Modelo de Dalton. Fue el primer modelo atómico con bases
científicas, fue formulado en 1808 por John Dalton. Se
considera que los átomos son esferas sólidas que no
pueden partirse o dividirse en partes más pequeñas
(son indivisibles). Los átomos son eléctricamente
neutros. Este primer modelo atómico postulaba: La materia
está formada por partículas muy pequeñas
llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden
destruir. Los átomos de un mismo elemento son iguales
entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los
átomos de los diferentes elementos tienen pesos
diferentes.
Modelo de Dalton. Los átomos, al combinarse para formar
compuestos guardan relaciones de números enteros simples:
1:1, 2:1, 1:3. Ninguna reacción puede cambiar los
átomos en sí mismos, aunque los átomos se
combinan y las moléculas se descomponen en átomos.
Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en
proporciones distintas y formar más de un compuesto. Los
compuestos químicos se forman al unirse átomos de
dos o más elementos distintos.
Masa del electrón El molino gira carga del electrón
– Las partículas se desvían hacia el Ánodo
+
Modelo de Thompson. El modelo de Dalton desapareció ante
el modelo de Thompson ya que no explica los rayos
catódicos, la radioactividad ni la presencia de los
electrones (e-) o protones (p+). Luego del descubrimiento del
electrón en 1897 por Joseph Thompson, se determinó
que la materia se componía de dos partes, una negativa y
una positiva. La parte negativa estaba constituida por
electrones, los cuales se encontraban según este modelo
inmersos en una masa de carga positiva a manera de pasas en un
pastel.
Modelo de Thompson. Detalles del modelo Para explicar la
formación de iones, positivos y negativos, y la presencia
de los electrones dentro de la estructura atómica,
Thompson ideó un átomo parecido a un pastel de
frutas. Una nube positiva que contenía las pequeñas
partículas negativas (los electrones) suspendidos en ella.
El número de cargas negativas era el adecuado para
neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo
perdiera un electrón, la estructura quedaría
positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De
esta forma, explicaba la formación de iones; pero
dejó sin explicación la existencia de las otras
radiaciones.
99% vacio hueco
Modelo de Rutherford Este modelo fue desarrollado por el
físico Ernesto Rutherford a partir de los resultados
obtenidos en lo que hoy se conoce como el experimento de
Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el modelo de
Thompson, ya que mantiene que el átomo se compone de una
parte positiva y una negativa, sin embargo, a diferencia del
anterior, postula que la parte positiva se concentra en un
núcleo, el cual también contiene virtualmente toda
la masa del átomo, mientras que los electrones se ubican
en una corteza orbitando al núcleo en órbitas
circulares o elípticas con un espacio vacío entre
ellos.
Modelo de Rutherford A pesar de ser un modelo obsoleto, es la
percepción más común del átomo del
público no científico. Rutherford predijo la
existencia del neutrón en el año 1920, por esa
razón en el modelo anterior (Thompson), no se habla de
éste. Por desgracia, el modelo atómico de
Rutherford presentaba varias incongruencias: Contradecía
las leyes del electromagnetismo de James Clerk Maxwell, las
cuales estaban muy comprobadas mediante datos experimentales.
Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en
movimiento (en este caso el electrón) debería
emitir energía constantemente en forma de radiación
y llegaría un momento en que el electrón
caería sobre el núcleo y la materia se
destruiría. Todo ocurriría muy brevemente.
Modelo de Bohr “El átomo es un pequeño
sistema solar con un núcleo en el centro y electrones
moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien
definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e-
pueden estar solo en ciertas orbitas). Cada orbita tiene una
energía asociada. La más externa es la de mayor
energía. Los electrones no radian energía (luz)
mientras permanezcan en orbitas estables. Los electrones pueden
saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor
energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de
energía (una cantidad) igual a la diferencia de
energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a
una de menor, pierde energía en forma de radiación
(luz).
