““Actualización de los contenidos para Actualización de los contenidos para la enseñanza teórica y experimental de la enseñanza teórica y experimental de la química de 1º y 2º medio de acuerdo la química de 1º y 2º medio de acuerdo

a los nuevos ajustes curricularesa los nuevos ajustes curriculares””

Dr. Cristian Salas S.Prof. Depto Química Orgánica

2010

Pontificia Universidad Católica de Chile

Facultad de Química

Dirección de extensión

EL MODELO ATOMICO ORIGEN Y EVOLUCION

El concepto de átomo surgió en la antigua Grecia, lo planteó

Demócrito (460-370 a. C.). Para él, toda la materia

estaba hecha de componentes muy pequeños que eran

indivisibles, a los que llamó átomos.

John Dalton (1766 – 1844)

Fue el primero en aplicar el concepto de átomo Para explicar los fenómenos químicos. Entre sus postulados de su teoría atómica se encuentran los siguientes:

Además introdujo la primera simbología química

• Toda la materia esta constituida por átomos• Los átomos de un elemento son idénticos• Los átomos son indivisibles e indestructibles.

HIDROGENO NITROGENO CARBONO OXIGENO FOSFORO AZUFRE CAL SOSA

POTASA HIERRO COBRE PLOMO PLATA ORO BARITA MERCURIO

NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA

Actividad de indagación:

“La electricidad en el día a día”

a) ¿Cómo se relaciona la electricidad con lo observado en esta actividad?

b) ¿Qué cambios ocurrirán en el globo después de frotarlo?

c) Representa por medio de un dibujo o esquema el fenómeno observado?

Joseph John Thomson (1856 – 1940)

Físico Británico, fue el descubridor de los electrones, si bien ya se sabia de la naturaleza eléctrica de la materia, no fue hasta sus experimentos de rayos catódicos, los que determinaron la existencia de los electrones.

Primer modelo de átomo

Experimento de Thomson: Rayos catódicos

•¿Qué faltó en la idea del átomo propuesta por los griegos?• Según tus actuales conocimientos, ¿son correctos los postulados de Dalton?• Investiga a través de Internet, dos ejemplos de aplicación moderna del tubo de rayos catódicos.

Preguntas para los alumnos:

Ernest Rutherford (1871 – 1937)

Físico Neocelandés. Fue discípulo de J.J. Thomsom, fue el descubridor del núcleo atómico al que asigno carga positiva (+) ya que eran estos los que cambiaban las trayectorias de partículas al chocar con un a lamina de oro.

modelo atómico con núcleos y orbitas electrónicas

Experimento de Rutherford: Descubrimiento del Protón

Experimento de Rutherford: Descubrimiento del Protón

LAS PARTICULAS QUE COMPONEN EL ATOMO

Partícula Símbolo. Carga Ubicación Masa,g Protón p+ + 1 núcleo 1,67x10-24

Neutrón n° 0 núcleo 1,67x10-24 electrón e- - 1 exterior 9,11x10-28

El neutrón fue descubierto en 1930 por el físico James Chadwick

NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO

Actividad de indagación:

“Conociendo la composición de diferentes átomos”

XXA

A – Masa atómica Nº Total Protones y Neutrones

Z

Z – Número atómico Nº Total Protones o de Electrones

C

C – Carga Valores + o -

NUMERO ATOMICO Y NUMERO MASICO

Isótopos de Hidrogeno

Hidrogeno Deuterio Tritio

INICIO DE LA ERA CUANTICA:

MODELO ATOMICO ACTUAL

¿Qué ocurre con el electrón cuando gira alrededor del núcleo?

Actividad de Indagación:

a) Si la esfera de plumavit representara al electrón, ¿Qué le pasaría si dejara de girar?

b) ¿Qué partes del átomo se representan en esta experiencia?

¿Qué ocurre con el electrón cuando gira alrededor del núcleo?

ENERGIA CUANTIZADA O QUANTUM DE ENERGIA

Niels Bohr (1885 – 1962)

Físico Danés, colaborador de Thomsom y Rutherford, incorporó al modelo el “quántum deenergía” propuesto por Max Planck (1858-1947), que consiste en que la energía viene en unidades fundamentales (paquetes de energía) llamadas fotones.

