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EL MUNDO DEL ÁTOMO. MODELOS ATÓMICOS
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Introducción: Mundo macroscópico y microscópico.
o Primeras suposiciones
Partículas fundamentales: Electrón, protón y neutrón.
Modelo de Thomson: Los electrones están alrededor de los protones.
Modelo de Rutherford: El átomo está formado por el núcleo y la corteza.
Núcleo atómico.
o Nº atómico (Z): p+
o Nº másico (A): Z + N
o Isótopos: elementos que se diferencian por el nº de neutrones
Onda: Propagación de un movimiento vibratorio a través de un medio elástico.
o Tipos: mecánicas y electromagnéticas
o Parámetros de una onda: longitud, período, frecuencia, velocidad
o Relación entre los parámetros
Espectros atómicos.
El mundo atómico y la física clásica: La física clásica no puede explicar el
movimiento de los electrones alrededor del núcleo, ni los espectros atómicos; por
ello surgen planteamientos nuevos, como el de Planck.
Hipótesis de Planck: La energía está cuantizada.
Modelo de Bohr.
o Los electrones se encuentran en unas órbitas determinadas llamadas niveles, en
las que mantienen una energía fija.
o Los electrones pueden cambiar de nivel por absorción de energía. Cuando cesa
la excitación regresa al nivel original de forma escalonada, a la vez que emite
cuantos de luz en cada salto.
o Los electrones se deben ir situando alrededor del núcleo.
Crítica al modelo de Bohr.
o Sommerfeld observó que algunas rayas espectrales son en realidad varias rayas
muy juntas, con lo que concluyó que los niveles se dividen en subniveles, y que
el nº de subniveles coincide con el nº de orden del nivel.
o Zeeman descubrió que los subniveles con ‘l’ distinto de 0 tienen forma elíptica.
Una órbita elíptica no ocupa todo el espacio, por lo que Zeeman introduce el
segundo número cuántico ‘m’ que nos indica la orientación espacial.
Modelo ondulatorio.
o Orbital: zona del espacio alrededor del núcleo donde se encuentra la máxima
probabilidad de encontrar los electrones.
Números cuánticos: A un orbital lo definen los 3 primeros números cuánticos.
o n: nivel energético [0, 1, 2, 3…]
o l: subnivel energético [0, n-1]
o m: orientación espacial [-l, +l]
o +1/2 ó -1/2
Distribución de los electrones dentro de un átomo.
o Principio de mínima energía: los electrones se sitúan en los orbitales de menor a
mayor; sin embargo, el orden real es el sistema de las flechas.
o Principio de exclusión de Pauli: no pueden existir dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales.
o Regla de Hund: en un mismo subnivel, los electrones tienden a ocupar el mayor
número de orbitales posibles, lo más desapareados que puedan.
Estados de un átomo: Fundamental, excitado, ionizado o prohibido.
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SISTEMA PERIÓDICO
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Introducción.
o Electrón diferenciador
o Filas o períodos: contienen a los elementos de igual configuración interna, que
coincide con la configuración completa del gas noble de la fila anterior.
o Columnas o grupos: contienen a los elementos de igual número de electrones en
la última capa.
o El nº de elementos de una fila coincide con la fórmula electrónica de la fila.
Tipos de elementos químicos de la tabla periódica.
o Gases nobles
o Elementos principales
o Metales de transición
o Tierras raras
Radio atómico. Variación.
o En una columna: va aumentando hacia abajo, ya que a más capas más radio
o En una fila: disminuye para aumentar hacia el final del período (explica por qué)
Nota curiosa: A partir de aquí todo aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
Energía de ionización: Energía necesario para extraer un electrón de un átomo.
Afinidad electrónica: Energía desprendida (en algún caso absorbida) cuando un
átomo capta un electrón y se transforma en ion negativo.
Electronegatividad: Tendencia que posee un átomo a atraer electrones compartidos
en un enlace.
ENLACE QUÍMICO
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Los átomos se enlazan para ser más estables. Cuando se enlazan se desprende
energía de enlace. Para separar un compuesto hay que proporcionarle una energía
igual a la energía de enlace, llamada energía de ionización.
Los átomos normalmente se unen intentando llenar su última capa, lo que se conoce
como regla del octeto.
ENLACES INTRAMOLECULARES
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Enlace iónico.
o Se produce entre los elementos más metálicos con los más no metálicos.
o El elemento no metal capta los electrones del metal.
o Propiedades
Enlace covalente.
o Se produce entre átomos iguales o distintos que tengan gran tendencia a captar
electrones. El hidrógeno siempre da enlaces covalentes.
o Cada átomo debe aportar uno, dos o tres electrones al enlace compartido.
o Enlace covalente apolar: se produce entre átomos del mismo elemento.
o Enlace covalente polar: se produce entre átomos de diferentes elementos.
o Enlace covalente de valencia dativa
o Propiedades: moléculas covalentes sencillas y redes covalentes.
Enlace metálico.
o Se refieren a la composición interior de un metal.
o Los metales forman una red regular. En dicha red los electrones más extremos
forman el gas electrónico, y los núcleos están en los vértices de la red.
o Los metales son buenos conductores de la corriente eléctrica y del calor.
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ENLACES INTERMOLECULARES
Se producen entre moléculas covalentes. Si no existieran, todas las moléculas
covalentes se encontrarían en estado gaseoso.
 Enlace por puentes de hidrógeno: Se da entre átomos de hidrógeno y átomos muy
electronegativos: HF, H2O, NH3. Debido a este enlace, sus moléculas presentan
puntos de fusión y ebullición más altos que el resto del grupo.
 Enlace por fuerzas de Van der Walls: Es el más débil de todos los enlaces.
Son de dos tipos:
o Las polares poseen dipolos permanentes.
o En las apolares, al no haber polariodad, no debería existir ningún enlace. Pero se
supone que debido al movimiento de las cargas eléctricas, se forman dipolos
momentáneos que permiten una unión muy débil.
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