Diapositivas contentivas de estructura atómica y tabla periódica

1. QUÍMICA GENERAL
La Estructura Atómica
Por:
Arelis Michinel

2. Origen de la Química
¿Qué es la Química?
Ciencia que estudia la constitución, estructura y propiedades de
la materia, las leyes que regulan las transformaciones de unos
cuerpos en otros.
Origen:
- Época posterior al fuego: desde un principio el hombre
primitivo tubo interés por los metales, el más antiguo es el oro
(7000 años), era de gran manejabilidad, solo era necesario
fundirlo. En ocasiones se encontraba unido a la plata y al
fundirlos se obtenía una aleación.

3. Origen de la Química
- Edad de bronce: se remonta a 4000 a.C. Fueron los fenicios
los que se distinguieron por el trabajo en bronce. Adquirieron
fama por su maestría en la fabricación de armas, con las que
comercializaban.
- Edad de hierro: ocurre unos 1200 a.c. Que fue considerado
un metal precioso en sus orígenes. Debido a la dificultad que
representaba su obtención y su gran resistencia. Luego se
descubre el acero que se utilizó en la fabricación de armas.
La civilización egipcia fue la de mayor conocimiento de la
época y llegaron a trabajar la materia, fabricando: Vidrio,
colorantes (telas), cosméticos, jabón, perfumes, multitud de
medicamentos, etc.

4. El átomo como unidad fundamental de la materia
Modelo de Thomson Modelo de Rutherford
Físico Británico Físico Neolandes
Fecha: 1910 Fecha: 1911 (Hans Geicer y Ernest
Teoría: Distribución de las cargas Marsden colaboradores de Rutherford)
eléctricas en el interior del átomo. Teoría: El átomo Nuclear
Experimento: Basado en un experimento
de rayos catódicos; Irradio con partículas Experimento: similar al experimento de
Thomson, pero observó que la mayoría de
alfa (α) una finísima lamina de oro (≅ 10-
las partículas atravesaban estas láminas
6
cm. Al atravesar el metal, sufrían sin perder velocidad ni sufrir desviaciones
pequeñas desviaciones respecto a su apreciables, Pero notó aprox. Una de cada
desviación original, puestas de manifiesto a millón de partículas era desviada en un
través de una placa fotográfica. ángulo mayor de 90° y que otras
Conclusión: El átomo podía considerarse rebotaban en el metal y volvían hacia
como una pequeña esfera de electricidad atrás.
positiva, dada la elevada masa de
protones, en la que se encontraban Conclusión:
incrustados los electrones(de forma similar •Un núcleo central que contiene los
a como se encuentran las pasas de uva en protones y neutrones.
un pastel) de masa insignificante y con •Una corteza, formada por los electrones,
carga negativa, en número suficiente para que giran alrededor del núcleo en orbitas
neutralizar a la carga positiva. circulares.

5. Continuación…
Modelo de Thomson Modelo de Rutherford
Insuficiencias del modelo de Insuficiencias del modelo de
Thomson: Rutherford:
La suposición de una esfera vaga e 1. Se contradecía con las leyes del
indefinida de electricidad positiva no era electromagnetismo de Maxwell, las cuales
satisfactoria. estaban ampliamente comprobadas
Dicho modelo fue superado tras el mediante numerosos datos
experimento de Rutherford, cuando se experimentales. Según las leyes de
descubrió el núcleo del átomo. El modelo Maxwell, una carga eléctrica en
siguiente fue el modelo atómico de movimiento (como es el electrón) debería
Rutherford. emitir energía continuamente en forma de
radiación, con lo que llegaría un momento
en que el electrón caería sobre el núcleo y
la materia se destruiría; esto debería
ocurrir en un tiempo muy breve./ 2. No
explicaba los espectros atómicos.

6. Experimentos
Modelo de Thomson Modelo de Rutherford
Tubo de rayos catódicos con un a) Diseño experimental de Rutherford
campo eléctrico perpendicular a la para medir la dispersión de las
dirección de los rayos catódicos y a un partículas α causada por una lámina
campo magnético externo. Los rayos de oro. / b) Modelo amplificado de la
catódicos alcanzan el punto A, en trayectoria de las partícula α al
presencia de un campo magnético; en atravesar o ser desviadas por los
el punto C, en presencia de n campo núcleos.
eléctrico; y en el punto B, cuando no
hay campos externos presentes.
Lamina de oro
Ánodo Emisor de
Cátodo partículas α
Pantalla Ranura
de
Pantalla detección
fluorescente (a) (b)
Alto voltaje

7. TEORÍA CUÁNTICA DE RADIACIÓN
Modelo de Bohr
Fecha: 1913 •El electrón no consume ni libera energía.
Teoría: Principios fundamentales de la •A la órbita más cercana al núcleo (k), le
teoría de los cuantos. corresponde el menor nivel de energía.
Conclusiones: La teoría de Bohr significó la fundación
de la mecánica cuántica.
Bohr, como Rutherford admite:
•La existencia del núcleo atómico central.
•La corona electronica, cuya masa es
despreciable.
•Entre el núcleo y la corona hay conexión
electrónica.
Y propuso ademasque:
•Los electrones giran en orbitas fijas y
definidas. Están a distancias determinadas
del núcleo.
•A cada órbita le corresponde una
determinada cantidad de energía, la cual
es la suma de la energía potencial y
cinética.