El danés Bohr, propone el modelo atómico que
contiene órbitas esféricas concéntricas por
donde viajan los electrones, y éstos, dependiendo de su
posición, tienen distinto contenido energético. A
los niveles se les da los nombres de K, L, M, N, O, P, Q ó
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. La capacidad electrónica por nivel se
calcula con la fórmula 2n2 donde n es el nivel de
energía (para los primeros cuatro niveles y los cuatro
restantes se repiten en forma inversa), es decir el nivel K (1)
n=1 por lo que 2n2 [2(1)2]=2; en L n=2 2n2 [2(2)2]=8 , etc. De
tal manera que la capacidad electrónica por nivel es : K L
M N O P Q 2 8 18 32 32 18 8
El espectro de emisión atómica de un elemento es un
conjunto de frecuencias de las ondas electromagnéticas
emitidas por átomos de ese elemento, en estado gaseoso,
cuando se le comunica energía (por medio de calentamiento.
Tercer postulado de Bohr Cuando un electrón pasa de una
órbita externa a una más interna, la diferencia de
energía entre ambas órbitas se emite en forma de
radiación electromagnética. Absorbe un cuanto y
pasa a una orbita mayor. Por medio de calentamiento Desprende un
cuanto de energía y pasa a una orbita menor Esto lo
percibimos a través de luz de color determinado para el
cobre es verde
Modelo actual- Schrödinger y Heisenberg En este modelo no se
habla de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una
región del espacio en la que la probabilidad de encontrar
al electrón es máxima. reempe
PARTICULAS FUNDAMENTALES DEL ATOMO
Partículas fundamentales del átomo
Partículas fundamentales del átomo y sus
características Los átomos no son las
partículas mas pequeñas que existen: Están
formados por partículas mas pequeñas, llamadas
partículas subatómicas: Distintas investigaciones
llevaron al descubrimiento de tres partículas
subatómicas: electrones, protones y neutrones.
Numero atomico NÚMERO ATÓMICO.- El número
atómico es el que determina la cantidad de protones
existentes en el núcleo de un átomo determinado. El
número atómico es la magnitud que singulariza las
propiedades químicas. Los elementos se encuentran
ordenados respecto al su numero atómico en la tabla
periódica de los elementos y se representa con la letra Z.
NUMERO ATOMICO DEL HIDROGENO………..Z=1
P.A.= 1.00797
MASA ATOMICA.- Indica la masa atómica de un átomo,
expresada en unidades de masa atómica (umas). Indica el
número de partículas en la corteza de un
átomo. Ejemplo la masa atómica del C12 con 6
neutrones = 12 La masa atómica de un elemento es la medida
ponderada de las masas atómicas de todos sus
isótopos, es decir, es la suma de las masas de las
partículas presentes en un átomo; protones y
neutrones. Un mismo elemento químico puede tener varios
isótopos y puede variar la masa del elemento. Masas
atómicas de varios elementos Carbono = 12.0107 Mercurio =
200.59 Nitrógeno = 14.00674 ISOTOPOS.- Son átomos
de un mismo elemento que difieren en su número de masa
porque poseen diferentes números de neutrones.
