MODELO ATÓMICO DE LA

MATERIA.

Introducción.

■La idea de que la materia está constituida por átomos es muy

antigua. Ya los griegos, particularmente el filósofo Demócrito

de Abdera (460-370 a.C.), discípulo de Leucipo, supuso que

el átomo es la unidad más pequeña de toda la materia.

■Seguramente te resulta muy difícil aceptar que la materia está

hecha de unidades muy pequeñas indivisibles, llamadas

átomos. Para comenzar a reflexionar sobre este tema,

imagina que divides consecutivamente un trozo de “metal” en

pedazos cada vez más pequeños hasta llegar a un punto en

el cual ya no te sea posible proseguir con la subdivisión,

porque has encontrado una unidad material indivisible, ESTO

CORRESPONDE AL ÁTOMO.

La teoría atómica.

■¿Qué es?

■Corresponde a todos los postulados que describen las

características del átomo.

Los avances en el tiempo de la

teoría atómica. (1)

■Demócrito: Filósofo griego, Siglo V a.C.

■Fue el primero en postular la existencia del átomo.

“Los átomos (indestructibles o indivisibles) serían los

componentes de toda la materia”.

■Dalton: Químico matemático y filósofo inglés, 1808.

■Formuló una definición más precisa sobre los átomos.

■Marcó el comienzo de la química moderna al decir que:

“Los elementos están formados de átomos iguales entre sí,

pero distintos a todos los átomos de cualquier otro

elemento”.

“Los compuestos están formados por átomos de más de un

elemento que se mezclan en proporciones determinadas.

(Ley de las proporciones definidas)”

“En una reacción química nunca se crean ni se destruyen

los átomos. (Ley de Conservación de la materia)”

A partir de Dalton se considera

el átomo como: Unidad básica

de un elemento que puede

intervenir en una combinación

química. Hasta aquí se creía

que el átomo era lo más

pequeño que existía, pero

luego fueron descubiertas las

partículas subatómicas

(electrones, protones y

neutrones, en ese orden).

Los avances en el tiempo de la

teoría atómica. (2)

■Thomson:

■Físico británico (1856-1940)

■Descubrió existencia de los electrones en 1897.

■Descubrió carga negativa de los electrones

■Equipo empleado: tubo de rayos catódicos.

■Propuso un modelo: “Budín de pasas”

Los electrones están insertos

en una esfera y la carga

positiva está distribuida de

manera uniforme en toda la

esfera.

Los avances en el tiempo de la

teoría atómica. (3)

■R. A. Millikan: físico estadounidense encontró la carga y la masa del electrón (1908 y 1917).

■Carga electrón = -1.6*10-19C ■Masa electrón = 9.09*10-28g

■Rutherford: Físico neozelandés (1871-1937) ■Propuso que las cargas positivas se encontraban

concentradas en un conglomerado central dentro del átomo, al que denominó núcleo.

■El experimento consistía en hacer que una emisión de partículas α (emisiones de carga positiva) atravesara una lámina de oro. El resultado fue que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviación, mientras que algunas experimentaban una ligera desviación y otras simplemente se devolvían.

■“la desviación es por repulsión entre cargas, y por tanto, la existencia de partículas positivas al interior del núcleo”

■Las partículas del núcleo que tienen

carga positiva se llaman protones

■Chadwick: Físico británico (1891-1972)

■En 1932 proporcionó la prueba sobre la existencia de los

neutrones.

■“Hay otras partículas subatómicas, pero el electrón, el

protón y el neutrón, son los tres componentes

fundamentales del átomo que son importantes para la

química”.

■Albert Einstein (1879-1955):

■Resolvió el misterio del efecto fotoeléctrico.

■El trabajo de Einstein preparó el camino para que Niels

Bohr solucionara otro misterio de la física del Siglo XIX: los

espectros de emisión de los átomos. A partir de una

explicación teórica sobre espectro de emisión del átomo de

Hidrógeno, en 1913, Bohr propuso su modelo atómico.

Bohr: Físico danés (1885-1962)

■Los electrones no están localizados arbitrariamente alrededor

del núcleo del átomo, sino que se organizan en envolturas de

electrones específicas. Cada envoltura tiene una capacidad

limitada de electrones y a medida que las envolturas más

internas se llenan, los electrones adicionales se van situando

en envolturas más distantes.

■Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas

circulares de energía definida.

■Las órbitas descritas por un electrón o por un grupo de ellos,

se encuentran a una determinada distancia del núcleo. Así,

cuanto más lejos se encuentre un electrón del núcleo, mayor

será su energía.

■Los electrones juegan un papel fundamental dentro del

átomo: son los responsables de los cambios químicos y de

que la energía se libere o se absorba.

Modelo mecánico cuántico:

(Modelo actual)

■La mecánica cuántica nace a partir de la ecuación de

Schrödinger, para el átomo de hidrógeno, 1926.

