11/12/2015 21:31:54José Mariano Cárdenas Méndez1.

21/04/23 10:19 p. m. José Mariano Cárdenas Méndez 1

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ContenidoEvolución del concepto de átomo*Antigua Grecia (4)*Modelo atómico de Dalton (5)*Modelo atómico de Thomson (10)*Modelo atómico de Rutherford (12)*Modelo atómico de Bohr (15)

Características del átomo (20)

Configuración electrónica (31)

Tabla Periódica de los Elementos (44)

Memoranda (53)

Bibliografía (54)

¿Cómo está formada la materia en su interior?

• Desde cinco siglos antes de Cristo los pensadores griegos venían haciéndose esta pregunta, acerca de cómo estaba constituida la materia en su interior.

• Algunos incrédulos como Aristóteles con su propuesta de los cuatro elementos: fuego, aire, agua y tierra.

• Epicúreos, últimos exponentes griegos de atomismo. Cristianismo domina Europa y con ellos el atomismo sinónimo de paganismo (desaparece por 1000 años)

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Evolución del concepto de átomo

• Antigua Grecia

Hacia los siglos tercero y primero a. C. algunos pensadores griegos como Demócrito, Epicuro y Lucrecio, creían que la materia estaba formada por partículas indivisibles e indestructibles llamadas átomos.

La palabra átomo se deriva del griego άτομον que literalmente significa “sin cortar”, es decir indivisible

• Demócrito (V a.C.) introduce el término de átomo como la parte más pequeña de la materia.

ÁTOMO

sin división

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Modelo atómico de John Dalton

John Dalton (1766-1844)

Nació en Eaglesfield,

Inglaterra

A principios del siglo XIX

formuló su modelo atómico

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Modelo atómico de Dalton

• La materia se compone de partículas muy pequeñas llamadas átomos

• Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí

• Diferentes elementos están hechos de diferentes átomos

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• Los compuestos se forman por la combinación de dos o más átomos de diferentes elementos

• Los átomos son indivisibles y conservan sus propiedades

• En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples

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John Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos de los diferentes elementos (conocidos en aquella época):

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¿Cuáles fueron las representaciones de Dalton para el agua y el monóxido de carbono?

CRITICA A LA TEORIA DE DALTON!!!!

ÁTOMOS INDIVISIBLES

ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO IDENTICOS EN MASA Y PROPIEDADES

?

• En la última década del siglo XIX y comienzos del XX se precipitaron una serie de descubrimientos que dejaron en evidencia la teoría de la indivisibilidad atómica.

• Estos descubrimientos dieron lugar a los diferentes modelos atómicos.

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Modelo atómico de J. J. Thomson

Joseph John Thomson (1856-1940)

Nació en Lancashire,

Inglaterra

A finales del siglo XIX

descubrió el electrón

Modelo de Thomson (1897)

• Se basó en su experiencia ,con el tubo de descarga.

• En el interior existe un gas sometido a una diferencia de potencial.

• Desde polo negativo (cátodo) se emite una radiación hacia el polo positivo (ánodo).

• La radiación es emitida por el gas.

• Si la radiación viaja en sentido del cátodo(-) al ánodo(+),su naturaleza será NEGATIVA.

• Además estará formada por partículas discretas al terminar impactando en forma de chasquidos en la placa del final del tubo.

• Se había descubierto una partícula constitutiva de la materia :EL ELECTRÓN.

Modelo de Thomson

El átomo posee partículas negativas llamada electrones.

Intuía ,dada la neutralidad de la materia, la existencia de carga positiva en el átomo.

Por tanto,anuncia que el átomo es “Una esfera maciza cargada positivamente y en su interior se distribuyen los electrones”

sandía (Pepitas=electrones. Fruto: átomo cargado positivamente)

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Modelo atómico de Thomson

• “El átomo está constituido de una esfera con carga positiva uniforme dentro de la cual se encuentran inmersos electrones, de tal forma que el átomo es eléctricamente neutro”

Pudín de pasas

http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Plum_pudding_atom.svg

Descubrimiento del protón

• En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, empleando un tubo catódico con un cátodo perforado, descubrió una nueva radiación, que fluía por los orificios del cátodo en dirección opuesta a la de los rayos catódicos.

