de las partículas pasaban a través de lamina sin ser desviado. La mayoría de la masa del átomo y toda su carga positiva se concentra en un a región muy pequeña pero muy densa, denominada núcleo. El núcleo es el origen de que unas pocas partículas alfa “reboten”.

30 Gold Foil Experiment

31 +

32 Desarrollo de la Teoría Atómica
En 1920, Rutherford perfeccionó el concepto del núcleo. Concluyó que era una diminuta y densa región que contenía toda la carga positiva del átomo. núcleo Electrones Modelo Nuclear de Rutherford

33 Desarrollo de la Teoría Atómica
Niels Bohr ( ) Propuso que los electrones tienen que tener suficiente energía para mantenerse en movimiento constante alrededor del núcleo. Desarrollo de la Teoría Atómica electrones Modelo Nuclear de Bohr Núcleo Protones y neutrones

34 Desarrollo de la Teoría Atómica
James Chadwick James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. Entonces se vio que el núcleo está formado por protones y neutrones. En cualquier átomo dado, el número de protones es igual al número de electrones y, por tanto, al número atómico del átomo. Aparato experimental con el que James Chadwick identificó, en 1932, el neutrón.

35 Desarrollo de la Teoría Atómica
Erwin Schrodinger ( ) y Werner Heisenberg ( ) Explicaron la naturaleza del electrón refutando la propuesta de Neils Bohr, que el electrón recorre “paths” o caminos definidos. De acuerdo a la teoría actual el movimiento de los electrones no se puede predecir. Se encuentran en una región que se conoce como la nube de electrones.

36 Desarrollo de la Teoría Atómica
Modelo Actual del Átomo

37 Recuento de los Modelos que contribuyeron a la Teoría Atómica

38 Modelo Atómico Un modelo atómico del tamaño del Estadio de los Yankees tendría un núcleo del tamaño de un guisante que contendría el 95.95% de la masa del atomo.

39 Estructura del átomo Cada elemento tiene características diferentes debido a a la estructura de los átomos de los que se compone. Todos los átomos tienen la misma conformación general. El núcleo se forma por los protones (carga positiva) y los neutrones (no tiene carga). La nube está formada por los electrones (carga negativa). nube núcleo

40 Niveles de energía de los electrones
Los electrones viajan alrededor del núcleo en ciertas regiones conocidas como niveles de energía. Cada nivel tiene una capacidad limitada para contener electrones. Los átomos están formados por números iguales de electrones y protones; por lo tanto no tienen una carga neta. electrón nube protón Hidrógeno Carbono Nitrógeno Oxígeno Fósforo Azufre

41 Número Atómico, Número Másico, Masa Atómica e Isótopos
Ismael Camarero S.

42

43 Número Atómico Z Z = #p , # e , # n
Número Atómico (Z): Es el número de protones contenidos en el núcleo del átomo. Z = #p , # e , # n número atómico

44 Número Atómico Z El número de protones (número atómico) determina la identidad del elemento químico. Los átomo estan ordenados en la Tabla Periódica de los Elementos en función del número atómico.

45

46 Ejemplo: Sodio ¿Cuál es el número atómico del sodio?
¿Cuántos protones tiene el átomo de sodio? ¿Cuántos electrones tiene el átomo de sodio?

47 A= #p + #n Masa atómica (A):
La masa atómica es la suma de protones y neutrones del núcleo. A= #p + #n

48 Notación 36 17Cl Masa atómica Número Atómico

49 Isótopos Los isótopos de un elemento tienen diferente masa atómica porque tienen diferente número de neutrones, pero tienen el mismo número atómico.

50 Ejemplo: Isótopos de Carbono e Hidrógeno
protio deuterio tritio H H H Isótopos de Hidrógeno Isótopos del Carbono

51 Completa la Tabla Na Potasio 17 P Hierro 53 6 Nombre Simbolo Z A #p #e
Notación Na Potasio 17 P Hierro 53 6

52 23 9 132 Na – 23 F - 19 Cs – 132 Cu – 65 C-13 Isotopo Z A #p #e #n
Símbolo Isotópico Na – 23 23 F - 19 9 Cs – 132 132 Cu – 65 C-13

53 Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud la posición y la velocidad de un electrón en un momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que se describieron unas “regiones estadísticas de mayor probabilidad electrónica” –rempe- que definían la posible posición de un electrón en determinado momento. Estas regiones también se conocen como orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La posición de un electrón puede definirse por 4 números cuánticos: n, l, m y s.

54 Configuración Electrónica
Los electrones son como inquilinos tratan de llenar sus mejores habitaciones, Los electrones ocupan niveles y subniveles energéticos que produzcan el arreglo de menor energía. núcleo

55 Configuración Electrónica
Principio de Exclusión de Pauli – Nos dice que no hay dos electrones en un átomo que tengan el mismo conjunto de números cuánticos. Numeros cuánticos n = el tamaño relativo de la nube electrónica l = forma geométrica de la nube m = orientación espacial de la nube s = describe el giros espín intrínsico del electrón a favor o encontra de las manecillas del reloj. Wolfgang Pauli (1900 – 1958)

56 n - El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número entero mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

57 s - Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo
s - Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

58 n =3 2(3)2 = 18 electrones (3 subniveles)
El numero maximo de electrones posibles en cada nivel es 2n2. n =4 2(4)2 = 32 electrones (4 subniveles) n =3 2(3)2 = 18 electrones (3 subniveles) n =2 2(2)2 = 8 electrones (2 subniveles) n =1 2(1) = 2 electrones (1 subnivel) E N R G Í A

59 Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.  DIAGONAL RULE 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p 6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6

60 Llenado de orbitales: Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos.

61 PERIODIC TABLE ELECTRON CONFIGURATION

62 Pasos para escribir la Configuración Electrónica de un átomo
Utiliza la regla diagonal o la tabla periodica para escribir la configuracion electronica. Recuerda que debes comenzar por el primer subnivel. Escribe el Nivel de energia luego el subnivel y el suscrito que representa el número de electones. Ejemplo Oxigeno Z= 8 1s22s22p4 Número de electones Nivel de energía subnivel