Modelos atómicos. El átomo en la antigüedad. Los griegos se hacían la siguiente pregunta: Si un...

Modelos atómicos

El átomo en la antigüedad. Los griegos se hacían la

siguiente pregunta:

Si un pedazo de materia era dividido en partes cada vez mas pequeñas, ¿se llegaría alguna vez a encontrar un pedazo que no pudiera ser dividido?

En el siglo IV a.C. el filósofo Demócrito supuso que existían partículas indivisibles llamadas ÁTOMOS

El átomo de Dalton.

El Científico inglés John Dalton, en 1805, propuso que la materia no era continua, sino que habría un punto en el cual ya no se podría dividir.

Este punto se llama ÁTOMO

El átomo de Dalton (teoría atómica de Dalton).

Dalton imaginó al átomo como una esfera indivisible e indestructible.

• La materia está formada por partículas indivisibles e indestructibles, que se denominan átomos.

•Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (presentan igual masa e iguales propiedades).

•Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.

•Los compuestos se forman por la unión de átomos de diferentes elementos, en una relación constante y sencilla.

Postulados:

El modelo de Thomson

J.J. Thomson construyó el primer modelo atómico basado en experimentos científicos.

Permite explicar los fenómenos eléctricos

Realizó experimentos con el tubo de rayos catódicos y descubrió el electrón.

RAYOS CATÓDICOS

La luminosidad producida por los rayos

catódicos siempre se produce en la pared del

tubo situada frente al cátodo (partículas negativas).

Los rayos catódicos hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria (tienen energía cinética, luego tienen masa apreciable).

Los rayos catódicos son desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos.

Frente a un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva ( tienen carga).

RAYOS CATÓDICOS

Los rayos catódicos tienen las mismas características independientemente de la sustancia gaseosa que se encuentre en el tubo o del metal que constituya los electrodos.

Con sus experimentos, Thomson demostró que los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas que debían formar parte de todos los átomos, átomos que por tanto no eran indivisibles como proponía el modelo de Dalton. Llamamos electrones a estas partículas negativas.

Los rayos canales

Godlstein 1886 : Utilizando gas hidrógeno los rayos canales estaban formados por protones.

El modelo de Thomson.

•El átomo está formado por una esfera de materia con carga positiva.

•Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa positiva

•Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y negativa.

•La carga está cuantizada. Así la unidad de carga es el electrón.

El modelo de Rutherford.

Ernest Rutherford, construyó en 1911 el llamado Modelo Planetario del átomo.

Realizó experimentos con sustancias radiactivas que emiten rayos alfa (α), beta (ß) y gamma (γ).

El experimento de Rutherford

El modelo de Rutherford.

•Hay una zona muy reducida del espacio con toda la masa y una carga positiva NÚCLEO .

• Alrededor del núcleo están los electrones girando.

•El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío

El modelo de Rutherford.

Deduce la presencia del NEUTRÓN:

• Disminuir la repulsión entre los protones en el núcleo.

No lo detecta pero necesita de su presencia para:

• Compensar la deficiencia de masa (el número de protones es aproximadamente la mitad de la masa del átomo) el resto de la masa la aportan los NEUTRONES

•Chadwick en 1932 descubrió el neutrón.

MODELO PLANETARIO

Protones Carga + masa

núcleo (masa y carga positiva)

Neutrones masa

Átomo

corteza(Carga negativa, sin masa apreciable)

Electrones Carga-

Las partículas subatómicasPartícula Símbolo Carga

Absoluta (C)

Masa

Absoluta (Kg)

Electrón e- -1.60 x10-19 9.11 x 10-31

Protón p+ 1.60 x10-19 1.673x10-27

Neutrón n 0 1.675x10-27

Número atómico y número másico

Z = Número atómico

Es el número de protones, determina la identidad del átomo

XAZ

A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo

electronescorteza

neutrones

protonesnúcleo

Na

11

12

112311

ISÓTOPOS

Isótopos: átomos de un mismo elemento con distinto número másico.

