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Proyecto PREUcúpate

Ciencias/Química

El concepto de átomo

Demócrito filosofo griego ( 460-370 a.C.) discípulo de

Leucipo,

Planteo que debía existir una partícula diminuta de

Materia, la cual no se podría subdividir.

Átomo = Sin división

John Dalton y su teoria atómica(1803)

• Toda la materia se compone de átomos• Los átomos son partículas extremadamente pequeñas• Los átomos son indivisibles• Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre si.• Los átomos se unen unos con otros par formar diferentes

compuesto• Los átomos en los cambios químicos se reordenan, sin destruirse

Sir William Crookes(1879)

• Experimentando con tubos de descarga observó que se desprendía un rayo desde el cátodo al ánodo, por lo cual lo denominó

rayo catódico

Joseph Thomson(1856-1940)

• Utilizando un tubo de descarga descubrió que los rayos catódicos se desviaban en un campo magnético.

• Descubrió que los rayos catódicos poseían carga eléctrica negativa.• Demostró que el rayo catódico eran idénticos sin importar el

material de los electrodos y del gas dentro del tubo.

Robert Millikan

• En 1909, el físico estadounidense R. Millikan realiza un experimento con gotas de aceite eléctricamente cargadas en un campo eléctrico.

Experimento de la gota de aceite de Millikan

• Determina la carga de un electrón= -1,6 x 10 -19 coul

Eugene Goldstein

• En 1886,utilizando un tubo de descarga con el cátodo perforado, observó que además de los rayos catódicos había un rayo que provenía del ánodo hacía el cátodo .

• A estos rayos los llamó rayos anódicos o rayos canales• Los rayos canales poseen carga eléctrica positiva.• El experimento de Goldstein permitió descubrir los

protones

Modelo atómico de J. Thomson(1898)

• El átomo es una esfera de carga positiva.

• El átomo poseía electrones dispersos en él.

• La cantidad de electrones era suficiente para anular la carga positiva, por lo cual el átomo era neutro.

• Las cargas positivas y negativas eran estáticas en el átomo.

• Este modelo se conoce como el budín de pasa.

Konrad Wilhelm Roentgen

• En 1895 Roentgen trabajando con tubos de descarga descubre un nuevo tipo de rayo, el cual presenta las siguientes características:

a) Produce la fluorescencia de muchos materiales

b) Es capaz de imprimir placas fotográficas.

c) Ioniza los gases,

d) No son desviados por campo eléctricos ni magnéticos.

e) Son capaces de atravesar diferentes materiales.

Roentgen al no poder determinar que tipo de rayos son los descubiertos los llamó :

Rayos X

Aplicación de los rayos x descubiertos por Roentgen

Antoine Henri Becquerel(1853 – 1908)

• Trabaja con minerales de uranio, los cuales son capaces de velar una placa fotográfica.

• En 1896 descubre la radiactividad natural

Componentes de la radiactividad

• Los rayos alfas son atraídos por el polo negativo.• Los rayos beta so atraídos por el polo positivo.• Los rayos gamma no sufren atracción.

Rayos alfa -Son de carga eléctrica positiva .

-Corresponden a núcleos de helio.

-Poseen una velocidad de 20.000 Km/seg.

-Su poder de penetración es muy bajo.

Rayos Beta -Poseen carga eléctrica negativa.

-Son electrones emitidos por el núcleo.

-Presentan una velocidad 99,95% de la luz.

-Su poder de penetración es alto.

Rayos gamma -No poseen carga eléctrica.

-No tienen masa.

-Son ondas electromagnéticas.

-Presentan un gran poder de penetración.

Bloque de Plomo

Materialradiactivo

Pantalla Fluorescente

Lámina de oro

El resultado…

Explicación:

• El átomo es casi vacío.

• El átomo posee un núcleo denso

y positivo en el centro.

Modelo atómico de Rhuterford1911

• El núcleo del átomo es positivo• La masa del átomo se concentra en el núcleo• La mayor parte del volumen del átomo es espacio

vacio• Los electrones debe estar en la envoltura del átomo

en continuo movimiento

Chadwick y el Neutrón (1932)

• átomo H - 1 p; • átomo He - 2 p• masa He/masa H …debería ser = 2• masa medida He/masa H = 4

El neutrón es una partícula neutraEl neutrón es una partícula neutramasa neutrón ~ masa protónMasa del neutrón = 1.67 x 10 -24 g

Partículas subatomicas

Electrón

Protón

Neutrón

Nombre Simbolo Carga

MasaRelativa

Masa actual (g)

e-

p+

n0

-1

+1

0

1/1840

1

1

9.11 x 10-28

1.673x 10-24

1.675x 10-24

Teoría cuántica de Planck

• Max Planck en 1900 determinó que la energía se puede emitir o absorber en cantidades discretas, en pequeños paquetes a los que llamó Cuantos.

