EL MODELO ATÓMICO ACTUAL Y SUS APLICACIONES

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COMPETENCIAS

• VALORARÁS LAS APORTACIONES HISTÓRICAS DE DIVERSOS MODELOS ATÓMICOS AL DESCUBRIR LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. ASÍ MISMO, RECONOCERÁS SUS PROPIEDADES NUCLEARES Y ELECTRÓNICAS, ASÍ COMO LAS APLICACIONES DE ELEMENTOS REDIACTIVOS EN TU VIDA PERSONAL.Y SOCIAL.

EVOLUCIÓN DEL ÁTOMO

ESTRUCTURA ATÒMICA• EN LOS AÑOS 400 A. DE C. LEUCIPO Y DEMÒCRITO SUPUCIERON QUE

LA MATERIA NO ES CONTINUA, SINO QUE SE PODÌA DIVIDIR EN PARTÌCULAS CADA VEZ MAS PEQUEÑAS HASTA OBTENER UNAS DIMINUTAS E INDIVISIBLES LLAMADAS

• ÀTOMOS QUE EN GRIEGO SIGNIFICA SIN DIVISIÒN

• Todas las cosas están compuestas de átomos sólidos• Espacio vacío entre los átomos• Los átomos son eternos• No son visibles, son indivisibles, homogéneos é

incompresibles• Las propiedades de la materia varían según el

agrupamiento de átomos.

Teoría de Dalton A principios de siglo XIX, John Dalton retoma las antiguas ideas de Leucipo y de Demócrito y publica su teoría atómica; en dicha teoría sugiere:

-Postulados:

1. -Los elementos están formados por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos.

2. Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad

física o química

3. -En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribuición.

4. -Cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

5. También los elementos se pueden unir en diferentes proporciones y formar mas de un compuesto , tal es el caso del H y O para formar H2O y H2O2

MODELO DE DALTON

• DALTON CONSIDERABA AL ÀTOMO COMO UNA ESFERA SÒLIDA, PEQUEÑA, COMPACTA, INDIVISIBLE Y DE PESO FIJO.

En 1875 El físico Inglés William Crookes

• Ideo un tubo con vacío perfecto que permitía estudiar con mayor facilidad el paso de la corriente eléctrica a través del vacío. A partir de éste queda claro que la corriente eléctrica se origina en el cátodo y viajaba hasta ánodo. Dejando una estela de luz luminiscente.

En 1876, el físico alemán Eugen Goldstein descubre los protones

• En aquella época nadie sabía lo que era la corriente eléctrica, Goldstein llama a ese flujo rayos catódicos

• Y en 1886 descubre detrás del tubo de rayos catódicos una luminosidad. La cual asocio con cargas positivas, a las que llamó protones debido a que la carga del cátodo es negativa.

TEORÌA DE THOMSON

• EN 1898.THOMSON DESCUBRE LOS ELECTRONES EN EL ÀTOMO ATRAVES DE LOS RAYOS CATÒDICOS.

• DEMOSTRÒ QUE LOS RAYOS CATODICOS ERAN PARTÌCULAS NEGATIVAS.

• FUE STONEY QUIEN LE DA EL NOMBRE DE ELECTRONES A ÈSTAS CARGAS NEGATIVAS

MODELO DE THOMSON

• THOMSON SUPONE QUE EL ÀTOMO ESTA CONSTITUIDO POR ELECTRONES QUE SE MUEVEN EN UNA ESFERA CON CARGA POSITIVA.

• ADEMAS SU MODELO LO ASOCIA CON EL BUDIN DE PASAS.

En 1896 H. Bequerel

• PARTÍCULAS α SON NÚCLEOS DE HELIO ( +)

• PARTÍCULAS β TIENEN CARGA (- )

• RAYOS γ SIN CARGA

CON SUS EXPERIMENTO CON PECHBLENDA DESCUBRE LA RADIACTIVIDAD

PROPIEDAD QUE TIENEN CIERTAS PARTÍCULAS COMO:

TEORÌA DE RUTHERFORD

• EN 1911,DESCUBRE EL NÙCLEO EN EL ÀTOMO ATRAVES DE SU EXPERIMENTO DE LAS LAMINILLAS DE ORO

MODELO DE RUTHERFORD• LA MASA DEL ÀTOMO ESTA CONCENTRADA EN

EL NÙCLEO

• EL DIÀMETRO DEL NÙCLEO ES 10-4 VECES EL DEL ÀTOMO.