Así, el modelo de Bohr sitúa los electrones sin que giren libremente a cualquier distancia del núcleo, sino que ocupan un espacio determinado a una cierta distancia del núcleo, describiendo una ruta por la cual transitan los electrones, conocida como niveles de energía.

Cada nivel es distinto de otro en su tamaño y energía, dependiendo de la distancia a la cual se encuentren del núcleo.

modelo atómico cuantizado

Espectro visible de Hidrogeno

Series de Balmer

Espectro visible de Hidrogeno

MODELO ATOMICO DE BOHR

• Un nivel de energía es una región del espacio en donde podemos encontrar un electrón.• En cada nivel de energía hay espacios en las que existe la probabilidad de encontrar un electrón, esta zona se denomina orbital.

• Los átomos poseen un núcleo central en el que se concentra casi la totalidad de su masa.• Los electrones giran en órbitas fijas y definidas, que corresponden a niveles de energía (n), con valores 1, 2, 3,…desde la órbita más cercana al núcleo.• Los electrones más cercanos al núcleo tienen menor energía que los más alejados de él.• Mientras un electrón gira en una determinada órbita, no consume ni libera energía: se dice que se encuentra en un estado fundamental. • Cuando un electrón absorbe energía desde una fuente externa, cambia de nivel, lo que se denomina “salto electrónico”, y deja al átomo en un estado excitado. Este estado es inestable, por lo que el electrón reemitirá la energía absorbida en forma de un fotón (quántum de energía) volviendo al estado fundamental.• El número máximo de electrones por nivel de energía corresponde al valor de la fórmula 2n2.

POSTULADOS DE BOHR

Louis Victor de Broglie (1892 – 1987)

Físico Francés, propuso una nueva idea al comportamiento atómico, la posibilidad que las partículas tuvieran propiedades ondulatorias. Idea que se comprobó al detectarse la difracción de un haz de electrones.

Asociación de ondas a orbitas quánticas

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Actividad de Indagación:

¿Se puede determinar con exactitud la velocidad y posición de un electrón?

¿Se puede saber

En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976), asumiendo el comportamiento ondulatorio de los electrones, planteó que es imposible conocer simultáneamente la posición y velocidad de un electrón. Cuanto más exacta sea la determinación de una de estas variables más inexacta será la de la otra. Es decir, no se puede determinar con precisión el recorrido que los electrones siguen cuando se mueven en torno al núcleo.

Erwin Schrödinger (1887 – 1961)

Físico Austriaco, propuso las bases del modelo atómico moderno: “las funciones de onda” (). Aparesen los numeros cuanticos y el concepto de “Orbital”

Ecuación de Schrödinger

=

n : principal

l : momento angular

m : magnético

s : spin

MODELO ATOMICO ACTUAL

Posibles preguntas:

Actividad de Indagación:

En el modelo atómico actual se define el concepto de orbital atómico como una región del espacio alrededor del núcleo en la que la probabilidad de encontrar un electrón es alta. Para describir cómo se ordenan los electrones del átomo, se considera que:

• Los orbitales se encuentran organizados en niveles de energía. Estosniveles van del 1 al 7.

• Mientras más lejos están los electrones del núcleo, mayor es su nivel deenergía.

• Cada nivel de energía se divide en subniveles.

• Un subnivel está compuesto de orbitales que tienen las mismas características dentro de un nivel de energía.

MODELO ATOMICO ACTUAL(relacionar con la actividad anterior)

MODELO ATOMICO ACTUAL

NUMEROS CUANTICOS

Los estados de energía permitidos para un electrón están determinados por los números cuánticos

n : principal (nivel de energía)

l : secundario (forma del orbital y energía del subnivel: s, p, d, f)

ml : magnético (orientación del

orbital en el espacio: 0, + 1, + 2, … )

s : espín

¿Cómo relacionarlos con la actividad de indagación anterior?

