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fqcolindres. blogspot. com Átomos y sistema periódico 4º ESO

Átomos y sistema periódico ü ü ü ü ü Teoría atómica de Dalton Las partículas del átomo Modelo atómico de Thomson Modelo atómico de Rutherford Modelo atómico de Bohr Modelo mecano-cuántico Configuración electrónica Sistema periódico Radio atómico Carácter metálico

Teoría atómica de Dalton En 1808, John Dalton publicó su teoría atómica, que retomaba las antiguas ideas de Demócrito: 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí (tienen igual masa y propiedades). Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes. 3. Los compuestos se forman al combinarse átomos de dos o más elementos en proporciones fijas. 4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo se crea ni se destruye.

Descubrimiento del electrón A finales del siglo XIX los experimentos realizados sobre la conducción de la electricidad en los gases, dieron como resultado el descubrimiento de los rayos catódicos. J. J. Thomson demostró en 1897 que dichos rayos estaban formados por pequeñas partículas con masa y carga negativa que fueron bautizadas con el nombre de electrones.

Descubrimiento del electrón En 1910, R. Millikan determinó la carga eléctrica del electrón con el experimento de la “gota de aceite”: qe = -1, 602· 10 -19 C. Conocida la carga del electrón se pudo determinar su masa:

Descubrimiento del protón y del neutrón Descubrimiento del PROTÓN: Como los átomos son eléctricamente neutros, además de los electrones deben de tener partículas con carga positiva. Diversas experiencias permitieron descubrir el protón a E. Rutherford en 1919. Descubrimiento del NEUTRÓN: J. Chadwick, en 1932, descubrió que en los átomos hay una tercera partícula que no tiene carga eléctrica, que se llamó neutrón.

Las partículas del átomo Los átomos están formados por tres tipos de partículas: • Electrones, con carga eléctrica negativa. • Protones, con carga eléctrica positiva y una masa mucho mayor que los electrones. • Neutrones, sin carga eléctrica y con una masa similar a los protones.

Modelo atómico de Thomson En 1904, J. J. Thomson sugirió un modelo en el que el átomo es una esfera maciza y homogénea de carga positiva, y los electrones están incrustados en dicha esfera al modo de un “pastel de pasas”. El átomo es eléctricamente neutro, pero puede ionizarse al ganar o perder electrones.

Experiencia de la lámina de oro En 1911, Geiger y Marsden, colaboradores de Rutherford, bombardearón una lámina muy fina de oro con partículas alfa (positivas) procedentes de un material radiactivo, a gran velocidad. El experimento permitió observar el siguiente comportamiento en las partículas alfa: • La mayoría de ellas atravesaban la lámina sin desviarse. • Algunas de desviaban ligeramente. • Una de cada 20 000 partículas rebotaron hacia atrás. El comportamiento de las partículas no podía ser explicado con el modelo de Thomson, así que Rutherford lo abandonó y sugirió otro basado en el átomo nuclear.

Modelo atómico de Rutherford En 1911, Rutherford sugirió el siguiente modelo atómico: • El átomo consta de un núcleo, muy pequeño frente al tamaño del átomo (105 veces menor), cargado positivamente (con protones) y donde se concentra casi toda la masa del átomo. • La corteza es la zona donde los electrones giran alrededor del núcleo. Como dicha zona ocupa la mayor parte del volumen atómico y la masa de los electrones es pequeña, se puede decir que es una zona de vacío.

Número atómico y número másico En 1913, H. Moseley ideó un método que permitía conocer la carga positiva existente en el núcleo. Dicha carga nuclear se denominó número atómico. El número atómico expresa la carga nuclear de un átomo, esto es, el número de protones que tiene. Se representa por la letra Z. El número másico expresa la suma de protones y neutrones existentes en el núcleo. Se representa por la letra A. Isótopos son dos átomos del mismo elemento, que tienen el mismo número atómico y distinto número másico. número atómico: Z número neutrónico: N número másico: A = Z + N

Crítica al modelo de Rutherford El modelo atómico de Rutherford era incompatible con la teoría electromagnética de Maxwell, según la cual toda carga acelerada emite radiación electromagnética perdiendo energía. El electrón debería estar irradiando energía continuamente (perdiendo velocidad), y finalmente debería caer al núcleo. • El modelo no es coherente con la estabilidad atómica. • Tampoco es capaz de explicar la existencia de los espectros atómicos discontinuos.

Espectros atómicos Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento. . . ), éstos emiten radiaciones de determinadas frecuencias, que constituyen su espectro de emisión. Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe ciertas frecuencias, las mismas de su espectro de emisión. Este será su espectro de absorción.

Modelo atómico de Bohr En 1913, el físico danés Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico que explicaba la estabilidad de los átomos y los espectros atómicos observados. El modelo se basa en tres postulados: 1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía (órbitas estacionarias). 2. Sólo son posibles determinadas órbitas. En cada órbita el electrón tiene determinada energía, menor cuanto más cerca está del núcleo. 3. Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, absorbe o emite la energía que observamos en los espectros atómicos.

