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.

Estos fueron los primeros hechos experimentales que permitieron el descubrimiento del Electrón. Carga / masa = 1,76 x10

8cb/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.

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 neutròn

James 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) 115B, b) 199

80Hg, c)20080Hg, d) 79

35Br -,

e)2412Mg++

• LABORATORIO

Definiendo el modelo atómico actual

Radiación 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 actual

Modelo mecánico cuantico del átomo

Louis 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- 1s

2 2s

2 2p

2

¿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) : 1s

22s

22px

12py

1

Na (Z=11): 1s

22s

22p

63s

1

Cl (Z=17): 1s

22s

22p

63s

23px

23py

23pz

1

"Existen excepciones a estas reglas dentro de los elementos de transición". C (Z=6) : 1s

2 2s

2 2px

1 2py

1 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.

Analicemos las siguientes Configuraciones Electrónicas: 1

H : 1s1

IA 3

Li : 1s22s

1 Conf. Elec. Ext: ns

1

11Na: 1s

22s

22p

63s

1

IVA

6C: 1s

22s

22p

2 Conf. Elec. Ext:

14

Si: 1s22s

22p

63s

23p

2 ns

2np

2

32

Ge: 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

104p

2

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): 1s

2 2s

2 2p

4

n = 2 : 2º periodo Los Gases Nobles (grupo 0, VIII A ó 18) tienen como configuración electrónica externa ns

2np

6 = 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) : 1s

1

Li (Z=3) : 1s22s

1

Na (Z=11) : 1s22s

22p

63s

1 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): 1s

2 2s

1

Na (Z=11): 1s22s

22p

63s

1

K (Z=19): 1s22s

22p

63s

23p

64s

1

Tienen tendencia a perder un e-, por lo tanto la EI requerida es baja. Grupo VIIA: F(Z=9): 1s

22s

22p

5

Cl (Z=17): 1s22s

22p

63s

23p

5

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 personal 1. ¿Qué es una configuración electrónica?

2. ¿Qué es un orbital?, Nombre todos los orbítales usados en la tabla periódica

3. ¿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= 38

As3- Z= 33

Co2+ Z= 27

Ag 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.