Download Unidad resumen 4 medio atomo y tabla periodica

TEORÍAS, MODELOS DEL ÁTOMO ,
TABLA PERIÓDICA Y
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Repaso nivel 4° medio
2012
Liceo Camilo Henriquez
INTRODUCCIÓN
Las teorías y modelos que se han formulado en la
actualidad, toman como base el ATOMICISMO,
movimiento filosófico que toma como fundamento
que la estructura de todas las cosas existentes
(materia) esta formada por átomos.
 Esto se remonta al siglo V a.C, cuando los
filósofos griegos Leucipo y Demócrito planteaban
que el universo estaba formado por una partícula
indestructible y común a toda la materia
denominada átomo
 Esta teoría fue subestimada por Aristóteles quien
pensaba que la materia era continua y estaba
constituida por 4 elementos esenciales que eran
agua, fuego, tierra y aire

TEORÍA ATÓMICA: JOHN DALTON (1808)

Científico inglés que efectuó
contribuciones en varias áreas,
como la meteorología , aunque
es mas conocido por su estudio
acerca de los gases y la teoría
atómica de la materia
TEORÍA ATÓMICA: JOHN DALTON
Los átomos de un
mismo elemento son
de la misma clase y
tienen igual masa
Los átomos que
forman compuestos
son de don o mas
clases diferentes
Toda la materia
esta formada por
átomos
Teoría
atómica de la
materia
Los cambios
químicos
corresponden a una
combinación,
separación o
reordenamiento de
átomos
Los átomos son
partículas
indivisibles e
invisibles
Los átomos que
forman compuestos
están en una
relación de números
enteros y sencillos
MODELO ATÓMICO DE JOSEPH JOHN
THOMPSON (1897)
Fue el primero en
proponer un modelo
estructural interno del
átomo.
 Postuló “Si los átomos
contienen partículas
negativas, y la materia
presenta neutralidad de
carga, entonces deben
existir partículas
positivas”

MODELO ATÓMICO DE JOSEPH JOHN
THOMPSON (1897) “ EL BUDÍN DE PASAS”
TUBO DE DESCARGAS
Consiste en un tubo de vidrio con electrodos
metálicos en sus extremos, conectados a una
fuente de energía de corriente continua. Al
provocar un vacío se observa la emisión de luz
que viaja desde el cátodo (polo negativo) hacia el
ánodo (polo positivo).
 Esta luminosidad fue descubierta por Sir William
Crookes, quien construyo este tipo de tubos y la
denominó «Rayos catódicos» debido a que
provenía del cátodo

GENERACIÓN DE RAYOS CATÓDICOS
La fuente de bajo voltaje (A)
está conectada al cátodo
caliente (C) mientras que la
fuente de alto voltaje (B)
provee energía al ánodo
revestido de fósforo (P). La
máscara (M) se conecta al
potencial del cátodo y su
imagen se visualiza en el
fósforo como área sin ilumina
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN

En 1897, Sir Joseph John Thomson, físico inglés,
estudio los rayos catódicos trabajando con tubos
de descargas modificados y llego a determinar
que dichos rayos estaban constituidos de
partículas subatómicas de carga negativa a las
que posteriormente denomino electrones
CARGA Y MASA DEL ELECTRÓN
Robert Millikan en 1909, determino la carga del
electrón a través de un experimento en donde
suspendía gotitas de aceite en un campo eléctrico.
 Para el electrón obtuvo la carga de – 1,6 x 10-19
Coulomb. Con los experimentos de Thomson y
Millikan fue posible la determinación de la masa
del electrón según la relación


Masa del e-= Carga = – 1,6 x 10-19 = 9,09 x 10-28
Carga /masa
MASA
Y CARGA DEL
PROTÓN
En 1886, Eugene Goldstein observo que al
trabajar con un tubo de descarga de cátodo
perforado, en dirección opuesta a los rayos
catódicos, se desprendía una radiación. Estos
fueron designados como “Rayos canales” y
resultaron ser partículas positivas originadas por
el choque de rayos catódicos con átomos de gases
residuales del tubo.
 Al utilizar hidrógeno como gas residual del tubo
se determino la relación carga/masa del protón
que fue 9,58 x 104 C/g. Finalmente se determino
la masa que fue de 1.67 x 10-24 (masa 1,836
veces mayor a la del electrón)