Modelo cuántico. ÁtomoDirac_Jordan
Introducción. Este modelo del átomo fue
desarrollado principalmente por Edwin Schrodinger y Dirac -Jordan
y se describe el comportamiento del electrón en
función de sus características ondulatorias. Esta
teoría se deriva de tres conceptos fundamentales:
1.-Estados estacionarios de energía. Fueron definidos por
Bohr y se refieren a cada uno de los niveles en donde se
encuentra una determinada cantidad de electrones
2.-Naturaleza dual de la masa. Louis de Broglie. Al
igual que la luz, los electrones tienen características de
partícula y de onda. 3.-Principio de Incertidumbre
de Heisemberg. " Es imposible conocer con exactitud perfecta los
dos factores que gobiernan el movimiento del electrón: su
posición y su velocidad". Cada átomo se identifica
por la cantidad de protones que tiene, de ahí su
número atómico, pero además debe tener
también la misma cantidad de electrones, ya que el
átomo es neutro eléctricamente. siguiente
Principios auxiliares También ayudan los siguientes
principios para la definición del modelo atómico
actual. Principio de exclusión de Pauli. En un
átomo no puede haber dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales. En un orbital no puede
haber mas de dos electrones y estos deben tener spines opuestos o
antiparalelos (+ ½, – ½) ya que los dos electrones
ocupan el orbital tienen iguales los números cuanticos n,
l y m. Regla de Hund. Es una regla empírica obtenida en el
estudio de los espectros atómicos que dice: Al llenar
orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los
cinco d, o los siete f) los electrones se distribuyen, siempre
que sea posible, con sus spines paralelos, es decir, separados.
El átomo es mas estable, tiene menor energía,
cuando tiene electrones desapareados (spines paralelos) que
cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o
antiparalelos).
H 1S
He 1S
Li 1S
Be 1S
B 1S
c 1S
N 1S
O 1S
F 1S
Ne 1S
Para encontrar la distribución electrónica se
escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia
abajo y de derecha a izquierda (seguir colores) Aufbau
Finalmente la configuración queda de la siguiente manera:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
7s2 5f14 6d10 7p6 El orbital : S admite 2 electrones P admite 6
electrones d admite 10 electrones f admite 14 electrones
Configuración electrónica 2
Obtener la configuración electrónica normal de Sc21
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 Ga31 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
Sn50 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 Rb37 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 llLLenado Auf
Bau
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p5 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
4p6 5s2 5p6 5d4 Ca (Z=20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Configuración electrónica 3 Cl (Z=17) 1s2 2s2 2p6
3s2 3p5 Sn (Z=50) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
4p6 5s2 4d10 5p2 Cuales configuraciones son correctas y a que
elemento pertenecen? 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 5d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3
En química inorgánica el Kernel es una forma de
simplificación de la configuración
electrónica de un elemento sustituyendo los electrones
anteriores a la capa de valencia por la configuración del
gas anteriror mas cercano entre corchetes y seguido de los
electrones restantes. Así por ejemplo la
configuración del Litio Li (Z=3) sería: 1s2 2s1 El
Helio (Z=2) es 1s2, por lo que el kernel del Li sería el
siguiente: [He] 2s1 Mg (Z=12): 1s2 2s2 2p6 3s2 Su kernel
sería: [Ne] 3s2 Y (Z=39): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
5s2 4d1 . Su kernel sería: [Kr]5s2 4d1 KERNEL
Tarea: a)Realiza las configuraciones electrónicas de los
siguientes elementos: Rb, Sc, Ga, Cu, K, S, P, Pb, Ga. Al, Br, b)
Todas las preguntas correspondientes a modelos atómicos.
c)Todas las preguntas correspondientes a Modelo actual y
configuración electrónica
Configuración electrónica Kernel Los del
grupo 2 terminan en configuración S2 Los del grupo
terminan en configuración d1 tabla periódica
… Los del grupo 12 terminan en configuración d10 un
nivel menos que el S Los del grupo 13 terminan en
configuración p1 … Los del grupo 18 terminan en
configuración p6 Los del grupo 1 terminan en
configuración S1
Configuración electrónica Kernel. Ejemplos
Encontrar la configuración electrónica con Kernel
de Ba [Xe] 6s2 Zr [Kr] 5s2 4d2 Ga [Ar] 4s2 3d10 4p1 I [Kr] 5s2
4d10 5p5 A partir del nivel 4 va un orbital d entre S y P El
orbital s y p van de acuerdo a su nivel en la tabla El orbital d
siempre lleva un nivel menos que el S anterior
S p d f TABLA PERIODICA Y BLOQUES
Es el ultimo electrón que se acomoda en la
configuración electrónica Mg12 1s2 2s2 2p6 3s2