Orbital sOrbital s Orbital pOrbital pxx

Orbital pOrbital pyy Orbital pOrbital pzz

Orbital dOrbital dxyxy Orbital dOrbital dzyzy

Orbital dOrbital dxzxz Orbital dOrbital dz2y2z2y2

Orbital dOrbital dz2z2

NUMEROS CUANTICOS

Actividad de indagación:“Numero cuántico de espín”

a) ¿Qué orientación tienen los giros de la bailarina?b) ¿Qué cantidad de espacio total representa cada orientación del giro?

El electrón gira sobre su propio eje, genera un campo magnético y esta propiedad se denomina espín. Los electrones, al ser subpartículas cargadas, se comportan como pequeños imanes con dos posibilidades de espín: los dos únicos valores de ms son +1/2 y - 1/2 y se representan por las flechas ↓ y ↑

CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ELEMENTOS

• La forma en la que se distribuyen los electrones en los orbitales de un átomo en su estado fundamental se denomina configuración electrónica (CE).

• La distribución de los electrones en niveles y orbitales atómicos alrededor del núcleo, dado por los tres primeros números cuánticos.

• Se usa la abreviación:

nlx

• Principio de exclusión de Pauli

• Regla de las diagonales o aufbau

• Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund

Configuración electrónica: Regla de Hund

Actividad de Indagación:

“Regla del asiento vacío”

a) ¿Por qué crees que ocurre esta situación descrita?b) Si cada persona es un electrón de espín ¿Cuántas personas de espín positivos hay en los recuadros 2 y 3?c) ¿En que momentos comienzan a aparecer los espín negativos?

Configuración electrónica:

Regla de Hund

• La fuerza de repulsión electrostática entre dos electrones será la mínima cuanto más alejados estén uno del otro. De acuerdo con este hecho y con el principio de exclusión de Pauli, en 1927 se enunció la regla del físico alemán F. Hund, según la cual:

En la configuración de mínima energía, cuando los electrones llenan orbitales diferentes que poseen la misma energía, los electrones permanecen desapareados al máximo y mantienen espines paralelos.

• Los electrones, al repelerse unos con otros, no se aparearán mientras haya niveles energéticos adecuados que estén vacíos.

Sistema basal para Átomo de Hidrogeno

Sistema modificado para Átomos Poli-electrónicos

Configuración electrónica

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p

Regla diagonal

Orden de llenado

Configuración electrónica: Información que entrega

Actividad de indagación:

Configuración Electrónica Abreviada

La configuración electrónica de un elemento puede abreviarse escribiendo entre corchetes el símbolo del gas noble anterior y, a continuación, la configuración electrónica externa (CEE).

Na: [Ne]3s1. Li: [He]2s1.

Electrones Internos Electrones de Valencia entre corchetes fuera de conf. de gas noble

En la tabla periódica los átomos están ordenados por número atómico.

Producto de esta organización, los átomos se encuentran ordenados por propiedades en común o propiedades periódicas, que derivan de la organización de la configuración electrónica.

Configuraciones electrónicas y la tabla periódica

Configuraciones electrónicas y la tabla periódica

Actividad de indagación:

Ubicación de un elemento en la tabla periódica

a) ¿Qué semejanzas observas en la configuración electrónica del Berilio y magnesio?b) ¿Qué diferencias encuentras en la CEE del cloro y argón?

La tabla periódica está estructurada de modo que los elementos están relacionados por un mismo tipo de configuración de los electrones de valencia o la capa más externa.

Grupo IIA (2A)

Be [He]2s2

Mg [Ne]3s2

Ca [Ar]4s2

Sr [Kr]5s2

Ba [Xe]6s2

Ra [Rn]7s2

ns2

Configuraciones electrónicas y la tabla periódica

Periodos

Grupos

La Tabla Periódica

CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS

PRIOPIEDADES PERIODICAS

• Para organizar los elementos en la tabla periódica, se han establecido criterios que son comunes a algunos elementos, así tenemos metales, no metales, metaloides y gases nobles.

• Cada grupo de elementos posee ciertas propiedades comunes, sin embargo, si analizamos la tabla periódica en su conjunto encontraremos propiedades, llamadas propiedades periódicas.