• Se le denominó "rayos canales".• Puesto que los rayos canales se mueven en

dirección opuesta a los rayos catódicos de carga negativa , ésta era de naturaleza positiva.

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Modelo atómico de Ernest Rutherford

Ernest Rutherford (1871-1937)

Nació en Nueva Zelanda

A principios del siglo XX

propone su modelo atómico

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Modelo atómico de Rutherford

• La carga positiva del átomo se coloca en su centro

• Asimismo, en el centro está la mayor parte de la masa del átomo

• De esta forma nace el concepto de núcleo atómico

Modelo de RUTHERFORD.• Rutherford bombardeó una fina

lámina de oro con partículas alfa (núcleos de Helio, provinientes de la desintegración del Polonio).

• Observó que la mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial.

• Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thomson.

• Rutherford supuso que dichas desviaciones provenían de una única interacción entre la partícula proyectil y el átomo.

• Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío

• El rebote de las partículas indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa de la masa.

MODELO DE RUTHERFORD.

El modelo propuesto por Rutherford considera el átomo como una esfera con un gran espacio desocupado y en el centro se encuentra un núcleo diminuto y extremadamente denso que contiene toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa. Los electrones se encuentran distribuidos ampliamente en el espacio restante.

Invalidación del modelo de Thomson en base a la experiencia

de Rutherford.

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Modelo atómico de Rutherford

• Los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo del átomo, así como los planetas giran alrededor del Sol

Modelo atómico planetario

En 1860,los físicos alemanes Bunsen y Kirchoff descubrieron que cada átomo, sin importar su estado al ser calentado emite una luz con colores característicos.

En 1913, el físico danés Bohr explicó la existencia de espectros atómicos suponiendo que los electrones no giran en torno al núcleo atómico de cualquier forma, sino que las órbitas de los electrones están cuantizadas.

Los electrones se organizan en niveles energéticos que tienen una capacidad limitada.

Análisis de una llama

Al encender un mechero bunsen obtenemos una llama de color azul intenso.

Llama verde Llama naranja Llama roja

¿Y si pulverizamos la llama con una disolución de distintos compuestos?

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Modelo atómico de Niels Bohr

Niels Bohr (1885-1962)

Nació en Copenhage,

Dinamarca

Su modelo atómico

le hizo merecedor del

Premio Nobel de Física en 1922

Descubrimiento del neutrón.

• Investigando las diferencias entre el número de protones y la masa del átomo ,descubrió una nueva partícula: EL NEUTRÓN.

• Poseen masa similar al protón.• Sin carga eléctrica.• El neutrón permite explicar la estabilidad de los

protones en el núcleo del átomo, manteniéndolos “unidos”, y por tanto justificando la no repulsión de estos en dicho núcleo, a pesar de poseer el mismo signo de carga (+).

El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En espectros realizados a otros átomos se observó que los electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.

En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en órbitas elípticas. Todavía Chadwick no había descubierto los neutrones, por eso en el núcleo sólo se representan, en rojo, los protones.

Se inicia con los estudios del físico francés Luis De Broglie (Premio Nobel de Física, 1929). Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de onda y corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Esta propuesta constituyó la base de la "MECÁNICA CUÁNTICA".

A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (onda y partícula), surgió el principio enunciado por WERNER HEISENBERG, conocido también como "PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE", que dice:

"Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón."

Es la región del espacio en la cual existe mayor probabilidad de encontrar al electrón (debido a su comportamiento como onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad), por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrarlo en cierto momento y en una región dada en el átomo.(reempe)

Representación de un orbital donde se encuentra al electrón. En ellos existe un 90-99% de probabilidad de encontrar al electrón.

