EL ATOMO Empedocles (440 A.C): la materia está formada por 4 elementos; tierra, aire, agua y fuego. Demócrito (400 A.C): la materia se divide en partículas pequeñas, indivisibles, llamadas átomos. Teoría atómica de Dalton: (1803-1810): (1766-1844)

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

2. Los átomos de un mismo elemento son semejantes en masa y tamaño.

3. Atomos de distintos elementos tienen masa y tamaños diferentes.

hidrógeno oxígeno

4. Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de elementos diferentes.

5. Los átomos se combinan para formar compuestos, en

relaciones numéricas sencillas, como 1:1; 2:2; 2:1....... 6. Los átomos de dos elementos se pueden combinar en

diferentes proporciones para formar mas de un compuesto.

Modelo atómico de Thomson: (1897) Experimentos de Descarga Eléctrica:

1. En un tubo de vidrio con un gas a baja presión, al someter el gas a una descarga eléctrica, se pudo observar que salían rayos que se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.

2. Al interponer un objeto metálico opaco en el camino de los

rayos, observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. Esto indicaba que los rayos partían del cátodo.

3. Al interponer una pequeña rueda en el camino de los rayos,

observó que esta giraba como consecuencia del paso de los rayos. Esto indicaba que los rayos poseían masa.

4. Al interponer un campo magnético, comprobó que los rayos se

desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Esto indicaba que los rayos eran partículas negativas.

Estos fueron los primeros hechos experimentales que permitieron el descubrimiento del Electrón. Carga / masa = 1,76 x108cb/g (Premio Nóbel). Millikan carga = 1,6x10-19 cb (P.N. 1923) (-) (+) (-)

Al intercalar un electrodo negativo perforado, se observó que otras partículas se dirigían al electrodo perforado, lo atravesaban hasta llegar al electrodo negativo. Eugen Goldstein (1850-1930)

Tenían las mismas características de los electrones pero con carga opuesta: Protones (rayos canales)

Thomson: ( 1903)"El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva, en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones)"

Henri Becquerel 1896 (1852-1908)

• Descubridor de la radiación invisible de alta energía.

• Pechblenda (U3O8)

Ernest Rutherford 1898 (1871-1937)

• Identifica tres tipos de radiación: los rayos alfa, rayos beta y rayos gamma.

Partículas alfa

Conductor de colisiones

Lámina de oro Pantalla

fluorescente

Como las partículas alfa eran de carga positiva, estas serían rechazadas cuando en su trayectoria se encuentran una masa de carga positiva

Modelo Atómico de Rutherford:

Rutherford: sugiere que el átomo se parecía a un sistema solar en miniatura, con las cargas positivas (protones) concentradas en un conglomerado central (núcleo) y los electrones girando alrededor.

Este modelo no explicaba algunos hechos de la física clásica: 1. Toda partícula como el electrón, cuando gira sobre su órbita, emite energía. Al perder energía iría acercándose al núcleo hasta precipitarse sobre él y desintegrarse.

El neutrònJames Chadwick1932 (1891-1974)

P.N. 1935• Bombardeo con

partículas alfas una delgada hoja de berilio, descubriendo los neutrones

Partículas Sub-atómicas:

Partícula Masa / g Carga /Cb Unidad de carga

relativa Protón (p+) 1,673x10-24 + 1,6x10-19 + 1 Neutrón (nº) 1,675x10-24 0 0 Electrón (e-) 9,110x10-28 - 1,6x10-19 -1

Número atómico (Z): número de protones (en un átomo neutro p+ = e-). Número másico (A): número de protones más neutrones.

Ejemplos: K (z=19) : 19 protones y 19 electrones. K+ : 19 protones y 18 electrones. O (Z=8) : 8 protones y 8 electrones. O-2 : 8 protones y 10 electrones. N (Z=7 y A=14) : 7 protones; 7 electrones y 7 neutrones He (Z=2 y A=4) : 2 protones; 2 electrones y 2 neutrones

Isotopos

• Son las distintas formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su numero màsico debido a que poseen distinto numero de neutrones.

Ejercicio

• Indique el numero de protones, neutrones y electrones en cada una de las siguientes especies: A) 11

5B, b) 19980Hg, c)200

80Hg, d) 7935Br -, e)24

12Mg++

• LABORATORIO

Definiendo el modelo atómico actualRadiación electromagnética

Características de las ondas

• Longitud de onda

LAMBDA

• Frecuencia

• Amplitud

Espectros de líneas

• Luz emitida por los elementos químicos, son como las huellas digitales que sirven para identificar a una persona.