• LOS ÀTOMOS SON EN SU MAYOR PARTE ESPACIO VACIO

• LA CARGA POSITIVA DE LOS PROTONES DEL NÙCLEO SE ENCUENTRA COMPENSADA POR LA CARGA NEGATIVA DE LOS ELECTRONES, QUE ÈSTAN FUERA DEL NÙCLEO

• LOS ELECTRONES GIRAN A UNA ALTA VELOCIDAD ALREDEDOR DEL NÙCLEO Y ESTAN SEPARADOS DE ÈSTE POR UNA GRAN DISTANCIA.

• COMPARA SU MODELO CON EL SISTEMA PLANETARIO

EN EL MODELO ATÓMICO ACTUAL• En 1900 el físico alemán

Max Planck desarrollo una ecuación en la que relaciona la intensidad de la radiación con la longitud de onda.

• Desarrolla una teoría en la que sostiene que “la energía radiante generada por un sistema vibratorio no es de manera continua, sino que se emite en unidades discretas o cuantos de energía”

Se le considera creador de la teoría mecánica cuántica

TEORÌA DE BOHR

• LOS ELECTRONES SE ENCONTRABAN FUERA DEL NÙCLEO Y SOLO SE LOCALIZAN EN DEFINIDOS NIVELES DE ENERGÌA.

• A ESTOS NIVELES LES LLAMO ESTADOS ESTACIONARIOS, SIN EMBARGO, LOS ELECTRONES PUEDEN BRINCAR DE UN NIVEL DE ENERGÌA A OTRO Y AL HACERLO SE DESPRENDE O SE ABSORBE ENERGÍA EN FORMA DE FOTONES

• ESTABLECE TRAYECTORIAS CIRCULARES Y NIVELES CUANTIZADOS

• ESTA TEORÌA SOLO ES VALIDA PARA ELEMENTOS CON POCOS ELECTRONES

MODELO DE BOHR

• EL MODELO DE BOHR TAMBIEN SE ASEMEJA A UN SISTEMA PLANETARIO, SOLO QUE LOS ELECTRONES GIRAN EN DEFINIDOS NIVELES CUANTIZADOS DE ENERGÌA

MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD

• EN 1916 SOMMERFELD, INTRODUCE EL CONCEPTO DE SUBNIVELES PARA EXPLICAR LA UBICACIÓN DE LOS ELECTRONES EN LOS DIFERENTES NIVELES DE ENERGÍA, PROPUESTOS POR BOHR.

• EXPLICÓ QUE LOS NIVELES NO SOLO ERAN CIRCULARES SINO TAMBIEN ELÍPTICOS

• INDICADOS POR EL NÚMERO CUÁNTICO l SUBNIVELES: s,p,d y f

Modelo de Schrödinger

• El modelo actual del átomo fue desarrollado principalmente por Erwin Scrödinger, y en él describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias y se conoce como modelo mecánico cuántico ésta teoría se deriva de tres conceptos fundamentales:

• Los estados estacionarios de Bohr.

• La naturaleza dual del electrón propuesta por Luis de Broglie

• E l principio de incertidumbre de Heisenberg.