En la figura se representa un ORBITAL "s"

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Modelo atómico de Bohr

• Las órbitas electrónicas son niveles con valores enteros (n=1, n=2, n=3, etc.)

• No puede haber niveles intermedios

• Cuando un electrón “salta” de un nivel superior a un nivel inferior, libera energía en forma de fotones

• Para que un electrón “salte” de un nivel inferior a un nivel superior necesita absorber energía

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Modelo atómico de Bohr

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• Posteriormente se descubrió nuevas partículas en el núcleo:

• Protón: partícula cargada positivamente• Neutrón: partícula sin carga

• De esta forma se supo que el átomo está constituido por un núcleo, en el cual hay protones y neutrones; también está constituido por electrones que giran alrededor del núcleo

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Modelo Atómico Bohr - Sommerfeld

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En el año de 1916, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:•Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares.•A partir del segundo nivel energético existen 2 o mas subniveles.•El electrón es una corriente eléctrica minúscula.•Sommerfeld introdujo un parlamento llamado numero azimutal, que designo con la letra "l".

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Arnold Sommerfeld (1868 - 1951)

Modelo atómico actual

Edwin Schrödinger

El modelo mecánico-cuántico establece que los electrones se encuentran alrededor del núcleo ocupando posiciones más o menos probables.

Un orbital es una región del espacio en la que existe una probabilidad elevada (superior al 90 %) de encontrar al electrón.

Modelo de BohrModelo

mecánico-cuántico

1s

2s

3sr → distancia al núcleo

Pro

babi

lida

d

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Modelo Atómico Dirac - Jordan

En 1928 Dirac logro una descripción cuanti-relativista del electrón, prediciendo la existencia de la antimateria.En las ecuaciones de Dirac y Jordan aparece el cuarto parámetro con característica cuántica, denominado s, además de los ya conocidos n, l, y m.

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Características del átomo

• El átomo se define como la unidad más pequeña de un elemento y está formado por:

• Electrones: partículas con carga -1 (negativa) y masa de 9.1 ×10-31 kg, se encuentran alrededor del núcleo

• Protones: partículas con carga +1 (positiva) y masa de 1.672 ×10-27 kg, se encuentran en el interior del núcleo

• Neutrones: partículas sin carga y masa de 1.674 ×10-27 kg, se encuentran en el interior del núcleo

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• El número atómico (Z) es el número de protones que hay en el átomo

• El número de electrones en un átomo es igual a su número de protones

• El número de masa es la suma de los protones y neutrones del núcleo de un átomo

• Estos tres números siempre son números enteros

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Por ejemplo: el átomo del elemento helio (He) tiene dos protones y dos neutrones en su núcleo, de esta información se sabe que:

• El número atómico del He es 2 (dos protones) Z = 2• El número de masa del He es 2 + 2 = 4 (protones + neutrones)• El helio tiene dos electrones alrededor del núcleo

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• Otros ejemplos:

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• Otros ejemplos:

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• El número de protones de un átomo de determinado elemento es siempre el mismo, es decir, ES INVARIABLE. Por ejemplo, todos los átomos de helio tienen dos protones en su núcleo, todos los átomos de carbono tienen seis protones en su núcleo, etc.

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• Sin embargo el número de neutrones SÍ PUEDE VARIAR.

• Por ejemplo, se dijo que todos los átomos de carbono tienen seis (y nada más seis) protones en su núcleo, Z = 6.

• Sin embargo hay átomos de carbono que tienen seis neutrones en su núcleo (carbono-12), hay otros átomos de carbono que tienen siete neutrones (carbono-13) y otros que tienen ocho neutrones (carbono-14)

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• Los átomos que tienen el mismo número de protones (mismo número atómico), pero diferente número de neutrones (diferente número de masa), se denominan ISÓTOPOS

• Isótopos: átomos que tienen el mismo numero atómico pero diferente numero de masa. Ejemplo isótopos del Hidrogeno (hidrogeno, deuterio y tritio).