8. La Teoría Actual del Átomo
Relación de De Broglie Principio de Heisemberg
Físico Francés. Físico Alemán.
Fecha: 1924 Fecha: 1927.
Tesis: Basándose en la naturaleza Onda- Teoría: Principio de incertidumbre.
corpúsculo para la luz, sugirió que al ser la Experimento: Sistema matemático al
naturaleza simétrica, la materia también cual llamó: Mecánica matricial.
debía tener esa dualidad.
Postulado: Es imposible realizar una
Hipótesis: toda partícula material en
determinación exacta de la posición y el
movimiento tenía una onda asociada, a la
momento lineal (masa  velocidad) de
que denominó Onda de Materia, cuya
una partícula con absoluta certeza. Por
longitud tendría la misma ecuación
lo cual, cabe pensar solamente en la
aplicable a la luz. El electrón es
probabilidad de encontrar el electrón en
simultaneamente onda y partícula.
una posición determinada.
Validez: Los físicos Davisso, Paget
Thomson demostraron que las láminas
metálicas difractaban los electrones
exactamente igual que difractaban un haz
de rayos X, , y que la longitud de onda de
un haz de electrones cumple la ecuación
propuesta por De Broglie. La dualidad
onda-corpúsculo es general para todos los
cuerpos.

9. La Teoría Actual del Átomo
Ecuación de Schrodinger Concepto moderno del Átomo
Físico Austriaco. Teoría Atómica Moderna ó Teoría
Fecha: 1926 Cuántica: Son las leyes que van a
determinar la posible posición de un
Modelo: Modificó el modelo atómico de electrón, así como conocer los 4 números
Bohr introduciendo las propiedades cuánticos de ellos( s, p, d, f ), y las
ondulatorias que posee el electrón. Con características de ellos y la forma en que
esta idea comprendió que el electrón no va a estar estructurado el átomo.
vulneraba las leyes de Maxwell y obtuvo
una ecuación matemática, ecuación de
onda: en la que las órbitas planetarias se
sustituyen por zonas del espacio, alrededor
del núcleo, donde es mayor la probabilidad
de encontrar un electrón en un
determinado subnivel (Orbitales atómicos)

10. Mecánica cuántica
 Números Cuánticos
 Numero cuántico principal (n)
 El Número cuántico del modelo angular ()
 El Número cuántico magnético (m)
 El Número cuántico del “Spin” (s)

11. Orden de ocupación de los subniveles de
energía electrónico
s p d f
K (2)
L (8)
M (18)
N (32)
O (50)
P (72)
Q (98)

12. Configuración electrónica
Expresa el número de
electrones en el orbital o
subnivel
1s 1
Expresa el número Expresa el número
cuántico principal n cuántico del momento
angular (ℓ)

13. Principio de exclusión de Pauli
 Configuraciones electrónicas de los átomos
polielectrónicos:
 No es posible que dos electrones de un átomo tenga
los mismos cuatro números cuánticos. En otras
palabras , solo dos electrones pueden coexistir en
el mismo orbital atómico.
He:
1s2
Wolfgang Pauli (1900 – 1958). Físico austriaco y uno de los fundadores de
la mecánica cuántica. Pauli recibió el Premio Nobel de Física en 1945)

14. Regla de Hund
La distribución electrónica más estable en
los subniveles es la que tiene el mayor
número de spines paralelos.
O:
1s1 2s2 2p4
Frederick Hund (1896 – 1997). Fisico Alemán que trabajo
principalmente en la mecánica cuántica

15. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE
LOS ÁTOMOS.
Para establecer la configuración electrónica en niveles de energía
(orbitales o capas) conviene recordar las llamadas Reglas de Bohr y
Bury, que dan una distribución aproximada. Dichas reglas dicen :
El número máximo de electrones en cada Nivel de Energía (K, L, M, N,
O, P, Q,) viene dada por la expresión 2n2, donde n representa al número
cuántico principal. De acuerdo con esta regla los valores máximos de
electrones son los siguientes:
K(2); L(8); M(18); N(32); O(50); P(72)

16. CONTINUACIÓN…
2) Para un determinado átomo el nivel exterior de energía máxima no
puede contener más de ocho electrones, ni el penúltimo más de
dieciocho electrones.
3) Un nivel exterior no puede contener más de dos electrones si el
penúltimo no ha alcanzado el máximo de acuerdo con la primera regla
o dieciocho según la regla dos.
4) El penúltimo nivel no puede contener más de nueve electrones si el
anterior a él (antepenúltimo) no se ha completado de acuerdo a la
regla uno.
5) Cuando aparezca la distribución electrónica 17 y 2 para los niveles
más externos, debe escribirse e: lugar de ella 18 y 1 que resulta más
estable