Contradicciones en el modelo atómico

• Caída del electrón por emisión de energía radiante.

• Modelo Atómico de Bohr (1888-1962): 1913 P.N. 1922

• Principios cuanticos sobre emisión de energía

Max Planck (1858-1947)P.N. 1918

Teoría Cuàntica de la materia

“Una nueva verdad no triunfa por medio del convencimiento de sus oponentes, haciéndoles ver la luz, sino mas bien porque dichos oponentes llegan a morir y crece una próxima generación que se familiariza con ella”

Teoría cuàntica de Planck

• Cuanto: mínima cantidad de energía que puede ser emitida (o absorbida) en forma de radiación electromagnética.

• Eαν• E = hν• h tiene valor de 6,63x 10-34Js.• hν, 2 hν, 3 hν,…

El efecto fotoeléctrico (1905) (1879-1955)

• Albert Einstein ( Nobel 1921)

• Efoton = hν

“Soy en verdad un viajero solitario, y los ideales que han iluminado mi camino y han proporcionado una y otra vez nuevo valor para afrontar la vida han sido: la belleza, la bondad y la verdad.”

Paradoja

• La naturaleza dual de la luz (corpuscular y ondulatoria) no es exclusiva de la luz, sino es característica de toda la materia, incluyendo partículas submicrocopicas como los electrones, como se vera a continuación.

¿Qué es lo que ve?

Teoría de Bohr del átomo de hidrogeno

• Espectros de emisión: radiación emitida por las sustancias, ya sea continua o en forma de líneas.

Modelo Atómico de Bohr (1888-1962): 1913 P.N. 1922

Mantiene la estructura planetaria de Rutherford pero aplica principios de la química cuántica sobre la emisión de energía introduciendo una serie de restricciones al comportamiento del electrón.

Para postular su modelo se basó en el átomo de

hidrógeno.

Cuando la luz emitida por un gas se hace pasar a través de un prisma, se forma un conjunto de líneas brillantes de colores: espectro de líneas.

1. Estas líneas indican que la luz se emite sólo a ciertas longitudes de onda o frecuencia que corresponde a los colores específicos. A partir de esto, Bohr postula que los electrones tienen varias energías posibles que corresponden a diversas Orbitas en donde se encuentra el electrón.

Postulados:

1. El átomo posee un núcleo central en el que se concentra casi la totalidad de su masa.

2. Los electrones giran en órbitas fijas y definidas que se

encuentran a una distancia determinada del núcleo. Cada nivel energético toma valores de 1 a 7 y recibe el nombre de "número cuántico principal".

3. Los electrones ubicados en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que los ubicados más lejos de él.

4. Mientras el electrón gira en una determinada órbita, no consume ni libera energía. El átomo se encuentra en un estado fundamental.

5. Cuando el electrón absorbe energía de una fuente

externa, puede "saltar" de un nivel de baja energía a otro de mayor energía y el átomo queda en un estado excitado. Cuando regresa al nivel de menor energía, libera energía en forma de radiación electromagnética, dando origen al espectro atómico. LABORATORIO

Figura: Espectro atómico del hidrógeno

Modelo atómico actualModelo mecánico cuantico del átomoLouis de Broglie 1924

( 1892-1977) y la dualidad onda-cuerpo

Así no hay dos mundos, uno de luz y ondas, otro de materia y corpúsculos. Hay un universo único. Algunas de sus propiedades pueden ser explicadas por la teoría ondulatoria, otras por la corpuscular.(...) Lo que se aplica a la materia se aplica también a nosotros, ya que somos parte de la materia.

Un poema sueco muy conocido empieza con estas palabras “ Mi vida es una onda”. El poeta podría también haber expresado su pensamiento con las palabras: “ Yo soy una onda”.

(Discurso de presentación a la Academia Sueca, Nobel de 1929)

Werner Heisenberg 1927(1901-1976) P.N. 1932

• El principio de incertidumbre

“es imposible conocer simultaneamente la posicion y la velocidad de un electron”

p . x > h / 2

Postulados del modelo mecánico cuantico del electrón

• En el átomo, los electrones se encuentran ocupando diferentes orbítales atómicos. Estos orbítales atómicos se agrupan, a su vez, en los distintos niveles de energía.

• Un orbital atómico es una región del espacio alrededor del núcleo en la que la probabilidad de encontrar un electrón es alta.

Erwin Schrödinger y la mecánica cuántica (1887-1961)P.N. 1933

1887 - 1961

Una medida física, como la energía de un sistema, es el promedio de los resultados de un operador sobre la función de onda del sistema.

Ĥ = E.

El gato de Schrödinger• El experimento mental consiste en imaginar a un

gato metido dentro de una caja que también contiene un curioso y peligroso dispositivo. Este dispositivo está formado por una ampolla de vidrio que contiene un veneno muy volátil y por un martillo sujeto sobre la ampolla de forma que si cae sobre ella la rompe y se escapa el veneno con lo que el gato moriría. El martillo está conectado a un mecanismo detector de partículas alfa; si llega una partícula alfa el martillo cae rompiendo la ampolla con lo que el gato muere, por el contrario, si no llega no ocurre nada y el gato continua vivo.

• Cuando todo el dispositivo está preparado, se realiza el experimento. Al lado del detector se sitúa un átomo radiactivo con unas determinadas características: tiene un 50% de probabilidades de emitir una partícula alfa en una hora. Evidentemente, al cabo de una hora habrá ocurrido uno de los dos sucesos posibles: el átomo ha emitido una partícula alfa o no la ha emitido (la probabilidad de que ocurra una cosa o la otra es la misma). Como resultado de la interacción, en el interior de la caja, el gato está vivo o está muerto. Pero no podemos saberlo si no la abrimos para comprobarlo.

Modelo Atómico Actual: 1925

En átomos distintos de hidrógeno: un mismo nivel energético tenía distinta energía. Se concluyó que existían subniveles energéticos "número cuántico secundario".

Se emplean cálculos probabilísticos para describir la

posición, la velocidad y la energía de los electrones.

El electrón no se ubica en un lugar fijo, sino que en una zona denominada ORBITAL, que es donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón.

Números Cuánticos: 1. Número Cuántico Principal (n): valor energético

principal. n alto alta E 2. Número Cuántico Secundario o Angular (l): define la

forma de los orbitales. 0 a (n-1)

n = 1,2,3,........

l = 0 hasta n-1

Son designados por letras debido a su origen histórico:

Valor de l Subnivel energético 0 s 1 p 2 d 3 f

1. Número Cuántico Magnético (m): describe la

orientación del orbital. (2l + 1) Ejemplo: n = 1 l = 0 m = 0 por lo tanto el orbital 1s tiene una sola forma y orientación.

m = -l, 0, +l

n = 2 l = 0 y 1 l = 1 m = -1, 0, +1 es decir, el orbital p tienen 3 posibles orientaciones:

1. Número cuántico de espín (s): giro del electrón

p = 3 d = 5 f = 7; donde cada orbital acepta un máximo de 2 electrones

S = +1/2 y -1/2

Cuadro resumen de números cuanticos

Clase Símbolo Característica Valores probables

N Cuantico

Principal

n Tamaño de la nube electrónica

1,2,3…7

N Cuantico

Secundario

l Forma de la nube electrónica

0 hasta (n-1)

N Cuantico

Magnético

m Orientación de la nube frente a un campo magnético

-1 a +l

N Cuantico

De espin

s Dirección de giro del electrón

+1/2, -1/2

Ejercicio

• Elabore una lista con los valores de n, l y ml para los orbítales del subnivel 4d

Ejercicio

• ¿Cuál es el numero total de orbítales asociados con el numero cuàntico principal n = 3?

Tarea de investigación en grupos de 4 personas, fecha de entrega

29 de Mayo

• Concepto de masa relativa

• Espectros atómicos

• Partículas elementales

Control en grupos

• 1) De los valores de los números cuanticos con los siguientes orbítales: a) 2p, b) 3s, c) 5d, d) 4f

• 2) ¿Cuál es el numero total de orbítales asociado con el numero cuantico, n=1, n=2

n= 6 y n=4

Configuración Electrónica: distribución de los electrones en los orbitales de un átomo. 1. Conocer el número de electrones que el átomo tiene

(Z = número atómico). Ejemplo : C Z=6 6 electrones

2. Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo, el de menor energía (n=1).

