Unidad I: El átomo; al interior de la materia

Transcripción

1 Los misterios del átomo Unidad I: El átomo; al interior de la materia En la antigua Grecia se discutía si la materia podía ser dividida y subdividida indefinidamente hasta llegar a un punto en donde ya no se pudiera dividir mas la materia, de esta forma el fundador de la escuela atomista fue Leucipo, pero realmente su discípulo Democrito de Abdera en el s. V defendió la existencia de un número infinito de unidades indivisibles a las cuales llamo átomo (a= sin-, tomo= división). Aristóteles ( A.de C.) se opuso junto a otros filósofos griegos de la época al concepto de átomo propuesta por los atomistas. En 1808 un científico Inglés John Dalton, basado en todos los conocimientos existentes postula la Primera Teoría atómica de la materia, cuyos postulados los podemos resumir como: 1. Los elementos están constituidos por átomos, partículas diminutas, discretas e indivisibles que mantienen su identidad a través de los cambios físicos y químicos. 2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y en todas las demás cualidades. 3. Los átomos de un elemento pueden combinarse químicamente con átomos de otros elementos en más de una relación para formar diferente compuestos. 4. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los correspondientes elementos en una relación de números enteros y sencillos. 5. La reacción química implica la combinación, separación o el reordenamiento de átomos. Los átomos no pueden crearse ni destruirse. A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton propusiera su teoría, se realizaron una serie de modificaciones a los modelos existentes, se demostró que el átomo no era indivisible, si no que estaba formado por una serie de pequeñas subparticulas de las cuales tres son las más estables: protón, neutrón y electrón, llamadas partículas subatómicas. Los experimentos de Michael Faraday ( ), sobre la electrolisis, realizados 1833, hicieron pensar que el átomo poseía características eléctricas, lo que fue demostrado posteriormente por Joseph Thomson ( ) a través del estudio de la conductividad eléctrica de los gases en tubos de descarga. Debido al descubrimiento del electrón se llegó a establecer el MODELO ATOMICO DE THOMSON (1904): El átomo es un numero determinado de corpúsculos con cargas negativas incrustadas en una masa esférica de carga positiva distribuida uniformemente en todo su volumen, éste núcleo en neutro y estable y la característica de los electrones es que se pueden extraer si se aplica suficiente energía, así como ocurre en los tubos de rayos catódicos.

2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Ernest Rutherfor, Hans Geiger y Ernest Marsdern quisieron validar el modelo establecido por Thomson, para ello realizaron un experimento en que bombardearon una lamina metálicas de oro con partículas alfa (carga positiva), que emitían ciertos elementos radiactivos, ellos esperaban que la mayoría de las partículas atravesaran la lámina pero se sorprendieron al darse cuenta que alguna de las partículas de desviaban de su trayectoria y otras simplemente rebotaban en la lamina sin poder atravesarla. Rutherford explicó estos resultados a través de dos postulados: El átomo posee un núcleo central con carga positiva y de pequeñísimo tamaño en el cual se encuentra concentrado casi la totalidad de la masa del átomo. Todo el resto del átomo es un espacio prácticamente vacío donde se ubican los electrones girando alrededor del núcleo, describiendo orbitas circulares y constituyendo una corteza atómica El átomo es neutro porque tiene el mismo número de cargas positivas en el núcleo y de cargas negativas girando entorno a él. DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRON: En 1920 Rutherford observo que la suma de las masas de los protones y los neutrones de un átomo eran muy inferiores a la masa total de dicho átomo, debido a esta diferencia llego a la conclusión que existía una tercera partícula subatómica, la cual tendría las siguientes características: No poseía carga eléctrica, es decir era neutra, ya que no se detectaba en el experimento de los tubos de descarga. Posee una masa parecida a la del protón y también se encuentra en el núcleo del átomo. A ésta partícula se le llamo NEUTRON, pero recién en 1932, un físico ingles llamado James Chadwick detecto su presencia en una reacción nuclear. Partículas fundamentales del átomo: Partícula Ubicación Masa / g Carga / C Carga unitaria Electrón Envoltura * * Protón Núcleo * * Neutrón Núcleo * TEORÍA CUÁNTICA Fue planteada por el físico alemán Max Planck en el año 1900, fundamenta el movimiento del electrón, postula que los átomos de un cuerpo emiten o absorben energía en forma de paquetes o cuantos de energía, cuyo valor esta dado por la siguiente ecuación:

3 Energía = n*h* Donde n = 0,1,2,3 h = constante de proporcionalidad ( * Joule*s), constante de Planck = frecuencia mínima de la radiación Los valores de la energía son siempre múltiplos de h* y no pueden ser valores intermedios. MODELO ATÓMICO DE BOHR En 1913 Niels Bohr aplico las nuevas ideas sobre la cuantización de la energía al átomo de hidrogeno y estableció un nuevo modelo atómico que se basa en los siguientes postulados: la energía del electrón dentro del átomo esta cuantizada; solo puede tener valores específicos que se conocen como niveles de energía. El electrón de mueve en orbitas circulares alrededor del núcleo y cada una de ellas corresponde a un estado estacionario (no emite ni absorbe energía) el cual se asocia a un número entero natural llamado número cuantico principal ( n ), el numero máximo de electrones por nivel de energía se determina por la formula 2n 2, donde n= nivel de energía. En condiciones normales (temperatura ambiente) el electrón se encuentra en el orbital mas cercano al núcleo, esta condición se llama Estado Basal o Fundamental. Un electrón se puede mover de una orbital cercana al núcleo a una más lejana, para ello debe absorber energía, este estado de mayor energía se conoce como Estado excitado. Cuando los electrones de un átomo excitado saltan de regreso a un nivel de menor energía emite energía radiante (fotones). Cuando el electrón pasa de una orbita a otra lo hace sin pasar por el espacio entre ellas, cuando esto ocurre el electrón gana o pierde una cantidad especifica de energía, la cual de denomina salto cuantico. MODELO MECANO-CUANTICO Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Heisenberg y Schrodinger. Aspectos característicos: Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada. Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio.

4 Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas. Así establecieron el concepto de ORBITAL, como la región del espacio del átomo donde existe la mayor probabilidad de encontrar un electrón. Características de los orbitales: La energía está cuantizada. Lo que marca la diferencia con el modelo de Bohr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad. Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor. El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos. Números cuánticos: En el modelo mecano-cuántico actual se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Bohr, pero cambia su significado físico (orbitales). Los números cuánticos se utilizan para describir el comportamiento de los electrones dentro del átomo. Hay cuatro números cuánticos: Principal (n): energía del electrón, toma valores del 1 al 7. Secundario/ azimutal (l): subnivel de energía, sus valores son (n-1). Magnético (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l. Espín (s): sentido del giro del electrón sobre su propio eje, sus valores son el -1/2 y +1/2. Además, el principio de exclusión de Pauli (1925) decía que en un átomo no puede haber más de dos electrones con los mismos números cuánticos. CONFIGURACION ELECTRÓNICA: La configuración electrónica o estructura electrónica es la distribución de los electrones de un átomo en sus distintos niveles y orbitales alrededor del núcleo. La configuración electrónica es la del estado fundamental (mínima energía), y la configuración electrónica excitada es la del estado excitado (máxima energía). Diagrama de Moeller:

5 TIPOS DE ORBITALES