■Los electrones no tienen una trayectoria fija alrededor del

núcleo, sino que lo envuelven formando una nube difusa

de carga negativa.

■La nube cargada tiene distintas densidades, siendo más

densa en algunas zonas que en otras.

■Se conoce como orbitales atómicos a las zonas donde

existe una mayor probabilidad de encontrar electrones.

■A los protones y neutrones presentes en el núcleo se les

debe casi toda la masa atómica.

Número atómico (Z) y Número

másico (A)

■Número atómico (Z)

■Es el número de protones en el núcleo de cada átomo de

cierto elemento.

■Número másico (A)

■Es el número total de protones y neutrones presentes en el

núcleo de cada átomo de determinado elemento. En otras

palabras:

■A = número de protones + número de neutrones.

X Número másico A

Número atómico Z

Por definición,

los átomos son

neutros (carga

cero).

Si tienen carga,

se les llama ion.

Números cuánticos.

■N. C. principal (n): valores enteros de uno hacia arriba.

■Nos señala el nivel en que se encuentra el orbital, y

representa una distancia promedio desde el electrón hasta

el núcleo.

■A mayor valor de n mayor es la distancia promedio al

núcleo.

■N. C. del momento angular (ℓ): valores entre 0 y n-1.

■Nos indica la forma del orbital

■N.C. magnético (mℓ) (m): valores entre - ℓ…0…+ ℓ

■Nos indica la orientación que tiene el orbital al someter el

átomo a un campo magnético fuerte.

■Número cuántico de espín (ms): Su valor es +1/2 o -1/2.

■Describe el comportamiento de un electrón específico.

n =1 ℓ = 0 (s) n= 4 ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

ℓ = 2 (d)

ℓ = 3 (f)

n= 2

ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

n= 3

ℓ = 0 (s)

ℓ = 1 (p)

ℓ = 2 (d)

Orbitales s Orbitales p Orbitales d

ℓ = 0 m=0 ℓ = 3 m = -

3

m = -

2

m = -

1

m =

0

m =

+1

m =

+2

m =

+3

ℓ = 1 m =

-1

m =

0

m =

+1

ℓ = 2 m = -2

m = -1

m = 0

m = +1

m = +2

Configuración electrónica.

■Es la distribución más estable, y por tanto, más probable de

los electrones en torno al núcleo.

■Principio de relleno o Aufbau.

■Los electrones entran en el átomo en los distintos

orbitales de energía ocupando primero los de menor

energía (“LEY DEL MÍNIMO ESFUERZO”).

■Principio de exclusión de Pauli.

■No pueden existir dentro de un átomo dos electrones

con sus 4 números cuánticos iguales. En un orbital sólo

puede haber 2 electrones con spines diferentes.

■Principio de Hund o de máxima multiplicidad.

■Un segundo electrón no entra en un orbital que esté

ocupado por otro mientras que haya otro orbital

desocupado de la misma energía (o sea, igual los

valores de n y l).

Subnivel N° orbitales N° e-

S 1 (l = 0) 2

P 3 (l = -1,0,+1) 6

D 5 (l = -2+1,0,1,2) 10

F 7 (l =-3,-2,-1,0,1,2,3) 14

■“En cada orbital sólo caben

2 electrones”.

Si realizan la configuración de todos los

elementos, notarán que los elementos

están agrupados de la siguiente

manera:

Ha hacer

configuraciones

electrónicas en pizarra.

Estructuras de Lewis.

■Resulta muy útil representar alrededor de los símbolos de los

elementos los electrones externos o de valencia, que son los

que determinan sus propiedades químicas.

Propiedades periódicas de los

elementos

■El sistema, tabla o cuadro periódico resume de manera

organizada y sistemática una enorme cantidad de

propiedades físicas, químicas y estructura electrónica de los

elementos

■Permite estimar las propiedades de los compuestos y predecir

las reacciones que ocurrirán entre los elementos.

■John Dalton inventó símbolos para los elementos químicos

y los ordenó en una tabla (NO ACTUAL).

■En la Antigüedad se conocían solo 7 elementos: hierro,

cobre, plata, oro, plomo, estaño y mercurio. Los demás

elementos fueron descubiertos en el curso del tiempo.

■Actualmente se conocen más de 110 elementos (naturales

y artificiales).

■La ubicación de los elementos en el SP se relaciona con el

número atómico.

Propiedades Periódicas

■Energía de ionización.

■Es la energía mínima necesaria para

que un átomo gaseoso en su estado

fundamental un electrón y obtenga un

ión positivo gaseoso en su estado

fundamental.

■Na (g) + energía Na+ (g) + e-

■Radio atómico.

■Es el radio de un átomo, se mide en

una molécula diatómica con un enlace

covalente.

■Afinidad electrónica (o electroafinidad)

■Un átomo puede captar un electrón y

formar un átomo cargado

negativamente denominado anión.

■F (g) + e- F- (g) + energía