Teoria Atomica

TEORÍA ATÓMICA

DEMOCRITO  La historia del átomo se remonta al siglo V antes de cristo, cuando Demócrito pensó que al dividir infinitamente un trozo de materia se llegaría finalmente a una partícula diminuta que no se podría dividir más, pero que conservaría las propiedades de la materia original.  Atomo (del griego a = sin y tomos = división)

John Dalton  En 1803, el químico inglés John Dalton, explico algunos fenómenos, remontándose a la idea de Democrito de que la materia esta constituida de partículas llamadas átomos Dalton estableció las bases de la química moderna a través de su teoría atómica.

TEORIA ATÓMICA DE DALTON  Toda la materia esta formada por átomos.  Los átomos son partículas indivisibles e    

invisibles. Los átomos que forman los compuestos están en una relación de números enteros y sencillos. Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa. Los átomos que forman los compuestos son de dos o más clases diferentes. Los cambios químicos corresponden a una combinación, separación o reordenamiento de átomos

NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA Los trabajos experimentales de Michael Faraday le permitieron descubrir que las disoluciones de ciertas sustancias conducen la corriente eléctrica provocando cambios químicos en estas y en las disoluciones. A través de estas observaciones Faraday concluyó que la materia es de naturaleza eléctrica, y que la cantidad de un elemento o sustancia formada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente que pasa a través de la disolución.

DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN (Tubo de rayos catódicos)

 Las primeras evidencias sobre la

existencia de cargas eléctricas en los átomos se logran a partir de los trabajos del químico ingles Willians Crookes. Este científico hizo pasar corriente eléctrica por un tubo de vidrio que contenía aire a baja presión.  Algunas características de este tubo son...

 Es de vidrio.  Posee dos electrodos metálicos uno negativo

(cátodo) y otro positivo (ánodo).  Para funcionar se necesitaba una fuente de alto voltaje a la cual se conectaban los electrodos.  Esta conectado a una bomba de vacío para extraer la mayor cantidad de aire. Al aplicar un elevado voltaje se observa un rayo procedente del polo negativo o cátodo hacia el ánodo al cual se le llamo rayo catódico, el cual es invisible pero se observa al incidir en sulfuro de zinc que se encuentra al interior de este tubo.

TUBOS DE RAYOS CATÓDICOS

    

En 1897 Thomson descubrió la primera partícula subatómica estudiando las descargas producidas por el tubo de rayos catódicos. Algunas características de estos rayos son: Se propagan en línea recta. Son desviadas por campos eléctricos y magnéticos. Producen sombra. Pueden hacer girar un molino. Independientemente del electrodo que se utilizara siempre estos rayos poseían las mismas características. De ahí que Thomson postulara que el rayo era una corriente de partículas cargadas: los electrones. Posteriormente, determinó la relación carga masa de un electrón e/m= -1,76x108C/g. Posteriormente a través de la experiencia de la lluvia de aceite Millikan encontró que la carga elemental del electrón es -1,602x10-19C y su masa de 9,1x10-28g.

LOS RAYOS CANALES  En 1886, el científico alemán

Eugen Goldstein realizo experimentos con tubos perforados. Encontro que junto con los electrones se encontraban algunas partículas positivas que salian disparadas en dirección opuesta. Algunas de esas partículas atravesaban los orificios del cátodo, a los que llamo rayos canales. La masa de estas partículas era variable y dependía de la naturaleza del gas que se encontraba en su interior. Goldstein acababa de descubrir los iones positivos y los protones.

EL PRIMER MODELO ATÓMICO  Thomson propuso que un átomo consiste en una difusa nube de carga positiva en la cual se insertaban los electrones, con carga negativa, siendo el átomo eléctricamente neutro.

RADIACTIVIDAD  A fines del siglo XIX(1896), Henri Becquerel encontró

accidentalmente que un mineral que un mineral que contenía uranio podía producir su imagen sobre una placa fotográfica en ausencia de luz. Atribuyó este fenómeno a la emisión espontánea de radiación por parte del uranio.  Los esposos Curie a este tipo de radiación le dieron el nombre de radiactividad. La radiactividad es la emisión espontánea de radiación por parte de ciertos elementos inestables. Las sustancias radiactivas emiten tres tipos de radiaciones: las alfa(α), las beta(β) y las gamma (γ). Esta identificación la realizó Ernest Rutherford observando el efecto de campos eléctricos y magnéticos sobre las emisiones radiactivas.

EL ÁTOMO NUCLEAR  En 1911, Ernest Rutherford realizó un experimento para verificar la validez del modelo atribuido a Thomson: un átomo de densidad uniforme. Bombardeo con partículas alfa una delgada lámina de oro. Si los átomos son en realidad como los concebía Thomson, todas las partículas alfa debían atravesarlos fácilmente, con pequeñas desviaciones ocacionales.