11H 2

1H 31H

• Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo.

• Si conocemos el número de masa y el número atómico podemos calcular el número de neutrones que seria igual:

Número de neutrones = Número de masa - Número atómico

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• Por ejemplo: el hidrógeno tiene tres isótopos, el hidrógeno-1, el hidrógeno-2 (llamado deuterio) y el hidrógeno-3 (denominado tritio)

• El hidrógeno-1 tiene un protón y cero neutrones (más del 99% del hidrógeno existente es hidrógeno-1)

• El hidrógeno-2 o deuterio tiene un protón y un neutrón

• El hidrógeno-3 o tritio tiene un protón y dos neutrones (menos del 1% del hidrógeno existente es deuterio y tritio)

• Para todos Z = 1

Isótopos del Hidrógeno

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• Otros ejemplos de isótopos (se muestra solamente los núcleos):

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• La masa atómica (o peso atómico) se define como la masa promedio de todos los isótopos naturales de los átomos de un mismo elemento

• Por eso la masa atómica son números decimales y no enteros, además la masa atómica es un número cercano al número de masa.

Ejemplos:• Masa atómica del hidrógeno: 1.00797g / mol• Masa atómica del helio: 4.0026 g / mol• Masa atómica del carbono: 12.01115 g / mol

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Configuración electrónica

• Gracias a diversos estudios se pudo determinar de qué manera estaban ordenados los electrones alrededor del núcleo

• La conclusión más importante consistía en que los electrones se distribuían por determinados niveles (n=1, n=2, etc.), con la particularidad de que cada nivel contiene un número estrictamente limitado de electrones

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• El número estrictamente limitado de electrones se determina con la fórmula 2n2, donde n es el nivel.

De acuerdo con esta fórmula, el número máximo de electrones en cada nivel se da en la siguiente tabla:

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• Esto quiere decir que en la primera órbita cabe, como máximo, dos electrones. En la segunda órbita pueden estar ocho electrones como máximo. En la tercera órbita no cabe más de dieciocho electrones, etc.

• Por ejemplo, en el neón, cuyo número atómico es 10 (tiene 10 protones), y por lo tanto tiene 10 electrones, los electrones se distribuyen de la siguiente manera:

NeónNivel 1: máximo 2 electronesNivel 2: máximo 8 electronesTotal de electrones: 10

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• Posteriormente, se supo que existen subniveles electrónicos; esto quiere decir que cada nivel, a su vez, está compuesto de otros niveles.

• Estos subniveles se denominan orbitales, y se

denotan como s, p, d, f

• También se supo que los electrones se acomodan por pares (están apareados)

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• El orbital s contiene como máximo dos electrones

• El orbital p contiene como máximo seis electrones

• El orbital d contiene como máximo diez electrones

• El orbital f contiene como máximo catorce electrones

Cada flecha representa un electrón

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• De esta forma, es posible anotar qué orbitales electrónicos están en los diferentes niveles

Obsérvese que se sigue cumpliendo la fórmula 2n2

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• La configuración electrónica es la forma en la cual están ordenados los electrones en los niveles y subniveles del átomo

• Cada elemento tiene una configuración electrónica definida

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• Sin embargo, este orden de los electrones no es lineal, sino escalonado. El orden sigue la regla de las diagonales, la cual fue propuesta por el químico mexicano Jaime Keller en 1956

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• De acuerdo con las diagonales de Keller, el orden en el que se van acomodando los electrones en los elementos químicos es el siguiente:

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• ¿Cómo se construye la configuración electrónica de un elemento químico?