Cl (Z=17, A=35)

Cl (Z=17, A=36)

Nº protones Nº neutrones Nº electrones

17 18 17

17 19 17

Cl3517Cl3517

Cl3517

Cl3617

Cl3517

Cl3617

Número másico y masa atómica

A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo-Es un número entero-Describe a cada átomo de un elemento- No tiene unidades

Mat = Masa atómica: Describe la masa del elemento en general

-Es la media ponderada de la masa de los distintos isótopos de ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada uno de ellos-Se mide en umas (u)

Se parecen en valor pero son conceptos distintos

Ejemplo:

Para calcular la masa atómica del litio haremos lo siguiente: El litio consta de dos isótopos estables el Li-6 (7,59%) y el Li-7 (92,41%).

Crítica del modelo de Rutherford: Crítica del modelo de Rutherford:

Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo.

  - Según la teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir energía en forma de ondas electromagnéticas a costa de su energía cinética, por tanto después de un tiempo, esta terminaría por agotarse, cayendo los electrones en el núcleo, lo que se comprueba que esto no ocurre. El átomo no es inestable

-Este modelo no es capaz de explicar los espectros atómicos.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO (global):Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos

10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio) recogidas sobre una pantalla

c

Espectros atómicos: interacción de la luz con la materia

Espectro atómico de absorciónEspectro atómico de absorción

ESPECTRO DE EMISIÓNESPECTRO DE EMISIÓN

El modelo de Bohr (precursor del modelo actual)

En 1913, Niels Bohr estableció un modelo atómico que explicaba los espectros atómicos y la cuantización de la energía.

El átomo de Bohr.Puntos más importantes:

• Un electrón para pasar de una órbita inferior a una superior debe absorber energía

•Solo son posibles determinadas órbitas, llamadas órbitas estacionarias en las que el electrón al girar alrededor del núcleo no emite energía.

• Un electrón al pasar de una órbita superior a una inferior emite energía en forma de radiación electromagnética (luz, fotones)

• La energía que se absorbe o emite en los cambios de órbita de un electrón son característicos de los átomos de cada elemento químico (espectro atómico) y permiten identificarlo

•Los electrones tienden a ocupar la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible

El modelo de Bohr daba explicación a los espectros de emisión del hidrógeno Las líneas observadas en los espectros atómicos corresponden a la energía ( fotones emitidos) en los tránsitos entre niveles.

Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno (series espectrales) según el modelo de Bohr

Interpretación del espectro de emisión del hidrógeno (series espectrales) según el modelo de Bohr

Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos con el mismo espectro, podemos decir que es su huella dactilar.

Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos con el mismo espectro, podemos decir que es su huella dactilar.

Niveles permitidos según el modelo de BohrNiveles permitidos según el modelo de Bohr

n = 1 2 electrones

n = 2 8 electrones

n = 3 18 electrones

En

ergí

a

n = 4 32 electronesn = 5n =

CORRECCIONES AL MODELO DE BOHRCORRECCIONES AL MODELO DE BOHR

En el modelo original de Bohr, se precisa un único parámetro que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón.

n indica los diferentes niveles electrónicos (órbitas estacionarias).

Los valores que puede tomar este número son los enteros positivos: 1, 2, 3...

A medida que fueron mejorando las técnicas espectroscópicas se iba observando que algunas rayas originales explicadas mediante el modelo de Bohr eran en realidad varias rayas muy finas esto llevó a la necesidad de justificar estas nuevas rayas y por tanto de corregir el modelo de Bohr (existirían más saltos posibles del electrón).

En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Bohr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas. Por tanto dentro de algunos niveles podría haber subniveles que explicaban el desdoblamiento de algunas líneas del espectro

Podemos deducir lo siguiente: - En un átomo hay niveles principales de energía :n. - En cada nivel hay varios tipos de subniveles: s, p,

d, f

subniveles Nº max de electrones

s 2

p 6

d 10

f 14

MODELO ACTUAL: MODELO MECANOCUÁNTICOMODELO ACTUAL: MODELO MECANOCUÁNTICO

El átomo está formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y los protones y los electrones giran alrededor en diferentes ORBITALES.

ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO ALREDEDOR DEL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA (superior al 90%)

ORBITAL: ZONA DEL ESPACIO ALREDEDOR DEL NÚCLEO DONDE LA POSIBILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN ES MÁXIMA (superior al 90%)

Tipos de orbitales

Nº de orbitales

Nº max de electrones

s 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

•Tipos de orbitales: s , p , d y f

En el modelo actual

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones alrededor del núcleo.

Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones alrededor del núcleo.

Configuración electrónica

La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo las siguientes reglas:

1.- El máximo número de electrones en un nivel viene dado por la fórmula 2n2.

2.- En cada subnivel s caben 2 e

3.- En cada subnivel p caben 6 e.

4.- En cada subnivel d caben 10 e.

5.- En cada subnivel f caben 14 e.

3.- Los electrones van ocupando los niveles y subniveles de menor energía que estén vacante.

El número máximo de electrones en cada subnivel es:

s 2 electrones;

p 6 electrones;

d 10 electrones;

f 14 electrones

s2

p6

d10

f14

s2

p6

d10

f14

• 1ª capa: “s” (2 e–) • 1s2

• 2ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) • 2s2 2p6

• 3ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) “d” (10 e–)

3s2 3p6 3d10

• 4ª capa: “s” (2 e–) + “p” (6 e–) + “d” (10 e–) + “f” (14 e–)

4s2 4p6 4d10 4f14

• Y así sucesivamente…

Iremos "llenando" los subniveles, según el orden que se indica en la figura (el de las flechas empezando desde arriba), hasta colocar todos los electrones que el átomo posea.

Para recordar el orden de llenado de los niveles de energía se utiliza el diagrama de Möeller:

Be (Z = 4): 1s2 2s2

C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2

O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

Be (Z = 4): 1s2 2s2

C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2

O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

Electrones de valencia:

Son los electrones situados en el último nivel. Son los responsables del comportamiento químico de los átomos.

Be (Z = 4): 1s2 2s2 2 e- de valencia

C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 4 e- de valencia

O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 6 e- de valencia

He (Z = 2): 1s2

Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6

Los gases nobles tienen máxima estabilidad porque tienen su última capa con ocho electrones (ns2 np6 excepto el He que tiene 1s2 ).

Valencia iónica de un elemento: número de electrones que necesita o que le sobra a un átomo para tener ocho electrones en su último nivel (regla del octeto).

Por tanto la valencia de los gases nobles es cero…..

Be (Z = 4): 1s2 2s2

C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2

O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

1

1

7

+1

2

2

6

+2

3

3

5

+3

4

4

4

+-4

5

5

3

3

6

6

2

2

7

7

1

1

8

0

0

0

Grupo

Nº de electrones en la capa de valencia

Sobran para el octeto

Faltan para el octeto

Carga del ión

I II III IV V VI VII VIII

En el sistema periódico, el grupo coincide con el número de electrones de la última capa o nivel y el periodo con el número de niveles o capas.

Be (Z = 4): 1s2 2s2 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4

Configuración electrónica y periocidadConfiguración electrónica y periocidad

Elemento Configuración electrónicaConfiguración más externa

Litio

Sodio

Potasio

Rubidio

Cesio

1s2 2s1

1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1

ns1

Todos los elementos de un mismo grupo tienen en su capa de valencia el mismo número de electrones

Las propiedades químicas de un elemento están relacionadas con la configuración electrónica de su capa más externa

Grupo Familias Terminación

e- valen

cia

I A Metales alcalinos ns1 1

II A Metales alcalinos térreos

ns2 2

III A Térreos n s2 n p1 3

IV A Carbonoideos n s2 n p2 4

V A Nitrogenoides n s2 n p3 5

VI A Anfígenos n s2 n p4 6

VII A Halógenos n s2 n p5 7

VIII A Gases nobles n s2 n p6 8

Indicar a qué grupo y periodo pertenece un elemento cuyo Z = 11.

Solución: Se realiza la configuración electrónica.

1s2 2s2 2p6 3 s 1

Periodo: 3Grupo : IASi lo ubicamos en la TP el elemento es el sodio (Na).

e- de la última capa

subnivel indica grupo A último nivel de energía

Configuración de éste elemento

BROMO Z=35

Br:  [Ar] 3d10 4s2 4p5

CLORO Z=17

Cl: [Ne] 3s2 3p5