• E = h.v h = 6,63x10 -34 J.s

v = Frecuencia (s-1)

• Niels Bohr, físico Danés, recibió el premio Nobel de física en 1922 por su teoría que explicaba el espectro del átomo de hidrógeno

Modelo atómico de Sommerfeld

En 1916 Arnold Sommerfeld postula que los electrones giran en orbitas circulares y elípticas en torno al núcleo

Louis de Broglie

• En 1924 De Broglie propuso que los electrones pueden tener propiedades ondulatorias.

Electrón = partícula y onda

De broglie y su modelo atómico

El electrón en un átomo se comporta como una onda estacionaria.( no se dezplaza)

La longitud de la orbita debe ser un múltiplo exacto de la longitud de onda del electrón.

2 r = n

Órbitas no permitidas

• La circunferencia de la órbita no es igual a un número entero de la longitud de onda.

• Ésta no es una órbita permitida para el electrón

Órbitas permitidas

Louis Victor Pierre Raymond Duc de Broglie

• Físico Francés

• Tenía título de príncipe.

• Recibió el premio Nobel de física el año 1929 por proponer que la materia tenía propiedes de onda y partícula.

¿Dónde está el electrón?

• En el año 1925 Werner Heisenberg formuló el principio de incertidumbre.

• Para un electrón resulta imposible conocer en forma exacta y simultánea su velocidad y posición

La reflexión de la luz

• • Para ver un objeto la luz

debe reflejarse en su superficie

Modelo atómico de Schrödinger

• Schrödinger en 1926 propone una ecuación que interpreta el comportamiento de los electrones como una onda.

Ecuación de Schrödinger

Orbital

Modifica el concepto de órbita ( Bohr) por orbital.

Orbital es la zona de mayor probabilidad en la cual se encuentra el electrón

Ecuación de Schrödinger

• De la ecuación de Schrödinger surgen 3 soluciones matemáticas, las cuales corresponden a lo números cuánticos.

Números cuanticos

• 1.1. Numero cuántico principal: (n)Numero cuántico principal: (n)

Determina la energía del orbital y la distancia del electrón al núcleo

• Valores n= 1, 2, 3, 4, …….

• 2. Número cuántico secundario, azimutal o momento angular : ( l )

• Determina la forma de los orbitales atómicos

•Valores l = 0 , 1 , 2 ,3, (n -1)

l 0 1 2 3

subnivel s p d f

• 3.- Número cuántico magnético (ml)

• Determina la orientación de los orbitales en el espacio

• La cantidad de orientaciones es ( 2 l + 1 )

•Valores ml = - l ,… o,…+l

Subnivel s• Cuando l = 0 existe un orbital s

Subnivel p

• Cuando l =1 existen 3 orbitales p

Subnivel d• Cuando l = 2 existen 5 orbitales d

Subnivel f

• Cuando l = 3 existe 7 orbitales f

Números cuanticos y orbitales atómicos

n l mlNº de

orbitalesOrbitales atómicos

1 0 0 1 s

2 0 0 1 s

1 -1, 0, +1 3 p

3 0 0 1 s

1 -1, 0, +1 3 p

2 -2,-1,0,+1,+2 5 d4 0 0 1 s

1 -1, 0, +1 3 p

2 -2,-1,0,+1,+2 5 d

3 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 f

•s

•s •Px py pz

•s •Px py pz • d1 d2 d3 d4 d5

•s •Px py pz •d1 d2 d3 d4 d5 •f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7

4.- Número cuántico de espín ( ms )

• Determina el sentido de giro del electrón en su propio eje (rotación )

•Valores = +1/2 -1/2

•- 1/2•+1/2

•Paramagnetico

•electrones no-apareados

•2p

•Diamagnetico

•Todos los electrones apareados

•2p

•7.8

•Interpretación simple de los números cuánticos

•Indica el número cuántico principal n

•Indica la cantidad de electrones en el orbital…

•Indica el número

cuántico secundario l

•Numero cuánticos

•n = 3 l = 1 m = -1 s = -1/2

•incompleto

Configuración electrónica Es la distribución de los electrones dentro de

un átomo, en niveles y subniveles de energía

•Principio de Exclusión de Pauli

•Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

•Principio de Constitución (Aufbau)

•Principios que rigen la configuración electrónica

Principio de Constitución (Aufbau)

•“Los electrones irán ocupando los niveles de mas baja energía en forma creciente”.

• REALIZACIÓN DE UNA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

•Principio de Máxima Multiplicidad de Hund •Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

•“Deberán existir el mayor numero de electrones desapareados posibles “.

•“Deberán existir el mayor numero de electrones desapareados posibles “.

•Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

•Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

•Principio de Exclusión de Pauli

•“En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.

•“En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.

Configuraciones electrónicas

• Z = 6 Carbono C:

• Z = 17 Cloro Cl:

• Z = 20 Calcio Ca:

• Z = 26 Hierro Fe:

• Z = 35 Bromo Br:

• Solamente hay dos excepciones:

• Z = 24 Cromo Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

• Z = 29 Cobre Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1