RADIACTIVIDAD


En 1896 Henry Becquerel, estudiando la
fluorescencia emitida por un mineral del
uranio – la pechblenda- descubrió
casualmente la radiactividad, propiedad
de algunos átomos de ciertos elementos
consistente en la desintegración
espontánea del núcleo, generando
partículas y átomos de menor masa.
Dicha propiedad fue estudiada Por
Marie y Pierre Curie, quienes
descubrieron los elementos radiactivos
radio y polonio
EMISIÓN RADIACTIVA EN PRESENCIA DE
UN CAMPO ELÉCTRICO
MODELO ATÓMICO DE ERNEST
RUTHERFORD (1911)

Utilizando un haz de radiación alfa,
bombardearon láminas metálicas muy delgadas,
colocando una pantalla de sulfuro de zinc
alrededor, sustancia que tenia la cualidad de
producir destellos con el choque de partículas alfa
incidentes
MODELO ATÓMICO DE ERNEST
RUTHERFORD (1911)
MODELO ATÓMICO DE ERNEST
RUTHERFORD (1911)
MODELO ATÓMICO DE ERNEST
RUTHERFORD (1911)

Si bien este modelo presento un avance en el
conocimiento dela estructura del átomo, no
cumplía con las leyes del electromagnetismo y la
mecánica newtoniana, según las cuales el
movimiento circular de los electrones alrededor
del núcleo, implicaba una emisión continua de
radiación, teniendo como consecuencia la perdida
de energía
¿DE QUE TAMAÑO ES UN ÁTOMO Y SU
NÚCLEO?

El diámetro de un átomo de oro es de 3.0 x 10-8
cm. Por otro lado Rutherford de acuerdo a sus
estudios, determino que el diámetro del núcleo
del átomo de oro era aproximadamente de 3.0 x
10-12 cm
NUMERO ATÓMICO

En 1913, Henry Moseley registró los espectros de
rayos X emitidos de los tubos de descarga en los
que el ánodo estaba recubierto con diversos
elemento. Los espectros registrados resultaron
ser una función de un número entero Z especifico
de cada elemento. Este numero fue denominado
NÚMERO ATÓMICO, y es el que identifica a
cada elemento. El Z resulto ser igual a la carga
nuclear, es decir AL NÚMERO DE PROTONES
ISÓTOPOS

Todos los átomos de un mismo elemento no
tienen la misma masa. Los átomos que tienen
igual numero atómico pero distinto número
másico.
Isos(griego)= igual
topos(griego)= lugar
MASA ATÓMICA
J. Dalton en 1808, sugirió que los átomos de un
mismo elemento tenian la misma masa, porque
se desconocia la existencia de los isotopos.
 A partir de 1961 se adopto una escala de masas
atómicas basadas en el isotopo del carbono 12
como estándar. Debido a que son muchos los
elementos conformados por isotopos, se adopto el
criterio de que la masa debe ser EL PROMEDIO
PONDERADO DE MASAS DE LOS ISOTOPOS
ESTABLES, SEGÚN SU ABUNDANCIA EN LA
NATURALEZA

CÁLCULO DE MASA ATÓMICA
1 uma(unidad de masa atómica)= 1,66 x 10-24g
Los isotopos estables del carbono son dos: el isotopo 1
masa 12,00 uma y el otro(isotopo 2) 13,00 uma.
Las abundancias en la naturaleza respectivamente son:
Isotopo1=98,89% ; Isotopo 2= 1,11%
Considerando lo anterior la abundancia será:
(12,00 uma x 98,89%)+(13,00 uma x 1,11%)= 12,01 uma
100%
MODELO ATÓMICO DE NIELS
BOHR (1913)

