EL MODELO ATOMICO ORIGEN Y EVOLUCION

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1 EL MODELO ATOMICO ORIGEN Y EVOLUCION

2 El concepto de átomo surgió en la antigua Grecia, lo planteó Demócrito ( a. C.). Para él, toda la materia estaba hecha de componentes muy pequeños que eran indivisibles, a los que llamó átomos.

3 John Dalton (1766 – 1844) Fue el primero en aplicar el concepto de átomo Para explicar los fenómenos químicos. Entre sus postulados de su teoría atómica se encuentran los siguientes: Toda la materia esta constituida por átomos Los átomos de un elemento son idénticos Los átomos son indivisibles e indestructibles. Además introdujo la primera simbología química

4 Joseph John Thomson (1856 – 1940)
Físico Británico, fue el descubridor de los electrones, si bien ya se sabia de la naturaleza eléctrica de la materia, no fue hasta sus experimentos de rayos catódicos, los que determinaron la existencia de los electrones. Primer modelo de átomo

5 Experimento de Thomson: Rayos catódicos

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7 Características de los Rayos Catódicos
Los rayos se propagaban en línea recta. Al colocar un objeto u obstáculo en su trayectoria, se produce sombra (comportamiento similar a la luz). 2. El sentido de su trayectoria es de negativo (cátodo) a positivo (ánodo), debido a esto se les denominó RAYOS CATÓDICOS. 3. Al chocar con un cuerpo, lo calienta y hace girar un molinete si es situado en su trayectoria, es decir, estos rayos poseen masa y por lo tanto energía cinética que pueden transmitir. 4. Las partículas que forman los rayos catódicos poseen carga eléctrica negativa, ya que se desvían al acercarle un imán, de igual forma a como se desviaría una carga eléctrica de signo negativo.

8 Millikan determina la carga y masa del e-

9 DESCUBRIMIENTO DEL PROTON
En 1886 Eugen Goldstein, utilizando un cátodo perforado, descubre un haz visible que se desplazaba de polo positivo a negativo: LOS RAYOS CANALES.

10 CARGA Y MASA DEL PROTON

11 Ernest Rutherford (1871 – 1937) Físico Neocelandés. Fue discípulo de J.J. Thomsom, fue el descubridor del núcleo atómico al que asigno carga positiva (+) ya que eran estos los que cambiaban las trayectorias de partículas a al chocar con un a lamina de oro. modelo atómico con núcleos y orbitas electrónicas

12 OBSERVACIONES ANTES DEL EXPERIMENTO
1. Si el átomo se componía de un núcleo positivo extremadamente diminuto, la probabilidad de que el haz de partículas (positivas) colisionara con él era baja. 2. Si por el contrario, el átomo era una masa homogénea compacta las partículas colisionarían y no podrían atravesar la lámina. 3. Una pantalla de sulfuro de cinc fue ubicada detrás de la lámina usada como blanco, con el fin de comprobar si efectivamente las partículas lograban atravesarla.

13 RESULTADOS Tal cual lo creía Rutherford, sólo 1 de cada partículas no consiguió atravesar la lámina. El resto prácticamente no se desvió.

14 CONCLUSIONES TRAS EL EXPERIMENTO
La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con algo sólido. 2. El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa experimentan desviación al pasar cerca de él. 3. La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad de las partículas alfa atraviesan la lámina sin experimentar desviación. 4. El tamaño del átomo es aproximadamente veces el tamaño del núcleo, esta gran desproporción explica la escasa desviación que experimentan algunas partículas alfa. 5. Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son atrapados por el núcleo.

15 Idea de átomo para Rutherford

16 ERRORES DEL MODELO El modelo no aclara qué ocurre con la atracción entre el núcleo y los electrones girando a su alrededor. Según los físicos de la época la atracción núcleo – electrón, aceleraría a este último y lo haría caer inevitablemente al núcleo.

17 DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON
A mediados de 1920, Ernest Rutherford observó que la suma de las masas de los electrones y protones en un átomo era bastante menor a su masa total, casi la mitad del valor observado. Intentando aclarar los resultados obtenidos postuló lo siguiente: 1. Existe aparentemente una nueva partícula subatómica… el NEUTRÓN 2. Esta partícula posee carga eléctrica cero (es neutra) puesto que no fue detectada en los experimentos con tubos de descarga. 3. Posee una masa similar a la del protón y se encuentra situada en el núcleo del átomo. Posteriormente en 1932 James Chadwick, un físico inglés, detectó esta partícula subatómica en estudios de reacciones nucleares. Las características observadas coincidieron con las mencionadas por Rutherford, así que por tanto el nombre de neutrón se mantuvo.