17. Distribución atómica del potasio (K) en
niveles y subniveles
K L M N
Niveles principales 2 8 8 1
Subniveles 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

18. Unidad 2: Propiedades
Periódicas
Por
Arelis Michinel

19. Científicos que consolidaron la actual ley periódica
Los primeros sistemas modernos de clasificación se basaron en Relacionar las
propiedades químicas con los pesos atómicos de los elementos
Johann W. Dobeneiner John Newlands Dimitri Mendeleiev y
Lotear Meyer
Químico Alemán Químico Inglés Dimitri Mendeleiev:
Fecha: inicios del siglo Fecha: 1864 Químico Ruso
XIX (1800). Organiza los elementos Lothar Meyer: Químico
en grupos de ocho u Alemán
Hace su clasificación en octavas (de manera
grupos de tres elementos análoga a las notas en Fecha: 1869
con propiedades químicas la escala musical), en Clasifican lo elementos en
similares al ser orden ascendente de los
orden ascendente de
ordenados en cuanto a su sus pesos atómicos y pesos atómicos. Estos se
peso atómico, mostrando encuentra que cada distribuyen en ocho
incrementos grupos, de tal manera que
octavo elemento existía
aproximadamente aquellos de propiedades
repetición o similitud
constantes. Estos grupos entre las propiedades similares quedaban
constaban de tres ubicados en el mismo
químicas de algunos de
elementos llamados grupo.
ellos.
triadas.Químico Alemán
Mosley (1913): Físico Inglés. Encontró que el número atómico aumenta en el
mismo orden que la masa atómica

20. ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
 Los elementos están distribuidos en filas (horizontales)
denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números
arábigos.
 Los elementos de propiedades similares están reunidos en
columnas (verticales), que se denominan grupos o familias;
los cuales están identificados con números romanos y
distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los
grupos A se conocen como elementos representativos y los
de los grupos B como elementos de transición. Los
elementos de transición interna o tierras raras se colocan
aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos,
llamadas series lantánida y actínida.
 La tabla periódica permite clasificar a los elementos en
metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal
quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado
derecho a los no metales. Aquellos elementos que se
encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de
metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

21. Organización de la tabla periódica
Propiedades Metales No metales Metaloides
Químicas: poseen
propiedades
Reacción con Bases (OH-) Ácidos H+)
intermedias entre
agua
Metales y No
Generación de Positivos / pierden Negativos / metales.
iones e- ganan e- Son ocho (8)
elementos: Boro
Físicas: (B), Silicio (Si),
Apariencia Brillante Opaca Germanio (Ge),
Conductividad Buenos Malos / Buenos Arsénico (As),
eléctrica y térmica Conductores Aislantes Antimonio (Sb),
Telurio (Te),
Deformación y Se laminan en Quebradizos,
Polonio (Po),
ruptura de los hojas, Pueden se rompen
Astato (At)
sólidos deformarse. fácilmente.
Energía de Baja. Alta.
ionización
Estado físico Casi todos son Sólido, líquidos
sólidos y gaseoso

22. Organización de la tabla periódica
Sistema periódico actual: Consta de 7 períodos y 18 columnas
Representativos Transición Tierras raras
Están repartidos en ocho Metales de transición su configuración
grupos y se caracterizan situados en las electrónica termina en f-s.
porque su distribución columnas 3 a 12 (10 En el período 6: 14
electrónica termina en s-p grupos). elementos (58 a 71) con
o p-s. El número del grupo Son los elementos cuya propiedades físicas y
resulta de sumar los distribución electrónica químicas prácticamente
electrones que hay en los ordenada termina en d-s. iguales y que por no tener
subniveles s ó s y p del El subnivel d pertenece al cabida en la tabla se
último nivel. penúltimo nivel de colocan fuera de ella.
energía y el subnivel s al Suelen llamárseles
último. El grupo está Lantánidos (por el lantano)
determinado por la suma En el séptimo período (7).
de los electrones de los Los elementos con número
últimos subniveles d y s. atómico 90 a 103, reciben el
nombre de Actínidos.
Gases Nobles o inertes: Con la excepción de Helio, Tienen configuraciones
electrónicas en el mayor nivel de energía , representado por s2p6 el cual es
considerado como un nivel completo. Son muy estables (muy poco reactivos) y
poseen un de ebullición bajo, además son incoloros, inodoros e insípidos.

23. COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES
EN LA TABLA
 Radio atómico: Es una medida del tamaño del átomo. Es la
mitad de la distancia existente entre los centros de dos
átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo
(arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a
izquierda).
El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los
electrones de la capa de valencia
 Energía de ionización: Es la energía requerida para remover
un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y
disminuye con el período.

24. COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES
EN LA TABLA
 Energía de ionización: Es la energía requerida para remover
un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y
diminuye con el período.
 Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un
átomo atrae los electrones que participan en un enlace
químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia
arriba.
 Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo
neutro captura un electrón para formar un ion negativo.
Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

25. VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES
PERIÓDICAS