ESTRUCTURA ATÓMICA

Como podréis comprobar, esto está en fase de construcción!!!

1.En la antigua Grecia ( 450 años a.C.) Demócrito y Leucipo sostuvieron la existencia de átomos (partículas indivisibles) como constituyentes finales de la materia.Sin embargo, fueron las teorías de Aristóteles, que consideraba que la materia era continua  (infinitamente divisibles), las que prevalecieron muchos siglos.

2. En el XIX, DALTON postuló su famosa teoría, que hablaba de unas partículas inalterables e indivisibles, los átomos, como constituyentes de la materia, por tanto discontinua, para poder explicar las leyes ponderales enunciadas por Lavoisier, Proust y él mismo.

3.Una vez descubiertos los electrones (1897) en experiencias con tubos de rayos catódicos y como el átomo era neutro, Thomson propuso en 1898 un modelo de electrones incrustados en una masa esférica con carga positiva, cual si fuera un pudin de ciruelas o de pasas.

Como insuficiencia más importante destacaba la imposibilidad de explicar el experimento que realizaron   Hans Geiger y Ernest Marsden  a instancias de Rutherford y que puedes ver en el siguiente applet y en un video.

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4. En 1886 Goldstein halló que los rayos canales producidos en un tubo de descarga con hidrógeno estaban constituidos por unas partículas positivas que Rutherford acabó por caracterizar y que fueron denominadas protones:

Su carga era exactamente igual a la del electrón, aunque de signo opuesto, y con una masa 1836 veces mayor. Aunque Rutherford predijo la existencia del neutrón en el año 1920, fue Chadwick en 1932 quien desmostró la existencia de los neutrones en el interior del átomo, unas partículas sin carga y de una masa ligeramente mayor que la de los protones.

5. RUTHERFORD propuso el primer modelo de átomo nucleado con electrones en la periferia que giraban en torno al núcleo como un diminuto sistema planetario. Así se podía explicar que la mayoría de las partículas alfa atravesaran la lámina de oro.

Como inconvenientes más importantes de este modelo estaban que:

* Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell.

* No explicaba los espectros atómicos de los diferentes elementos.

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6. Por ello, en 1913, el danés NIESLS BÖHR propone un nuevo modelo atómico basado en tres postulados. Un poco más detallado lo tenéis aquí.

Ahora si se pueden explicar las líneas espectrales:

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Sin embargo, el modelo de Böhr también presentaba insuficiencias. No cabía duda de que el fundamento matemático no era suficiente.

Os dejo un enlace al artículo ” El siglo de los átomos” acerca de la evolución de la idea del átomo a lo largo de la historia.

7. En la década de los años 20 tiene lugar un cambio radical en los conceptos de la física: la mecánica cuántica.La nueva mecánica se basa en la teoría de Plancky en otros dos principios fundamentales: la dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre  de Heisenberg que ya estuadiarás el curso que viene. Todo ello culmina  con el modelo atómico que hoy sigue vigente.

8. Es el momento de hacer un resumen y ver los siguientes videos:

Recientemente, en el CERN se ha descubierto una nueva partícula,  el bosón de Higgs cuya existencia fue propuesta en 1964  por Peter Higgs y François Englert (galardonados con el premio  Nobel de Física 2013) y cuya relación con la materia y el vacío puedes ver en esta interesante entrevista a Frank Klose físico de la Universidad de Oxford:

9. Significado físico de los números cuánticos.

Al no poder localizar con exactitud el electrón, debemos hablar de la probabilidad de encontrarlo en una cierta región del espacio alrededor del núcleo donde la energía sea menor (orbitales). Hay cuatro números cuánticos que están relacionados con los orbitales tal como se indica a continuación:

n = 1, 2, 3, 4, … (nº de capa o nivel, a mayor n mayor energía)

l = 0, 1, 2, … (n – 1) .  Es el número cuántico secundario o azimutal.También es responsable de la energía del orbital, aunque en menor medida que n. Sus valores indical el tipo de orbital que puede ocupar el electrón. 