18 CARGA Y MASA DE NEUTRON

19 LAS PARTICULAS QUE COMPONEN EL ATOMO

20 Experimento de Rutherford

21 IDEAS QUE SURGEN DEL MODELO
Numero Atómico Numero Másico Isotopos

22 NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO
X Z A – Masa atómica Nº Total Protones y Neutrones Z – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones C – Carga Valores + o -

23 NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO
Actividad de indagación: “Conociendo la composición de diferentes átomos”

24 Isótopos de Hidrogeno Hidrogeno Deuterio Tritio

25 modelo atómico cuantizado
Niels Bohr (1885 – 1962) Físico Danés, colaborador de Thomsom y Rutherford, incorporó al modelo el “quántum de energía” propuesto por Max Planck ( ), que consiste en que la energía viene en unidades fundamentales (paquetes de energía) llamadas fotones. Así, el modelo de Bohr sitúa los electrones sin que giren libremente a cualquier distancia del núcleo, sino que ocupan un espacio determinado a una cierta distancia del núcleo, describiendo una ruta por la cual transitan los electrones, conocida como niveles de energía. Cada nivel es distinto de otro en su tamaño y energía, dependiendo de la distancia a la cual se encuentren del núcleo. modelo atómico cuantizado

26 POSTULADOS DE BOHR Los átomos poseen un núcleo central en el que se concentra casi la totalidad de su masa. • Los electrones giran en órbitas fijas y definidas, que corresponden a niveles de energía (n), con valores 1, 2, 3,…desde la órbita más cercana al núcleo. • Los electrones más cercanos al núcleo tienen menor energía que los más alejados de él. • Mientras un electrón gira en una determinada órbita, no consume ni libera energía: se dice que se encuentra en un estado fundamental. • Cuando un electrón absorbe energía desde una fuente externa, cambia de nivel, lo que se denomina “salto electrónico”, y deja al átomo en un estado excitado. Este estado es inestable, por lo que el electrón reemitirá la energía absorbida en forma de un fotón (quántum de energía) volviendo al estado fundamental. • El número máximo de electrones por nivel de energía corresponde al valor de la fórmula 2n2.

27 DISPOSICIÓN DE LOS e- SEGÚN BOHR

28 Espectro visible de Hidrogeno

29 MODELO ATOMICO DE BOHR Un nivel de energía es una región del espacio en donde podemos encontrar un electrón. En cada nivel de energía hay espacios en las que existe la probabilidad de encontrar un electrón, esta zona se denomina orbital.

30 ERRORES DEL MODELO El modelo solo logró explicar satisfactoriamente átomos hidrogenoides. Para aquellos con más de un electrón sólo pudo predecir el número máximo por nivel (2n2). El modelo planteaba que la órbita de los electrones era circular (radio fijo). Con esta presunción fue imposible comprender los distintos estados energéticos de los electrones. El modelo atómico de Bohr fue el último intento de modelar el átomo usando física clásica, y su logro parcial se debió a que introdujo en él algunas condiciones propias de la física cuántica.

31 INICIO DE LA ERA CUANTICA:
MODELO ATOMICO ACTUAL

32 ENERGIA CUANTIZADA O QUANTUM DE ENERGIA
¿Qué ocurre con el electrón cuando gira alrededor del núcleo? ENERGIA CUANTIZADA O QUANTUM DE ENERGIA

33 ¿Qué ocurre con el electrón cuando gira alrededor del núcleo?
Actividad de Indagación:

34 Louis Victor de Broglie (1892 – 1987)
Físico Francés, propuso una nueva idea al comportamiento atómico, la posibilidad que las partículas tuvieran propiedades ondulatorias. Idea que se comprobó al detectarse la difracción de un haz de electrones. Asociación de ondas a orbitas cuánticas

35 Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Actividad de Indagación: ¿Se puede determinar con exactitud la velocidad y posición de un electrón? ¿Se puede saber? En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg ( ), asumiendo el comportamiento ondulatorio de los electrones, planteó que es imposible conocer simultáneamente la posición y velocidad de un electrón. Cuanto más exacta sea la determinación de una de estas variables más inexacta será la de la otra. Es decir, no se puede determinar con precisión el recorrido que los electrones siguen cuando se mueven en torno al núcleo.

36 n : principal m : magnético s : spin Erwin Schrödinger (1887 – 1961)
Físico Austriaco, propuso las bases del modelo atómico moderno: “las funciones de onda” ( ). Aparecen los números cuánticos y el concepto de “Orbital” Ecuación de Schrödinger n : principal l : momento angular m : magnético s : spin

37 MODELO ATOMICO ACTUAL Actividad de Indagación: Posibles preguntas:

38 MODELO ATOMICO ACTUAL En el modelo atómico actual se define el concepto de orbital atómico como una región del espacio alrededor del núcleo en la que la probabilidad de encontrar un electrón es alta. Para describir cómo se ordenan los electrones del átomo, se considera que: • Los orbitales se encuentran organizados en niveles de energía. Estos niveles van del 1 al 7. • Mientras más lejos están los electrones del núcleo, mayor es su nivel de energía. • Cada nivel de energía se divide en subniveles. • Un subnivel está compuesto de orbitales que tienen las mismas características dentro de un nivel de energía.