ESQUEMA DEL EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

Resultados del experimento de Rutherford...

 1 en 20.000 partículas alfa se

desviaban en ángulos mayores de 90 grados.  La mayor parte de las partículas alfas atravesaban el átomo sin ser desviadas.  Algunas partículas alfa se desviaban a tal punto que regresaban a la fuente emisora.

Conclusiones...  Gran parte del átomo era

espacio vacío.  La mayor parte de la masa al igual que la totalidad de la carga positiva del átomo se encuentra en la zona central la que llamo núcleo.  A continuación, descubrió que la carga positiva de un átomo se debe a partículas que el denominó protones.  Esto llevó a Rutherford postular su modelo atómico el que se llamó planetario.

La tercera partícula fundamental de los átomos  Sin embargo, a excepción del átomo de hidrógeno, se

encontró que los núcleos atómicos eran más pesados de lo que indicaba la cantidad de cargas positivas (el número de protones). Por ejemplo, se determinó que el núcleo de helio tenía una carga +2(y que, por tanto contenía protones según la teoría de Rutherford), pero su masa era 4 veces mayor que la del hidrógeno. Este exceso de masa se debía a una tercera partícula de igual masa que la del protón pero de carga neutra a la que se le llamó neutrón y que fue descubierta por James Chadwick, bombardeando láminas de berilio con partículas alfa.  Nota: el núcleo posee un diametró de 1x10-14m, un espacio muy pequeño comparado con los 1x10-9m de diámetro de un átomo.

MASAS Y CARGAS DEL ELECTRON PROTÓN Y NEUTRÓN

Partícula

Símbolo

Carga

Masa (g)

Electrón

e

-1

9,109x10-28

Protón

p

+1

1,673x10-24

Neutrón

n

0

1,675x10-24

Número Atómico y Número másico  El número de protones de un atómico constituye    

el número atómico (Z) del elemento. Henry Moseley, científico inglés, fue el primero en determinarlo adecuadamente. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones El número de protones y de neutrones que posee un átomo se denomina número másico (A). Al conjunto de protones y de neutrones al interior de un átomo se le denomina nucleones. Por su parte la cantidad de neutrones del núcleo es N = A - Z

Isotopos  Son los átomos de un mismo elemento que difieren en el número de neutrones que poseen.

p

n

e

Protio 1H

1

0

1

Deuterio 2H

1

1

1

Tritio 3H

1

2

1

Isóbaros e Isótonos  Isóbaros: Son aquellos átomos que

presentan igual número de masa y distinto número atómico. Ejemplo: 6C14, 7N14  Isótonos: son átomos que presentan distinto número másico y distinto número atómico, pero tienen igual número de neutrones. Ejemplo: 5B11, 6C12

1. El número de masa de un átomo es a. El número de protones en el núcleo de b. c. d. e.

un átomo cualquiera. La suma de neutrones presentes en el núcleo de un átomo neutro. La suma total de protones y electrones presentes en el núcleo de un átomo. El número total de protones y neutrones presentes en el núcleo de un átomo. Ninguna de las alternativas es correcta.

2. ¿Cuál es el número de neutrones de la especie 47Ag108? a. b. c. d. e.

155 61 54 101 16

3. ¿Cómo se llama a los átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico? a. Isótonos b. Isóbaros c. Isótopos d. Isoneutrones e. Alótropos

4.Para un átomo cualquiera es incorrecto considerar que: a. Prácticamente toda su masa se concentra en b. c. d. e.

el núcleo. Existen evidencias de partículas que conforman protones y neutrones. En el núcleo se encuentran los protones y los electrones. En el núcleo de un átomo neutro existe igual cantidad de protones y electrones. La masa de un protón es menor que la masa de un protón o de un electrón.

5. ¿Cuál es el número de 24 electrones de la especie12Mg+2 a. b. c. d. e.

24 22 12 10 14

6. Al comparar los dos isótopos más abundantes del estaño (Z=50), cuyos números de masa corresponden a 120 y 118, es correcto deducir que el isótopo de:

a. b. c. d.

Masa 120, contiene 68 neutrones. Masa 118, posee 70 neutrones. Menor masa, contiene 68 neutrones. Masa 120, es el más abundante en la naturaleza. e. Mayor masa, posee igual cantidad de neutrones, protones y electrones en su estado iónico.

7. El cloro natural esta compuesto de una mezcla de 75,53% de 35Cl y 24,47%de 37Cl. Estos tienen masas isotópicas de 34,969 y 36,966 uma respectivamente. Calcular la masa atómica promedio del cloro.

b. c. d. e. f.