Si l=0, diremos que es un orbital tipo s

Si l=1, diremos que es un orbital tipo p.

Si l=2, diremos que es un orbital tipo d.

Si l=3, diremos que es un orbital tipo f.

m = – l, … , 0, … +l   . Es el número cuántico magnético. Indica las posible orientaciones espaciales de los orbitales. Se manifiesta cuando a la muestra atómica se le aplica un campo magnético.

s = – ½ , + ½  . Es el número cuántico de espín. Indica la orientación del minúsculo campo magnético producido por la rotación del electrón.

Dando valores a los números cuánticos  puedes obtener la representación geométrica de los orbitales. Es decir que un orbital es una función matemática que describe la región en torno al núcleo donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los orbitales se describen con la ayuda de tres números cuánticos: n (principal), l (secundario), m (magnético). Cada orbital puede ser ocupado como máximo por dos electrones que se diferencian en el número cuántico de espín (s).

Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios:

A) Principio de mínima energía (Aufbau): “Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es decir, se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores”. Es muy útil la regla gráfica de Moeller:

B) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

C) Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”. Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s).

A continuación tienes varias animaciones de llenado orbitales :

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TABLA PERIÓDICA

Conocer la distribución de los electrones  en los distintos orbitales ( configuración electrónica) es muy importante para entender las propiedades de los átomos y la estructura de la tabla periódica.

Debes repasar de cursos anteriores  y para ello puedes ver el vídeo y luego consultar las webs indicadas:

* Aspectos básicos de la T.P.

* Estructura de la T.P. (in English)

* Nombres y  los símbolos.

* Test.

Web (3º ESO) 

* Tabla interactiva   muy completa.

* Mira toda la información que puedes sacar de cada elemento de la T.P.

A continuación, puedes comprobar si recuerdas la posición de los elementos en la Tabla Periódica.Para ello, os remito a lo juegos  que utilizamos en 3º de ESO  y en especial, a los siguientes:

T.P.

T.P.2

Por último, puedes atreverte con la siguiente tabla muda  y seguro que a estas alturas, este test de elementos químicos será pan comido.

Para terminar con el repaso y si tienes un poco de curiosidad, puedes aprender algo más acerca de los metales alcalinos  o sobre cualquier otro   elemento  consultando los videos que aparecen en “the periodic table of videos”.

ENLACE QUÍMICO

Empecemos viendo la relación entre enlace y estabilidad energética:

Entiéndelo un poco mejor con la siguiente animación:

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Recuerda lo básico de los tres tipos de enlaces:

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Now you can read about the formation of bonds in English.

Prueba a ver qué compuestos se forman al unir diferentes átomos.

A) ENLACE IÓNICO

Recordemos el enlace iónico:

 Mira la siguiente simulación de la formación del cloruro de sodio.

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Los compuestos iónicos forman redes cristalinas cuyos principales tipos son:

Debes conocer las principales propiedades de las sutancias iónicas .

B) ENLACE COVALENTE.

Veamos ahora como se unen los átomos mediante  enlace covalente:

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Aquí tienes la estructura de Lewis correspondiente a la molécula de cloro. En la siguiente imagen aparecen otras estructuras habituales:

Ahora puedes ver las  la estructura de Lewis  para otras moléculas sencillas. A continuación haz las siguientes actividades (la solución pinchando en las imágenes):

Es el momento de ver las propiedades de las sustancias covalentes.

ENLACE METÁLICO

Recuerda lo fundamental del enlace metálico:

enlace 1, enlace 2, enlace 3.

Debes conocer las propiedades físicas de las sustancias según el enlace.

Por último, no viene mal este repaso.

Aquí  os dejo las actividades de estructura atómica y enlace que iremos trabajando en clase.