39 MODELO ATOMICO ACTUAL

40 ¿Cómo relacionarlos con la actividad de indagación anterior?
NUMEROS CUANTICOS Los estados de energía permitidos para un electrón están determinados por los números cuánticos n : principal (nivel de energía) l : secundario (forma del orbital y energía del subnivel: s, p, d, f) ml : magnético (orientación del orbital en el espacio: 0, + 1, + 2, … ) s : espín ¿Cómo relacionarlos con la actividad de indagación anterior?

41 Orbital s Orbital px Orbital py Orbital pz

42 Orbital dxy Orbital dzy Orbital dz2 Orbital dxz Orbital dz2y2

43 NUMEROS CUANTICOS Actividad de indagación: “Numero cuántico de espín”
¿Qué orientación tienen los giros de la bailarina? ¿Qué cantidad de espacio total representa cada orientación del giro? El electrón gira sobre su propio eje, genera un campo magnético y esta propiedad se denomina espín. Los electrones, al ser subpartículas cargadas, se comportan como pequeños imanes con dos posibilidades de espín: los dos únicos valores de ms son +1/2 y - 1/2 y se representan por las flechas ↓ y ↑

44 CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS
La forma en la que se distribuyen los electrones en los orbitales de un átomo en su estado fundamental se denomina configuración electrónica (CE). La distribución de los electrones en niveles y orbitales atómicos alrededor del núcleo, dado por los tres primeros números cuánticos. Se usa la abreviación: nlx Principio de exclusión de Pauli Regla de las diagonales o aufbau Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund

45 Configuración electrónica: Regla de Hund
Actividad de Indagación: “Regla del asiento vacío” ¿Por qué crees que ocurre esta situación descrita? Si cada persona es un electrón de espín ¿Cuántas personas de espín positivos hay en los recuadros 2 y 3? c) ¿En que momentos comienzan a aparecer los espín negativos?

46 Configuración electrónica:
Regla de Hund La fuerza de repulsión electrostática entre dos electrones será la mínima cuanto más alejados estén uno del otro. De acuerdo con este hecho y con el principio de exclusión de Pauli, en 1927 se enunció la regla del físico alemán F. Hund, según la cual: En la configuración de mínima energía, cuando los electrones llenan orbitales diferentes que poseen la misma energía, los electrones permanecen desapareados al máximo y mantienen espines paralelos. Los electrones, al repelerse unos con otros, no se aparearán mientras haya niveles energéticos adecuados que estén vacíos.

47 Sistema modificado para Átomos Poli-electrónicos
Sistema basal para Átomo de Hidrogeno

48 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p Configuración electrónica
Regla diagonal Orden de llenado 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p

49 Configuración electrónica: Información que
entrega Actividad de indagación:

50 Configuración Electrónica Abreviada
La configuración electrónica de un elemento puede abreviarse escribiendo entre corchetes el símbolo del gas noble anterior y, a continuación, la configuración electrónica externa (CEE). Na: [Ne]3s1. Li: [He]2s1. Electrones Internos Electrones de Valencia entre corchetes fuera de conf. de gas noble

51 Configuraciones electrónicas y la tabla periódica
En la tabla periódica los átomos están ordenados por número atómico. Producto de esta organización, los átomos se encuentran ordenados por propiedades en común o propiedades periódicas, que derivan de la organización de la configuración electrónica.

52 Configuraciones electrónicas y la tabla periódica
Actividad de indagación: Ubicación de un elemento en la tabla periódica ¿Qué semejanzas observas en la configuración electrónica del Berilio y magnesio? ¿Qué diferencias encuentras en la CEE del cloro y argón?

53 Configuraciones electrónicas y la tabla periódica
La tabla periódica está estructurada de modo que los elementos están relacionados por un mismo tipo de configuración de los electrones de valencia o la capa más externa. Be [He]2s2 Mg [Ne]3s2 Ca [Ar]4s2 Sr [Kr]5s2 Ba [Xe]6s2 Ra [Rn]7s2 Grupo IIA (2A) ns2

54 La Tabla Periódica Grupos Periodos

55 CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS

56 PRIOPIEDADES PERIODICAS
Para organizar los elementos en la tabla periódica, se han establecido criterios que son comunes a algunos elementos, así tenemos metales, no metales, metaloides y gases nobles. Cada grupo de elementos posee ciertas propiedades comunes, sin embargo, si analizamos la tabla periódica en su conjunto encontraremos propiedades, llamadas propiedades periódicas.