Por ejemplo: lantano

Paso 1. Observar en una Tabla Periódica su número atómico (ver diapositiva 52). Para el lantano Z = 57

Paso 2. El lantano tiene 57 protones, entonces tiene 57 electrones

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Paso 3. Acomodar los 57 electrones empleando la regla de las diagonales de Keller (ver diapositivas 38 y 39)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1

Configuración electrónica teórica del lantano Z = 57

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De acuerdo a la configuración electrónica anterior, los 57 electrones del átomo del elemento lantano están acomodados de la siguiente forma (incluyendo niveles y subniveles):

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• Ejemplo: Construya la configuración electrónica para los elementos del hidrógeno al neón

• Solución:

Obsérvese que los orbitales s tienen dos electrones como máximo y los orbitales p tienen seis electrones como máximo

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Tabla Periódica de los Elementos

• En 1869 Dmitri Mendeleiev (1834-1907), químico ruso nacido en Siberia, hizo una de las mayores contribuciones a la química, al ordenar los elementos químicos en la Tabla Periódica de los elementos

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Actualmente se conocen alrededor de 110 elementos, algunos de ellos sintetizados por el ser humano. La Tabla Periódica, en general, tiene la siguiente forma:

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Un elemento se define como aquella sustancia que no puede descomponerse en sustancias más simples mediante métodos químicos ordinarios

Existen dos tipos de elementos:

No metales: carbono, oxígeno, cloro, nitrógeno, azufre, etc.

Dentro de los no metales se encuentran los metaloides, los cuales son elementos que a veces presentan propiedades metálicas (boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio, polonio y astato).

Otro grupo de los no metales son los gases nobles o gases inertes: helio, neón, argón, criptón, xenón y radón

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Tabla periódica de los elementos

• Características de los no metales

• Algunos son sólidos a temperatura ambiente, como el yodo. Otros son gaseosos como el oxígeno. El único líquido es el bromo

• No tienen brillo• Los sólidos son quebradizos• Son malos conductores del calor y de la

electricidad

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• El otro tipo de elementos son los metales. La mayor cantidad de los elementos en la Tabla periódica son metales. En la siguiente Tabla se muestra la cantidad de cada uno de los tipos de elementos

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• Características de los metales

• Son sólidos excepto el mercurio, el cual es líquido

• Tienen brillo y reflejan la luz• Son maleables y dúctiles• Son buenos conductores del calor y de la

electricidad

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• En la Tabla Periódica las columnas se denominan grupos o familias (vertical), hay 18 grupos en total; los renglones se denominan períodos (horizontal), hay siete períodos en total

• Ejemplo:

Grupo 1A

Cuarto Período

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Algunos grupos de la Tabla Periódica tienen nombres especiales:

Grupo 1A: Metales alcalinos (excepto el hidrógeno)Grupo 2A: Metales alcalinotérreosGrupo 7A: HalógenosGrupo 8A: Gases nobles o inertesDel grupo 1B al VIIIB: Metales de transiciónLos dos períodos que se encuentran en la parte inferior,

aislados del resto de la Tabla, se llaman Tierras Raras. Del elemento 57 al 70 se denominan lantánidos y del 89 al 102 son actínidos

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La Tabla Periódica de los elementos puede variar en cuanto a la información que contiene, algunas tablas traen sólo la información más elemental y otras tienen algunos otros datos de cada elemento (radio atómico, electronegatividad, configuración electrónica, etc.)

En cualquier Tabla Periódica se da la siguiente información, la cual es la más importante para cada uno de los elementos:

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Memoranda

Aprenderse de memoria los siguientes conceptos: átomo, electrón, protón, neutrón, núcleo, número atómico, número de masa, isótopo, masa atómica, configuración electrónica, elemento y tipos de elementos.

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BibliografíaChemistry. Departament of Chemistry Fundamentals Handbook: 1993

(Versión electrónica)

Cruz D., Chamizo J., Garritz A. Estructura atómica. Un enfoque químico. Addison-Wesley: 1991

Gladkov K. La energía del átomo. Ediciones en Lenguas Extranjeras: Sin fecha

Karapetiants M., Drakin S. Estructura de la sustancia. Mir-Moscú: 1979

Petriánov I., Trífonov D. La magna ley. Mir-Moscú: 1981

Rincón Arce A., Rocha León A. ABC de química. Primer curso. Herrero: 1976

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