LOUIS DE BROGLIE

• En 1924 propuso que la luz podría tener propiedades ondulatorias además de propiedades de partícula, de ahí su naturaleza dual. Esta explicación sobre la naturaleza ondulatoria del electrón le valió el premio Novel en 1929.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG:

• El físico alemán que aportó a los conocimientos del átomo el principio de incertidumbre que dice:

• “ Es imposible conocer con exactitud perfecta los dos factores que gobiernan el movimiento de un electrón, su posición y su velocidad”

ESTRUCTURA BÁSICA DEL ATOMO

PARTÌCULAS SUBATÒMICASPartícula subatómica PROTÓN + NEUTRÓN 0 ELECTRÓN -

Símbolo p+ n0 e-

Masa uma 1.00727 1.00866 0.00055

Masa real 1.672 x 10-24g 1.674 x 10-24g 9.109 x 10-28g

Carga eléctrica en coulombs +1.6x 10 -19 sin carga -1.6x10 -19

Ubicación en el àtomo

En el núcleo atómico

En el núcleo atómico

Fuera del núcleo

Descubridor Goldstein Chadwick Thomson

Año 1886 1932 1897

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE SCHRÖDINGER

• SCHRÖDINGER CONSIDERÓ A ELECTRÓN COMO UNA ONDA Y DESARROLLÓ UNA ECUACIÓN MATEMATICA EN LA CUAL DESCRIBE TANTO SU COMPORTAMIENTO ONDULATORIO COMO DE PARTÍCULA, EN ESTA ECUACIÓN INTRODUCE LOS SIGUIENTES NÚMEROS CUÁNTICOS:

NÚMEROS CUÁNTICOS

Número Cuántico Rango de valores Describe

Principal, n 1, 2, 3, .... Nivel energético

Secundario, l, Desde 0 hasta n-1 Forma del orbital

Magnético, m Desde - l hasta + l Orientación espacial

Espín, s ± 1/2 Espín del electrón

n= PRINCIPAL

• VALORES= 1,2,3….7• DEFINE: NIVEL ENERGETICO

No. MAX. DE ELECTRONES

POR NIVEL N° e= 2n2

l= No. CUANTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL

• DETERMINA LA ENERGÍA ASOCIADA CON EL MOVIMIENTO DEL ELECTRÓN ALREDEDOR DEL NÚCLEO, POR LO TANTO INDICA EL TIPO DE SUBNIVELES .

s= SPHERICAL 1 orbital 2 e max

p= PRINCIPAL 3 orbitales 6 e max

d= DIFUSSE 5 orbitales 10 e max

f= FUNDAMENTAL 7 orbitales 14 e max

ORBITALES s Y p

ORBITALES d

ORBITALES f

MAGNÉTICO m

REPRESENTA LA ORIENTACIÓN ESPACIAL DE LOS ORBITALES CONTENIDOS EN LOS SUBNIVELES ENERGETICOS CUANDO ÉSTOS SE ENCUENTRAN SOMETIDOS A UN CAMPO MAGNÉTICO

DE GIRO O SPIN

• VALORES= +1/2, -1/2 • DEFINE: EL GIRO DEL ELECTRON

A FAVOR O EN CONTRA DE

LAS MANECILLAS DEL RELOJ

CONFIGURACIÓN ELECTRONICA

• REPRESENTACIÓN SIMBÓLICA DE LA DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES DE UN ÁTOMO EN LOS DIFERENTES SUBNIVELES (s,p,d y f)

• UTILIZANDO EL DIAGRAMA DIAGONAL

DIAGRAMA DIAGONAL

ORBITAL

• ES UN ESTADO DE ENERGÍA DENTRO DE UN ÁTOMO QUE PUEDE CONTENER COMO MÁXIMO:

2 ELECTRONES

EL ORBITAL SE PUEDE ENCONTRAR: VACIOSEMILLENOLLENO

El principio de exclusión de Pauli quiere decir que no puede haber dos electrones en un

mismo átomo con los cuatro valores de los números cuánticos iguales.

Dentro de cualquier átomo 2 electrones se aparearan , cuando sus números cuánticos n,m,l

sean iguales y sus números de spin sean + ½ y -1/2

REGLA DE HUND

• “LOS ELECTRONES TIENDEN A OCUPAR EL MÁXIMO NÚMERO DE ORBITALES EN UN SUBNIVEL DADO”

• EJEMPLO: 8 o

DIAGRAMA DE LEWIS

• ESTRUCTURA DE LEWIS:

• Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, aspas o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento. Ejm: