modelos atómicos. el átomo en la antigüedad. los griegos se hacían la siguiente pregunta: si un...
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Modelos atómicos
El átomo en la antigüedad. Los griegos se hacían la
siguiente pregunta:
Si un pedazo de materia era dividido en partes cada vez mas pequeñas, ¿se llegaría alguna vez a encontrar un pedazo que no pudiera ser dividido?
En el siglo IV a.C. el filósofo Demócrito supuso que existían partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS
El átomo de Dalton.
El Científico inglés John Dalton, en 1805, propuso que la materia no era continua, sino que habría un punto en el cual ya no se podría dividir.
Este punto se llama ÁTOMO
El átomo de Dalton (teoría atómica de Dalton).
Dalton imaginó al átomo como una esfera indivisible e indestructible.
• La materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles, que se denominan átomos.
•Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).
•Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
•Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos, en una relación constante y sencilla.
Postulados:
El modelo de Thomson
J.J. Thomson construyó el primer modelo atómico basado en experimentos científicos.
Permite explicar los fenómenos eléctricos
Realizó experimentos con el tubo de rayos catódicos y descubrió el electrón.
RAYOS CATÓDICOS
La luminosidad producida por los rayos
catódicos siempre se produce en la pared del
tubo situada frente al cátodo (partículas negativas).
Los rayos catódicos hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria (tienen energía cinética, luego tienen masa apreciable).
Los rayos catódicos son desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos.
Frente a un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva ( tienen carga).
RAYOS CATÓDICOS
Los rayos catódicos tienen las mismas características independientemente de la sustancia gaseosa que se encuentre en el tubo o del metal que constituya los electrodos.
Con sus experimentos, Thomson demostró que los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas que debían formar parte de todos los átomos, átomos que por tanto no eran indivisibles como proponía el modelo de Dalton. Llamamos electrones a estas partículas negativas.
Los rayos canales
Godlstein 1886 : Utilizando gas hidrógeno los rayos canales estaban formados por protones.
El modelo de Thomson.
•El átomo está formado por una esfera de materia con carga positiva.
•Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa positiva
•Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y negativa.
•La carga está cuantizada. Así la unidad de carga es el electrón.
El modelo de Rutherford.
Ernest Rutherford, construyó en 1911 el llamado Modelo Planetario del átomo.
Realizó experimentos con sustancias radiactivas que emiten rayos alfa (α), beta (ß) y gamma (γ).
El experimento de Rutherford
El modelo de Rutherford.
•Hay una zona muy reducida del espacio con toda la masa y una carga positiva NÚCLEO .
• Alrededor del núcleo están los electrones girando.
•El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío
El modelo de Rutherford.
Deduce la presencia del NEUTRÓN:
• Disminuir la repulsión entre los protones en el núcleo.
No lo detecta pero necesita de su presencia para:
• Compensar la deficiencia de masa (el número de protones es aproximadamente la mitad de la masa del átomo) el resto de la masa la aportan los NEUTRONES
•Chadwick en 1932 descubrió el neutrón.
MODELO PLANETARIO
Protones Carga + masa
núcleo (masa y carga positiva)
Neutrones masa
Átomo
corteza(Carga negativa, sin masa apreciable)
Electrones Carga-
Las partículas subatómicasPartícula Símbolo Carga
Absoluta (C)
Masa
Absoluta (Kg)
Electrón e- -1.60 x10-19 9.11 x 10-31
Protón p+ 1.60 x10-19 1.673x10-27
Neutrón n 0 1.675x10-27
Número atómico y número másico
Z = Número atómico
Es el número de protones, determina la identidad del átomo
XAZ
A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo
electronescorteza
neutrones
protonesnúcleo
Na
11
12
112311
ISÓTOPOS
Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número másico.
Cl (Z=17, A=35)
Cl (Z=17, A=36)
Nº protones Nº neutrones Nº electrones
17 18 17
17 19 17
Cl3517Cl3517
Cl3517
Cl3617
Cl3517
Cl3617
Número másico y masa atómica
A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo-Es un número entero-Describe a cada átomo de un elemento- No tiene unidades
Mat = Masa atómica: Describe la masa del elemento en general
-Es la media ponderada de la masa de los distintos isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos-Se mide en umas (u)
Se parecen en valor pero son conceptos distintos
Ejemplo:
Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente: El litio consta de dos isótopos estables el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%).
Crítica del modelo de Rutherford: Crítica del modelo de Rutherford:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo.
- Según la teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir energía en forma de ondas electromagnéticas a costa de su energía cinética, por tanto después de un tiempo, esta terminaría por agotarse, cayendo los electrones en el núcleo, lo que se comprueba que esto no ocurre. El átomo no es inestable
-Este modelo no es capaz de explicar los espectros atómicos.
ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO (global):Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos
10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio) recogidas sobre una pantalla
c
Espectros atómicos: interacción de la luz con la materia
Espectro atómico de absorciónEspectro atómico de absorción
ESPECTRO DE EMISIÓNESPECTRO DE EMISIÓN
El modelo de Bohr (precursor del modelo actual)
En 1913, Niels Bohr estableció un modelo atómico que explicaba los espectros atómicos y la cuantización de la energía.
El átomo de Bohr.Puntos más importantes:
• Un electrón para pasar de una órbita inferior a una superior debe absorber energía
•Solo son posibles determinadas órbitas, llamadas órbitas estacionarias en las que el electrón al girar alrededor del núcleo no emite energía.
• Un electrón al pasar de una órbita superior a una inferior emite energía en forma de radiación electromagnética (luz, fotones)
• La energía que se absorbe o emite en los cambios de órbita de un electrón son característicos de los átomos de cada elemento químico (espectro atómico) y permiten identificarlo
•Los electrones tienden a ocupar la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible
El modelo de Bohr daba explicación a los espectros de emisión del hidrógeno Las líneas observadas en los espectros atómicos corresponden a la energía ( fotones emitidos) en los tránsitos entre niveles.
Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno (series espectrales) según el modelo de Bohr
Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno (series espectrales) según el modelo de Bohr
Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos con el mismo espectro, podemos decir que es su huella dactilar.
Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos con el mismo espectro, podemos decir que es su huella dactilar.
Niveles permitidos según el modelo de BohrNiveles permitidos según el modelo de Bohr
n = 1 2 electrones
n = 2 8 electrones
n = 3 18 electrones
En
ergí
a
n = 4 32 electronesn = 5n =
CORRECCIONES AL MODELO DE BOHRCORRECCIONES AL MODELO DE BOHR
En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón.
n indica los diferentes niveles electrónicos (órbitas estacionarias).
Los valores que puede tomar este número son los enteros positivos: 1, 2, 3...
A medida que fueron mejorando las técnicas espectroscópicas se iba observando que algunas rayas originales explicadas mediante el modelo de Bohr eran en realidad varias rayas muy finas esto llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr (existirían más saltos posibles del electrón).
En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas. Por tanto dentro de algunos niveles podría haber subniveles que explicaban el desdoblamiento de algunas líneas del espectro
Podemos deducir lo siguiente: - En un átomo hay niveles principales de energía :n. - En cada nivel hay varios tipos de subniveles: s, p,
d, f
subniveles Nº max de electrones
s 2
p 6
d 10
f 14
MODELO ACTUAL: MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO ACTUAL: MODELO MECANOCUÁNTICO
El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes ORBITALES.
ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO ALREDEDOR DEL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA (superior al 90%)
ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO ALREDEDOR DEL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA (superior al 90%)
Tipos de orbitales
Nº de orbitales
Nº max de electrones
s 1 2
p 3 6
d 5 10
f 7 14
•Tipos de orbitales: s , p , d y f
En el modelo actual
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones alrededor del núcleo.
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones alrededor del núcleo.
Configuración electrónica
La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo las siguientes reglas:
1.- El máximo número de electrones en un nivel viene dado por la fórmula 2n2.
2.- En cada subnivel s caben 2 e
3.- En cada subnivel p caben 6 e.
4.- En cada subnivel d caben 10 e.
5.- En cada subnivel f caben 14 e.
3.- Los electrones van ocupando los niveles y subniveles de menor energía que estén vacante.
El número máximo de electrones en cada subnivel es:
s 2 electrones;
p 6 electrones;
d 10 electrones;
f 14 electrones
s2
p6
d10
f14
s2
p6
d10
f14
• 1ª capa: “s” (2 e–) • 1s2
• 2ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) • 2s2 2p6
• 3ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) “d” (10 e–)
3s2 3p6 3d10
• 4ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) + “d” (10 e–) + “f” (14 e–)
4s2 4p6 4d10 4f14
• Y así sucesivamente…
Iremos "llenando" los subniveles, según el orden que se indica en la figura (el de las flechas empezando desde arriba), hasta colocar todos los electrones que el átomo posea.
Para recordar el orden de llenado de los niveles de energía se utiliza el diagrama de Möeller:
Be (Z = 4): 1s2 2s2
C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
Be (Z = 4): 1s2 2s2
C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
Electrones de valencia:
Son los electrones situados en el último nivel. Son los responsables del comportamiento químico de los átomos.
Be (Z = 4): 1s2 2s2 2 e- de valencia
C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 4 e- de valencia
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 6 e- de valencia
He (Z = 2): 1s2
Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6
Los gases nobles tienen máxima estabilidad porque tienen su última capa con ocho electrones (ns2 np6 excepto el He que tiene 1s2 ).
Valencia iónica de un elemento: número de electrones que necesita o que le sobra a un átomo para tener ocho electrones en su último nivel (regla del octeto).
Por tanto la valencia de los gases nobles es cero…..
Be (Z = 4): 1s2 2s2
C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2
O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
1
1
7
+1
2
2
6
+2
3
3
5
+3
4
4
4
+-4
5
5
3
3
6
6
2
2
7
7
1
1
8
0
0
0
Grupo
Nº de electrones en la capa de valencia
Sobran para el octeto
Faltan para el octeto
Carga del ión
I II III IV V VI VII VIII
En el sistema periódico, el grupo coincide con el número de electrones de la última capa o nivel y el periodo con el número de niveles o capas.
Be (Z = 4): 1s2 2s2 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4
Configuración electrónica y periocidadConfiguración electrónica y periocidad
Elemento Configuración electrónicaConfiguración más externa
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
1s2 2s1
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2 2p6 3s2 3p6 4s1
1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1
ns1
Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones
Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa
Grupo Familias Terminación
e- valen
cia
I A Metales alcalinos ns1 1
II A Metales alcalinos térreos
ns2 2
III A Térreos n s2 n p1 3
IV A Carbonoideos n s2 n p2 4
V A Nitrogenoides n s2 n p3 5
VI A Anfígenos n s2 n p4 6
VII A Halógenos n s2 n p5 7
VIII A Gases nobles n s2 n p6 8
Indicar a qué grupo y periodo pertenece un elemento cuyo Z = 11.
Solución: Se realiza la configuración electrónica.
1s2 2s2 2p6 3 s 1
Periodo: 3Grupo : IASi lo ubicamos en la TP el elemento es el sodio (Na).
e- de la última capa
subnivel indica grupo A último nivel de energía
Configuración de éste elemento
BROMO Z=35
Br: [Ar] 3d10 4s2 4p5
CLORO Z=17
Cl: [Ne] 3s2 3p5