26,41 9,05 35,46 24,47 75,53

 El modelo de Rutherford en cuanto a la explicación teórica es incompleto, porque según la mecánica clásica, toda carga, y el electrón lo es, al moverse debe irradiar energía continuamente, lo que lo llevaría a precipitarse sobre el núcleo.  El modelo permitía cualquier órbita, lo que con lleva un número infinito de líneas espectrales, lo que se contrapone con las evidencias experimentales.

TEORIA CUANTICA DE PLANCK  En 1900 Max Planck propuso una idea revolucionaria en la que postulaba que cualquier forma de energía era discontinua, compuesta por pequeñas partículas o “paquetes de energía a los que denomino cuantos. E=hxV

RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA  Este tipo de onda posee un campo eléctrico y un campo magnético. En el vació se desplazan a la velocidad de la luz.  Ejemplo de este tipo de radiación son las ondas de radio, las microondas, los rayos infrarrojos, los rayos X y los rayos gama.

ESPECTRO VISIBLE

ESPECTROS DEL HIDRÓGENO

 En 1916 Niels Bohr propuso un modelo basado en el estudio del espectro del átomo de hidrógeno que se basaba en las proposiciones de Planck(la energía esta cuantizada y solo puede existir en pequeñas unidades llamadas cuantos) y Einstein(la radiación electromagnética, que presenta el movimiento ondulatorio, también lo hace en forma de cuantos).

POSTULADOS DE BOHR  El átomo posee un núcleo central formado por protones y neutrones en donde se concentra casi la totalidad de su masa.  Los electrones giran en órbitas fijas.  Mientras un electrón gire en una determinada órbita no consume ni libera energía.  Cuando un electrón absorve energía externa puede pasar de un nivel de baja energía a otro de mayor energía, y cuando pasa de uno superior a uno de inferior energía la energía adicional se libera en forma de fotón(luz).

MODELO MECÁNICO CUÁNTICO  En 1925, el científico Louis de Broglie, postulo que las partículas materiales, en especial los electrones, deberían tener comportamiento dual de onda-partícula como la luz. Esto significa que cualquier partícula que tiene masa con cierta velocidad, debe comportarse además como onda.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBREDE HEISENBERG  No es posible conocer simultaneamente la velocidad y la posición de una partícula.

PROPOSICIÓN DE SCHRÖDINGER  En 1927 Erwin Schrödinger, propuso una ecuación en la que introdujo la hipótesis de Broglie tomando en cuenta el comportamiento de onda y de partícula para el electrón.  La ecuación de Schrödinger es muy compleja y cuando se resuelve permite tener soluciones llamadas funciones de onda ψ. El cuadrado de esta función(ψ2) nos habla de la probabilidad de encontrar un electrón en el átomo.

NÚMEROS CUÁNTICOS  N° Cuántico Principal(n)  N° Cuántico Secundario(l)  N° Cuántico Magnético(ml)  N° Cuántico de Espín (ms)

N° CUÁNTICO PRINCIPAL(n)  Nos indica en que nivel de energía se encuentra el electrón.  Toma los valores 1,2,3... etc  Mientras mayor es este valor el electrón posee mas energía, ya que esta más alejado del núcleo.

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO o AZIMUTAL (l)  Este número nos indica la forma del orbital  Se obtiene por la fórmula (n-1)  Los valores que puede tomar son 0,1,2,3..., a cada uno se le asigna una letra así, tenemos: 0 = s; 1 = p; 2 = d; 3 = f; 4=g

NUMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO(ml)  Este número describe la orientación del orbital en el espacio.  Además este número nos revela la cantidad de orbitales que hay por cada subnivel.  La fórmula para calcular este número es ml = (2l + 1)  Los valores que toma este número pueden ir del ...-3,-2,-1,0,1,2,3...

ORBITALES ATÓMICOS s

px

py

d

d

1

f

1

2

pz

d

f

3

2

d

d

4

f

3

5

NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN  Este número nos

Spin del Electrón

indica el giro del electrón sobre su propio eje.  Toma los valores de +1/2 si gira entorno a las agujas del reloj y de -1/2 si gira en sentido contrario de las agujas del reloj.

Resumen de los posibles valores de los números cuánticos.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA  Una configuración electrónica es la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos orbitales de un átomo.

Principios que rigen la configuración electrónica...  Principio de exclusión de Pauli.  Principio de constitución  Principio de máxima multiplicidad o de Hund.

Principio de constitución  Los electrones de un átomo en su estado fundamental ocuparán los niveles de más baja energía posible, de acuerdo con el principio de exclusión.

Principio de exclusión de Pauli  En ningún átomo pueden existir dos electrones con el mismo conjunto de cuatro números cuánticos.

Principio de máxima multiplicidad  En el estado fundamental los electrones ocuparán los orbitales de un determinado valor de 1, de forma que exista el mayor número de electrones desapareados

REGLA DE LAS DIAGONALES