3. Respetar la capacidad máxima de cada subnivel: C Z=6 6 e- 1s2 2s2 2p2

¿Qué ocurre cuando hay subniveles que tienen mas de un orbital? Ejemplo: orbital p tiene px, py y pz. Para escribir la configuración electrónica correctamente debe tenerse en cuenta: 1. Principio de Exclusión de Pauli: dos electrones que se

ubican en un mismo orbital no pueden tener los 4 números cuánticos iguales.

Ejemplo: los 4 nº cuánticos para los 2 e- del orbital 1s son:

n = 1 l = 0 m = 0, entonces s = +1/2 (1º e-) y -1/2 (2º e-) 2. Regla de Hund: los electrones que entran en orbitales

con varias subcapas, entrarán individualmente con espines paralelos hasta que se llene la mitad de cada subcapa y luego comienzan a aparearse en los orbitales ya individualmente ocupados.

Ejemplo: orbitales p px py pz no permitido:

Dos e- en un mismo orbital con espines opuestos se llaman e- apareados

Realicemos algunas configuraciones electrónicas: C (Z=6) : 1s22s22px12py1 Na (Z=11): 1s22s22p63s1 Cl (Z=17): 1s22s22p63s23px23py23pz1 "Existen excepciones a estas reglas dentro de los elementos de transición". C (Z=6) : 1s2 2s2 2px1 2py1 configuración electrónica externa

Control 4 personas

• Realice la configuración electrónica para cada uno de los siguientes elementos:

• A) Mg (Z=12)

• B) O (Z=8)

• C) K (Z=19)

• D) N (Z=7)

• E) Al (Z=13)

Estructura atómica

• El calcio es un elemento que, en forma de ion Ca+2, es necesario para la formación de los huesos.

• Representa la configuración electrónica de este ion.

• El fósforo es un elemento químico que esta presente en la mayoría de los fertilizantes ya que es un nutriente esencial de la plantas. ¿Cuántos electrones desapareados tiene un átomo de fósforo?

Clasificación Periódica: Dobereiner (1829): observó que habían grupos de 3 elementos (Triadas) en donde la masa atómica del elemento central se aproximaba al promedio de las masas atómicas de los elementos extremos y que los 3 elementos tenían propiedades análogas: Ejemplo: Cloro 35,46 Bromo 79,92 X = 81,19 Yodo 126,92 Calcio 40,08 Estroncio 87,63 X = 88,72 Bario 137,36 Newlands (1863): colocó los elementos hasta entonces conocidos en orden creciente de sus masas atómicas omitiendo el hidrógeno: 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K 6,9 9 10,8 12 14 16 19 23 24 27 28 31 32 35,5 39 Observó que el 8º elemento respecto al 1º que tomemos, tiene propiedades análogas entre sí: Ejemplo: Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl Octavas K

Mendeleev (1869): estableció una relación entre las propiedades físicas y químicas de los 65 elementos con respecto a la masa atómica por él calculada y propuso un sistema periódico de columnas horizontales y verticales:

Posteriormente (1914) Moseley demostró que las propiedades de los elementos dependen de sus números atómicos (Z) y se propuso ordenarlos de menor a mayor.

Tabla Periódica Moderna: 1. Los elementos se ordenan de menor a mayor número

atómico. 2. Se disponen en filas llamadas periodos y en columnas

llamadas grupos.

Clasificación de los elementos Químicos:

IA: Metales alcalinos IIA: Metales alcalino térreos (orbitales s)

IIIB - 2B : Metales de transición (orbitales d) Lantánidos y Actínidos (orbitales f) IIIA - VII A: orbitales p (VIIA: halógenos) VIIIA ó 0 : Gases Nobles (orbital p)

Analicemos las siguientes Configuraciones Electrónicas: 1H : 1s1 IA 3Li : 1s22s1 Conf. Elec. Ext: ns1 11Na: 1s22s22p63s1 IVA 6C: 1s22s22p2 Conf. Elec. Ext: 14Si: 1s22s22p63s23p2 ns2np2 32Ge: 1s22s22p63s23p64s23d104p2

1. Suma de los electrones de la configuración electrónica externa (electrones de valencia) da el número del grupo.

2. El período al cual pertenece el elemento lo da el valor de la capa "n" de la configuración electrónica externa.

Ejemplo: 6 e- : grupo VIA O (Z=8): 1s2 2s2 2p4

n = 2 : 2º periodo Los Gases Nobles (grupo 0, VIII A ó 18) tienen como configuración electrónica externa ns2np6 = 8 e- de valencia (excepto He). Estos elementos son los más estables que existen en la naturaleza y todos los elementos de la tabla periódica liberan o captan electrones para adquirir la configuración de un gas noble.