Su estudio se
centro en la
emisión y
absorción de
energía por parte
del átomo, cuando
los electrones
giran en orbitas
definidas
matemáticamente
MODELO ATÓMICO DE NIELS
BOHR
Los electrones giran
en orbitas circulares
en torno al núcleo
Cuando los electrones
giran en una órbita
determinada no emite
ni absorbe energía,
esta en un estado
estacionario o basal
En el átomo de
hidrógeno solo están
permitidas órbitas de
radio
rn=n2a0
Donde: n=1,2,3 etc..
a0= 0,529 Å
Cuando el átomo absorbe
energía, el electrón salta
hacia un nivel externo.
Si el electrón regresa a
un nivel interno emite
energía
MODELO ATÓMICO DE NIELS BOHR
Donde la energía se mide a través de la ecuación
de Planck
E= hv
h= constante de Planck 6,626 x 10-34 J x s
v=la frecuencia de radiación en 1/s

MODELO ATÓMICO ACTUAL: MODELO
MECANO-CUÁNTICO


Surge como respuesta al modelo atómico de Bohr,
debido a que solo explicaba el comportamiento de
átomos con un solo electrón, y no para los átomos
multi-electrónicos
Se formuló entre los años 1924 y 1927, por las
proposiciones de 3 físicos: El científico francés Louis
de Broglie, el físico alemán Werner Heisenberg y
el físico austriaco Erwin Schrödinger
MODELO ATÓMICO ACTUAL: MODELO
MECANO-CUÁNTICO

Hipótesis de De
Broglie:
Propuso que los
electrones se
comportaban como
onda y partícula a la
vez, es decir, que
cualquier partícula
que tenga velocidad,
se puede comportar
como onda
MODELO ATÓMICO ACTUAL: MODELO
MECANO-CUÁNTICO

Principio de
incertidumbre de
Heisenberg:
Propuso que no se puede
saber con exactitud y al
mismo tiempo la posición y
la velocidad de una
partícula (en este caso,
electrón)
MODELO ATÓMICO ACTUAL: MODELO
MECANO-CUÁNTICO

Proposición de Schrödinger:
Siguiendo con la proposición de
Heisenberg y de Broglie,
propuso que los electrones no
se encontrarían en orbitas
perfectas circulando alrededor
del núcleo, si no que se
encontrarían en ORBITALES,
los cuales son zonas probables
en donde estaría la mayoría del
tiempo el electrón
MODELO MECANO CUÁNTICO: ORBITALES
ATÓMICOS
MODELO MECANO-CUÁNTICO
Modelo atómico actualmente aceptado
 Los números cuánticos surgen como
representación matemática de este modelo
 Los números cuánticos nos dan a conocer el
comportamiento del electrón en el átomo
(energía, tamaño, orientación en el plano, forma,
giro sobre su eje)

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se le denomina así al ordenamiento de los
electrones en los distintos subniveles energéticos
del átomo
 Los electrones siempre tratan de ubicarse en los
orbitales, de modo tal de encontrarse con la
menor energía posible.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Para llenar los distintos subniveles energéticos,
en primer lugar debemos conocer como se
ordenan, en orden ascendente de energía.
 Esto se logra a través de los números cuánticos

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
El nivel energético estará dado por el número
cuántico principal
 n= 1 el l=0, por lo tanto solo habrá un orbital en
este nivel energético (s)
 Luego cuando n= 2, encontraremos l= 0 y 1, por
tanto en el segundo nivel energético
encontraremos orbitales s y p
 Después, cuando n=3, los valores para l van
desde el 0, pasando por el 1 y el 2, por lo tanto
tendremos orbitales s, p y d
 Cuando el n= 4, encontramos los subniveles s, p d
yf
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Es decir, el orden de los subniveles (en orden
ascendente de energía) es
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
6p, 5f y 7s
Cabe recordar que :
a) Subnivel s: aceptan máximo 2 e
b) Subnivel p: aceptan máximo 6 e
c) Subnivel d: aceptan máximo 10 e
d) Subnivel f: acepta máximo 14 e
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Para un Z=4
Electrón
Diferencial
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Para un Z=7
Principio de
construcción o de
Aufbau:
Se compone de 3
reglas:
a) Principio de
mínima energía
b) Principio de
exclusión de Pauli
c) Regla de máxima
multiplicidad de
Hund
OTRA MANERA DE REPRESENTAR LA
CONFIGURACIÓN

