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28/09/2016
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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.
1.3. Rutherford:
1.3.1. Radioactividad
1.3.2. Experiencia de Rutherford
1.3.3. Partículas subatómicas: Z, A.
2. Niels Bohr y la cuantización
3. Modelo cuántico
4. Configuración electrónica
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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: 9,11 · 10-31 kg.
• Su carga es negativa y la más pequeña conocida. Se la
considera la carga unidad.
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Modelo de Thomson
1.3.1. 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)
masa
penetra
ción
1.3. Rutherford
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1.3.1. Experiencia de Rutherford
• Libro de texto pág. 36
https://www.youtube.com/watch?v=wzALbzTdnc8
Modelo de Rutherford
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1.3.3. 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.
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• 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)
Símbolo. Ejemplo: Cl
A
Z
37
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2. Niels Bohr y la cuantización Libro de texto pag. 37
• 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 absorción del 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
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2. 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
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3. Modelo cuántico Libro de texto pag. 38
• Problemas modelo de Bohr: •Solo explica los espectros de los átomos monoelectrónicos, como H, He+, Li2+.
• 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
Capa n = 1, 2, 3….
Órbitas de Bohr
Número cuántico principal Número cuántico secundario
Subcapa l = 0, 1…n-1
Forma del orbital
Número cuántico magnético
Orientación del orbital
m = - l …..0…..+l
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3. Modelo cuántico
1s
Números cuánticos (n,l,m)
2s
2p
(1,0,0)
(2,0,0)
(2,1,-1) (2,1,0) (2,1,1)
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
Orbitales
(3,0,0)
(3,1,-1) (3,1,0) (3,1,1)
(3,2,-2) (3,2,-1) (3,2,0) (3,2,1) (3,2,2)
(4,0,0)
(4,1,-1) (4,1,0) (4,1,1)
(4,2,-2) (4,2,-1) (4,2,0) (4,2,1) (4,2,2)
(4,3,-3) (4,3,-2) (4,3,-1) (4,3,0) (4,3,1) (4,3,2) (4,3,3)
http://perso.wanadoo.es/cpalacio/NumerosCuanticos12.htm http://www.youtube.com/watch?v=RXYakaXEM7M (La tristeza de ser un electrón)
3. Modelo cuántico
• Un electrón está definido por 4 números cuánticos:
• s: Número cuántico espín.
• Sólo puede tener dos valores +1
2 , −
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.
n, , m , s
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4. Configuración electrónica • Configuración electrónica: Organización de los electrones
en los orbitales
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.
Orden de llenado de mayor a menor energía potencial.
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10 6f14
7s2 7p14………….
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