INTERACTIVEBOOK - Física y Química 4º ESO McGraw-Hill Education Dalton 1.2. Thomson: Descubrimiento del electrón. 1.3.

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1 El modelo de átomo INTERACTIVEBOOK - Física y Química 4º ESO McGraw-Hill Education INDICE 1. El modelo de átomo 1.1. Dalton 1.2. Thomson: Descubrimiento del electrón Rutherford: Radioactividad Experiencia de Rutherford Partículas subatómicas: Z, A. 2. Niels Bohr y la cuantización 3. Modelo cuántico 4. Configuración electrónica 1

2 1. El modelo de átomo 1.1. Dalton 1808 : Teoría atómica 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 el mismo peso e iguales propiedades. Los átomos de diferentes elementos tienen peso diferente. Los átomos permanecen indivisibles cuando se combinen en las reacciones químicas. New System of Chemical Philosophy 1.2. Thomson: Descubrimiento del electrón Descubrimiento del electrón, en 1897, por J. J. Thompson: Experiencias en los tubos de descarga Su masa es muy pequeña: 9, kg. Su carga es negativa y la más pequeña conocida. Se la considera la carga unidad. 2

3 masa 28/09/2016 Modelo de Thomson 1.3. Rutherford Radioactividad (Becquerel 1896) Son radiaciones similares a los rayos X pero emitidas espontáneamente por algunas sustancias (uranio). Muy ionizantes y penetrantes. Pueden ser de varios tipos: Rayos (núcleos de He: carga = +2; masa= 4 u) Rayos (son cargas negativas procedentes del núcleo por descomposición de un neutrón en protón + electrón). Rayos (radiaciones electromagnéticas de alta frecuencia) penetración 3

4 Experiencia de Rutherford Libro de texto pág. 36 Modelo de Rutherford 4

5 Partículas subatómicas: Z, A. Descubrimiento del protón, en 1919, por Ernst Rutherford. Su carga es igual que la del electrón, pero positiva. Su masa es mucho mayor, casi dos mil veces más. Se la considera la masa unidad en el átomo. Descubrimiento del neutrón, en 1932, James Chadwick. No tienen carga. Su masa es prácticamente la misma que la del protón. 5

6 Número atómico (Z): es el número de protones que tiene un átomo. Es distinto para cada elemento. Isótopos: son átomos del mismo elemento que difieren en el nº de neutrones (N). Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo atómico. (A = Z + N) A Z Símbolo. Ejemplo: Cl 2. Niels Bohr y la cuantización Libro de texto pag. 37 Espectro de absorción del H Problemas modelo de Rutherford: Colapso atómico (video) Espectros atómicos (Ensayo a la llama) Postulados de Bohr basados en la teoría cuántica de Planck (E=h. ) Espectro de emisión del H Espectro de emisión del He Espectro de emisión del Li Espectro de emisión del Be Espectro de emisión del B Espectro de emisión del C Espectro de emisión del N Espectro de emisión del O Espectro de emisión del F 6

7 28/09/ Niels Bohr y la cuantización Libro de texto pag. 37 Simulador Los electrones giran alrededor del núcleo únicamente en órbitas permitidas (radios cuantizados y energía cuantizada ). 𝑟𝑛 = 𝑛2 𝑟𝑂 𝐸𝑛 = 𝐸𝑜 𝑛2 Cada línea espectral se correspondería con un salto de una órbita a otra para lo cual precisa una cantidad exacta de energía que se corresponde con una determinada frecuencia. La energía absorbida por un electrón al pasar a un nivel superior (átomo excitado) es la misma que emite cuando vuelve a su orbital. Actividades: Pág. 37: 1, 2, Pág. 66: 1, 2 7

8 3. Modelo cuántico Libro de texto pag. 38 Problemas modelo de Bohr: Solo explica los espectros de los átomos monoelectrónicos, como H, He +, Li 2+. Principio de incertidumbre de Heisenberg. Orbital: región del espacio donde existe una elevada probabilidad de encontrar al electrón. Definen el orbital tres números cuánticos (n,, m ) Números cuánticos soluciones de una ecuación matemática 3. Modelo cuántico Números cuánticos Número cuántico principal Número cuántico secundario Número cuántico magnético Capa n = 1, 2, 3. Subcapa l = 0, 1 n-1 m = - l..0..+l Órbitas de Bohr Forma del orbital Orientación del orbital 8

9 28/09/ Modelo cuántico Orbitales Números cuánticos (n,l,m) 1s (1,0,0) 2s (2,0,0) 2p (2,1,-1) 3s (3,0,0) 3p (2,1,0) (2,1,1) (3,1,-1) (3,1,0) (3,1,1) 3d (3,2,-2) (3,2,-1) (3,2,0) 4s (4,0,0) 4p (4,1,-1) (4,1,0) (4,1,1) 4d (4,2,-2) (4,2,-1) 4f (4,3,-3) (4,3,-2) (3,2,1) (3,2,2) (4,2,0) (4,2,1) (4,2,2) (4,3,-1) (4,3,0) (4,3,1) (4,3,2) (4,3,3) (La tristeza de ser un electrón) 3. Modelo cuántico Un electrón está definido por 4 números cuánticos: n,, m, s s: Número cuántico espín. 1 2 Sólo puede tener dos valores +, 1 2 No pueden existir en un átomo dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales entre sí. En el mismo orbital solo pueden existir, como máximo, dos electrones y con spines opuestos. 9

10 4. Configuración electrónica Configuración electrónica: en los orbitales Organización de los electrones Orden de llenado de mayor a menor energía potencial. 7s 2 7p 14. 6s 2 6p 6 6d 10 6f 14 5s 2 5p 6 5d 10 5f 14 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 3s 2 3p 6 3d 10 2s 2 2p 6 1s 2 RECUERDA: En el mismo orbital solo pueden existir, como máximo, dos electrones y con spines opuestos. Practicamos???? Actividades: Pág. 39: Ejemplo resuelto, 3 y 4. 10