Por ejemplo:
Flúor, Z=9
1s
2s
2py
2pz
2px
¿Cuáles son los números cuánticos del electrón
diferencial?
TABLA PERIÓDICA
1.- Primeras clasificaciones periódicas.
40
1.1. Sistema periódico de Mendeleiev.
2.- La tabla periódica.
2.1. Ley de Moseley.
3.- Carga nuclear efectiva y reactividad.
4.- Propiedades periódicas:
4.1. Tamaño de los átomos. Radios atómicos e iónicos
4.2. Energía de ionización.
4.3. Afinidad electrónica.
4.4. Electronegatividad y carácter metálico.
PRIMERAS CLASIFICACIONES
PERIÓDICAS.
Cuando a principios del siglo XIX se midieron las masas
atómicas de una gran cantidad de elementos, se observó
que ciertas propiedades variaban periódicamente en
relación a su masa.
 De esa manera, hubo diversos intentos de agrupar los
elementos, todos ellos usando la masa atómica como
criterio de ordenación.

41
PRIMERAS CLASIFICACIONES
PERIÓDICAS.
 Triadas

de Döbereiner (1829)
42
Buscaba tríos de elementos en los que la masa del
elemento intermedio es la media aritmética de la
masa de los otros dos. Así se encontraron las
siguientes triadas:
Cl, Br y I;Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te…

 Anillo

de Chancourtois (1862).
Coloca los elementos en espiral de forma que los que
tienen parecidas propiedades queden unos encima
de otros.
 Octavas
de Newlands (1864).
 Clasificación de Mendeleiev (1969).
ALGUNAS CLASIFICACIONES PERIÓDICAS
43
Anillo de Chancourtois
Octavas de Newlands
H
Li
Be
B
C
N
O
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
K
Ca
Cr
Ti
Mn
Fe
© Ed ECIR.
Química 2º Bach.
CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV
 La
clasificación de Mendeleiev es la mas
conocida y elaborada de todas las primeras
clasificaciones periódicas.
 Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta
entonces utilizando el criterio de masa atómica
usado hasta entonces.
 Hasta bastantes años después no se definió el
concepto de número atómico puesto que no se
habían descubierto los protones.
 Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se
44
trataba de elementos que aún no se habían
descubierto.
CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV
 Así,
predijo las propiedades de algunos de éstos,
tales como el germanio (Ge).
 En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que
tenía las propiedades previstas
 Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era
que algunos elementos tenía que colocarlos en
desorden de masa atómica para que coincidieran
las propiedades.
 Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban
mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro
45
(Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa
atómica de éste era menor que la de aquel.
CLASIFICACIÓN DE MENDELEIEV
46
LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla
periódica usando como criterio de clasificación el número
atómico.
 Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se
colocan según aumenta su número atómico, se
observa una variación periódica de sus
propiedades físicas y químicas".

47
LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
Hay una relación directa entre el último orbital ocupado
por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica
y, por tanto, en su reactividad química, fórmula
estequiométrica de compuestos que forma...
 Se clasifica en cuatro bloques:

48




Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla)
Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)
Bloque “d”: (En el centro de la tabla)
Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)
TIPOS DE ORBITALES EN
LA TABLA PERIÓDICA
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
He
H
49
s1 s 2
p1 p2 p 3 p4 p5 p6
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
Bloque “s”
Bloque “d”
Bloque “p”
Bloque “f”
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13
f14
Grupos
Bloque Grupo Nombres
1
Alcalinos
s
2
Alcalino-térreos
p
13
14
15
16
17
18
d
3-12
f
Config. Electrón.
n s1
n s2
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
Elementos de transición
El. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)
n s2(n–1)d1-10
1-14
n s2 (n–1)d1(n–2)f50
CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Z*)
 Es
51
la carga real que mantiene unido a un e– al
núcleo.
 Depende de:
Carga nuclear (Z)
 Efecto pantalla (apantallamiento) (a) de e– interiores o
repulsión electrónica.