Propiedades Periódicas: Los elementos presentan algunas propiedades que varían en forma periódica: 1. Radio atómico y iónico 2. Energía o potencial de ionización 3. Electroafinidad 4. Electronegatividad

1. Radio iónico: los átomos pueden perder o aceptar

electrones quedando cargados (iones): Catión: pierde electrones, queda cargado positivamente Na - 1e- Na+ catión sodio Anión: gana electrones, queda cargado negativamente Cl + 1e- Cl- anión cloruro

Los cationes tienen un exceso de carga positiva comparado con su homólogo neutro, por lo cual atraen más fuertemente a los electrones, los cuales se acercan más al núcleo, por lo tanto su radio iónico es menor con respecto al mismo átomo neutro.

Los aniones tienen más carga negativa que su

homólogo neutro, por lo que ocupan mas órbitas y por lo tanto su radio iónico es mayor.

1. Radio atómico: a medida que bajamos en un grupo aumenta el número de capas u orbitales.

Ejemplo: H (Z=1) : 1s1 Li (Z=3) : 1s22s1 Na (Z=11) : 1s22s22p63s1 n aumenta

Disminuye Aumenta 2. Energía o Potencial de Ionización: cantidad mínima

de energía requerida para sacar un electrón desde un átomo gaseoso:

M + EI M+ + e- Grupo IA: Li (Z=3): 1s2 2s1 Na (Z=11): 1s22s22p63s1 K (Z=19): 1s22s22p63s23p64s1 Tienen tendencia a perder un e-, por lo tanto la EI requerida es baja. Grupo VIIA: F(Z=9): 1s22s22p5

Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5 Tienen tendencia a aceptar un e-, por lo tanto la EI requerida es alta.

Aumenta

Disminuye : aumentan las órbitas, el último e- está menos atraído por el núcleo, más fácil sacarlo.

1. átomo gaseoso neutro capta un electrón, transformándose en un ión negativo.

M (g) + e- M- + EA Mientras mayor sea la tendencia a captar electrones, mayor será la energía liberada.

Aumenta Disminuye 5. Electronegatividad: Tendencia de un átomo a captar electrones. Aumenta

Trabajo personal1. ¿Qué es una configuración electrónica?2. ¿Qué es un orbital?, Nombre todos los orbítales usados

en la tabla periódica3. ¿Qué es un número cuántico, cuales son y que indican?4. ¿Qué es una propiedad periódica?5. ¿Explique el principio de mínima energía para completar

la configuración electrónica?6. Dibuje una tabla periódica y señale las divisiones que

tiene: niveles de energía, elementos de transición, elementos representativos, elementos de transición interna, grupos y gases nobles.

7.- Realice las configuraciones electrónicas para los elementos que se indican:

P Z= 15 C Z= 6

Sr2+ Z= 38As3- Z= 33Co2+ Z= 27Ag Z= 47

8.- Señale que tienen en común y que los diferencia a los elementos del mismo grupo de elementos representativos

de la tabla periódica.9.- De los siguientes elementos señale cuantos electrones

puede ceder y/o captar cada uno, para quedar con la configuración electrónica del gas noble mas cercano:

a) Z = 6 ; b) Z = 15; c) Z = 20; d) Z= 36

10.- Cuántos electrones desapareados tiene el fósforo atómico en su estado fundamental?

(Nota: el fósforo pertenece al grupo V A del sistema periódico)11.- La siguiente configuración electrónica 1s2 2s2, corresponde a un elemento que

A que grupo de la tabla periódica pertenece?Cuantos electrones desapareados tiene?

Cuantos electrones puede ceder o captar?12.- ¿Qué información entrega la simbología química del elemento

13Al 27.13.- Si la configuración electrónica del Cl es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, ,

entonces la configuración electrónica de: Cl1-, Cl3+, Cl7+, será:

La investigación científica tiene mucha analogías con las novelas policiales

La observación atenta, el método deductivo, la elaboración de hipótesis y la construcción de “trampas” para agarrar a los “criminales” son comunes en los cuentos de Sherlock Holmes y en la historia de la ciencia.

Tabla periódica

La tabla periódica de Mendeleev permitió que se tendieran “trampas” a muchos elementos desconocidos, que fueron descubiertos a partir de ella.