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El modelo de átomo INTERACTIVEBOOK - Física y Química 4º ESO

McGraw-Hill Education

INDICE 1. El modelo de átomo

1.1. Dalton

1.2. Thomson: Descubrimiento del electrón.

1.3. Rutherford:

1.3.1. Radioactividad

1.3.2. Experiencia de Rutherford

1.3.3. Partículas subatómicas: Z, A.

2. Niels Bohr y la cuantización

3. Modelo cuántico

4. Configuración electrónica

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1. El modelo de átomo 1.1. Dalton

• 1808 : Teoría atómica

• La materia está formada por partículas muy

pequeñas llamadas átomos, que son

indivisibles y no se pueden destruir.

• Los átomos de un mismo elemento son

iguales entre sí, tienen el mismo peso e

iguales propiedades.

• Los átomos de diferentes elementos tienen

peso diferente.

• Los átomos permanecen indivisibles cuando

se combinen en las reacciones químicas.

New System of Chemical Philosophy

1.2. Thomson: Descubrimiento del electrón

• Descubrimiento del electrón, en 1897, por J. J. Thompson:

Experiencias en los tubos de descarga

• Su masa es muy pequeña: 9,11 · 10-31 kg.

• Su carga es negativa y la más pequeña conocida. Se la

considera la carga unidad.

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Modelo de Thomson

1.3.1. Radioactividad (Becquerel 1896)

• Son radiaciones similares a los rayos X pero emitidas espontáneamente por algunas sustancias (uranio).

• Muy ionizantes y penetrantes.

• Pueden ser de varios tipos: • Rayos (núcleos de He: carga = +2; masa= 4 u)

• Rayos (son cargas negativas procedentes del núcleo por descomposición de un neutrón en protón + electrón).

• Rayos (radiaciones electromagnéticas de alta frecuencia)

masa

penetra

ción

1.3. Rutherford

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1.3.1. Experiencia de Rutherford

• Libro de texto pág. 36

https://www.youtube.com/watch?v=wzALbzTdnc8

Modelo de Rutherford

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1.3.3. Partículas subatómicas: Z, A.

• Descubrimiento del protón, en 1919, por Ernst Rutherford.

• Su carga es igual que la del electrón, pero positiva.

• Su masa es mucho mayor, casi dos mil veces más. Se la considera la masa unidad en el átomo.

• Descubrimiento del neutrón, en 1932, James Chadwick. • No tienen carga.

• Su masa es prácticamente la misma que la del protón.

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• Número atómico (Z): es el número de protones que tiene un átomo. Es distinto para cada elemento.

• Isótopos: son átomos del mismo elemento que difieren en el nº de neutrones (N).

• Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo atómico. (A = Z + N)

Símbolo. Ejemplo: Cl

A

Z

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2. Niels Bohr y la cuantización Libro de texto pag. 37

• Problemas modelo de Rutherford: •Colapso atómico (video)

•Espectros atómicos (Ensayo a la llama)

• Postulados de

Bohr basados en

la teoría cuántica

de Planck (E=h.)

Espectro de absorción del H

Espectro de emisión del H

Espectro de emisión del

He

Espectro de emisión del

Li

Espectro de emisión del

Be

Espectro de emisión del B

Espectro de emisión del C

Espectro de emisión del N

Espectro de emisión del O

Espectro de emisión del F

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2. Niels Bohr y la cuantización Libro de texto pag. 37

• Simulador • Los electrones giran alrededor del núcleo únicamente en órbitas

permitidas (radios cuantizados y energía cuantizada ).

𝑟𝑛 = 𝑛2 · 𝑟𝑂 𝐸𝑛 = −𝐸𝑜

𝑛2

• Cada línea espectral se correspondería con un salto de una órbita a otra para lo cual precisa una cantidad exacta de energía que se corresponde con una determinada frecuencia.

• La energía absorbida por un electrón al pasar a un nivel superior (átomo excitado) es la misma que emite cuando vuelve a su orbital.

• Actividades: Pág. 37: 1, 2, Pág. 66: 1, 2

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3. Modelo cuántico Libro de texto pag. 38

• Problemas modelo de Bohr: •Solo explica los espectros de los átomos monoelectrónicos, como H, He+, Li2+.

• Principio de incertidumbre de Heisenberg.

• Orbital: región del espacio donde existe una

elevada probabilidad de encontrar al electrón.

• Definen el orbital tres números cuánticos (n, , m )

• Números cuánticos soluciones de una ecuación

matemática

3. Modelo cuántico

• Números cuánticos

Capa n = 1, 2, 3….

Órbitas de Bohr

Número cuántico principal Número cuántico secundario

Subcapa l = 0, 1…n-1

Forma del orbital

Número cuántico magnético

Orientación del orbital

m = - l …..0…..+l

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3. Modelo cuántico

1s

Números cuánticos (n,l,m)

2s

2p

(1,0,0)

(2,0,0)

(2,1,-1) (2,1,0) (2,1,1)

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

Orbitales

(3,0,0)

(3,1,-1) (3,1,0) (3,1,1)

(3,2,-2) (3,2,-1) (3,2,0) (3,2,1) (3,2,2)

(4,0,0)

(4,1,-1) (4,1,0) (4,1,1)

(4,2,-2) (4,2,-1) (4,2,0) (4,2,1) (4,2,2)

(4,3,-3) (4,3,-2) (4,3,-1) (4,3,0) (4,3,1) (4,3,2) (4,3,3)

http://perso.wanadoo.es/cpalacio/NumerosCuanticos12.htm http://www.youtube.com/watch?v=RXYakaXEM7M (La tristeza de ser un electrón)

3. Modelo cuántico

• Un electrón está definido por 4 números cuánticos:

• s: Número cuántico espín.

• Sólo puede tener dos valores +1

2 , −

1

2

No pueden existir en un átomo dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales entre sí. En el mismo orbital solo pueden existir, como máximo, dos electrones y con spines opuestos.

n, , m , s

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4. Configuración electrónica • Configuración electrónica: Organización de los electrones

en los orbitales

RECUERDA: En el mismo orbital solo pueden existir, como máximo, dos electrones y con spines opuestos.

Practicamos????

Actividades: Pág. 39: Ejemplo resuelto, 3 y 4.

Orden de llenado de mayor a menor energía potencial.

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4d10 4f14

5s2 5p6 5d10 5f14

6s2 6p6 6d10 6f14

7s2 7p14………….