 Ambos
efectos son contrapuestos:
A mayor Z mayor Z*.
 A mayor apantallamiento menor Z*.

 Así
consideraremos que:
Z*  Z  a
VARIACIÓN DE Z* EN LA TABLA.

52
Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia de un
mismo grupo
Aunque hay una mayor carga nuclear también hay un
mayor apantallamiento.
 Consideraremos que en la práctica cada e– de capa interior
es capaz de contrarrestar el efecto de un protón.

VARIACIÓN DE Z* EN LA TABLA.


Debido al menor efecto pantalla de los e– de la última
capa y al mayor Z.
Variación de Z+ en la Tabla periódica
aumenta
53
Crece hacia la derecha en los elementos de un
mismo periodo.
CARGA NUCLEAR EFECTIVA Y
REACTIVIDAD.

54
Z* junto con la distancia del e– al núcleo (ley de Coulomb)
son las responsables de la atracción que sufre el e– y, por
tanto, de la reactividad de los átomos.
Aumento en la Reactividad
METALES
NO METALES
Ga
ses
ine
rtes
VARIACIÓN DE LA REACTIVIDAD
EN LA TABLA PERIÓDICA.

55
Los metales serán tanto más reactivos cuando pierdan los
e– con mayor facilidad
Cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo.
 El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.


Los no-metales serán más reactivos cuando los e– que
entran sean más atraídos
A mayor Z* y menor distancia al núcleo.
 El e– que capture el F será más atraído que el que capture el O
o el Cl.

PROPIEDADES PERIODICAS:
SON CARACTERISTICAS QUE SE REPITEN SEGÚN
CLASIFICACION DE TABLA PERIODICA

56
ELECTRONEGATIVIDAD ( )
Y CARÁCTER METÁLICO
Son conceptos opuestos (a mayor  menor carácter metálico
y viceversa).
  mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí.
  es un compendio entre EI y AE.
 Pauling estableció una escala de electronegatividades entre
0’7 (Fr) y 4 (F).
  aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en
los periodos.

57
AUMENTO DE ELECTRONEGATIVIDAD ()
EN LA TABLA PERIÓDICA
58
RADIO ATÓMICO

También llamado radio covalente, corresponde
la mitad de la distancia de enlace entre dos
átomos iguales
RADIO ATÓMICO
La tendencia en la tabla es que al avanzar
en un periodo el radio decrece, esto es por
el aumento de la carga nuclear efectiva
Al bajar en un grupo aumenta el grupo, y
esto se debe al mayor tamaño de los
orbitales
RADIO IÓNICO
Es la distancia que se mide desde el núcleo del
átomo hasta la capa mas externa de electrones en
un catión y un anión
 A medida que el catión pierde mas electrones
mas pequeño será su radio
 A medida que el no metal capte mas electrones,
mayor será su tamaño dentro de un periodo

COMPARACIÓN DE RADIOS ATÓMICOS E
IÓNICOS
62
Iones
isolectrónicos
© Ed. ECIR.
Química 2º Bach.
ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN

Es la energía de ionización es aquella que esta
involucrada en la perdida de un electrón por
parte de un átomo
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
ELECTROAFINIDAD
Es la capacidad de ciertos tipos de átomos de
atraer electrones hacia si.
 Al avanzar en un periodo de izquierda a derecha
esta va en aumento debido a la presencia de los
no metales a ese lado
 Al bajar en un grupo disminuye

AFINIDAD ELECTRÓNICA
Energía involucrada en la reacción de captar un
electrón por parte del átomo
 No sigue una tendencia tan marcada como las otras
propiedades, ya que esta energía puede tanto
absorberse como liberarse

NUCLEAR EFECTIVA
DISMINUYE: RADIO ATÓMICO Y CARÁCTER METÁLICO
Aumenta :
Radio
Atómico y
Carácter
metálico
Disminuye:
Energía de
ionización