Modelo atómico de Bohr El modelo de Bohr se conoce como modelo de capas, por que supone que los electrones del átomo se organizan en capas o niveles de energía.

Modelo mecano-cuántico del átomo Entre 1925 y 1930, Heisenberg y Schrödinger entre otros, elaboraron un nuevo modelo del átomo que recoge tanto el carácter ondulatorio de los electrones como la imposibilidad de predecir trayectorias exactas. Esta teoría establece el concepto de orbital (en contraposición a la órbita exacta de Bohr) como la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe una alta probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada.

Tipos de orbitales Los orbitales pueden tener distinta forma y tamaño dependiendo de la capa de la corteza que se considere.

Tipos de orbitales Cada tipo de orbital se designa con una letra (s, p, d, f). En cada capa de la corteza del átomo puede haber distintos tipos de orbitales (tantos como el nº de capa): Capa 1: sólo orbital s Capa 2: orbitales s y p Capa 3: orbitales s, p y d Capa 4: orbitales s, p, d y f Para designar un orbital se indica el número de capa y la letra del tipo, p. ej. 2 s, 3 d, 5 f, … Los orbitales del mismo tipo tienen la misma forma. El tamaño de los orbitales es mayor cuanto mayor sea el número de capa.

Energía de los orbitales En general, la energía de los orbital depende de la capa. El diagrama de Moeller nos permite recordar el orden de energía de los orbitales.

Configuración electrónica de un átomo es el modo en que están distribuidos los electrones alrededor del núcleo. Para obtener la configuración electrónica de un átomo se debe tener en cuenta: • En cada orbital solo puede haber dos electrones como máximo. • Los electrones se van colocando ocupando el orbital de menor energía posible. • En cada subnivel caben distinto número de electrones: 2 en los s, 6 en los p, 10 en los d, 14 en los f. • Cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía (del mismo subnivel), se disponen ocupando el mayor número de orbitales posible. La configuración electrónica de un átomo se expresa indicando el número de electrones de cada orbital mediante un superíndice. Por ejemplo: 1 s 2 2 p 4

Configuración electrónica de algunos elementos Elemento 1 s Orbitales 2 s 2 px 2 py 2 pz 3 s Configuración 1 s H 1 s 1 2 s 2 p He 1 s 2 3 s 3 p 3 d Li 1 s 2 2 s 1 4 s 4 p 4 d 4 f C 1 s 2 2 p 2 5 s 5 p 5 d 5 f … N 1 s 2 2 p 3 O 1 s 2 2 p 4 F 1 s 2 2 p 5 Ne 1 s 2 2 p 6 Na 1 s 2 2 p 6 3 s 1 6 s 6 p 6 d 6 f … 7 s 7 p . . .

Configuración electrónica

Los orígenes de la tabla periódica En 1869, Dimitri Mendeleiev presentó una clasificación de los 63 elementos conocidos hasta entonces, basada en el orden creciente de sus masas atómicas, y agrupados por sus propiedades químicas semejantes. En 1970, de manera independiente, L. Meyer publicó su propia clasificación de los elementos atendiendo a los volúmenes atómicos.

Sistema periódico actual Los elementos están colocados por orden creciente de su número atómico (Z). Está formado por 18 columnas verticales (grupos o familias) y 7 filas horizontales (periodos). Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares.

Sistema periódico actual Se llama capa de valencia de un átomo a su última capa electrónica. Los elementos del mismo periodo tienen el mismo número de capa de valencia. Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia.

Radio atómico es la mitad de la distancia que separa los núcleos de dos átomos iguales enlazados en un sólido. En un mismo grupo, el radio aumenta hacia abajo, ya que al pasar de un periodo al siguiente aumenta el número de capas de electrones. En un mismo periodo, el radio disminuye hacia la derecha, ya que al aumentar la carga nuclear (Z) y por lo tanto la fuerza atractiva sobre los electrones, disminuirá el tamaño del átomo.

Radio atómico

Carácter metálico Los átomos de los gases nobles (grupo 18) son los más estables. Su configuración electrónica de valencia es s 2 p 6 (8 electrones). Los átomos del resto de elementos intentan alcanzar la misma estabilidad perdiendo o ganando electrones. Metales son los elementos que tienden a perder electrones, formando cationes. No metales son los elementos que tienden a captar electrones, formando aniones. Entre los metales y los no metales están los semimetales, que tienen un comportamiento intermedio. Se llama carácter metálico de un elemento a su capacidad para perder electrones. Aumenta hacia abajo y la izquierda en la tabla periódica.

Carácter metálico Se llama carácter metálico de un elemento a su capacidad para perder electrones. Es una propiedad periódica, que aumenta hacia abajo y la izquierda en la tabla periódica.