1.ESTRUCTURA ATÓMICA

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.

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. 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:

espectros

6. Por ello, en 1913, el danés NIESLS BÖHR propone un nuevo modelo atómico basado en tres postulados.

Ahora si se pueden explicar las líneas espectrales:

 espectros

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

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, que puedes estudiar con esta página del cnice, se basa en la teoría de Planck,  y en otros dos principios fundamentales: la dualidad onda-corpúsculo y el principio de incertidumbre  de Heisenberg. Todo ello culmina  con el modelo atómico que hoy sigue vigente. Si quieres, haz click en la imagen para ver la resolución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno:

e-schrodinger_entera

Lo referente a la mecánica cuántica lo puedes repasar en esta página.

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

Si no has quedado suficientement contrariad@ lee acerca del  experimento del  “gato de Schrödinger”    o paradoja de   Schrödinger que también puedes visualizar en este video:

Recientemente se ha descubierto una nueva partícula que se cree puede ser el bosón de Higgs cuya relación con la materia y el vacío puedes ver en esta interesante entrevista a Frank Klose físico de la Universidad de Oxford:

 Redes – ¿Existe la nada?

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).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).

Comentamos algo más de cada número cuántico:

n = 1, 2, 3, 4, … Es el número cuántico principal  . Expresa la mayor o menor probabilidad de encontrar al electrón cerca del núcleo, (a mayor n, el electrón estaría más tiempo alejado del núcleo).Indica el nivel energético  que ocupa el electrón (a mayor n mayor energía) y el tamaño del orbital.

l = 0, 1, 2, … (n – 1) Es el número cuántico secundario o azimutal. Determina la forma espacial del orbital.También es responsable de la energía del orbital indicando el nº de subniveles en un nivel dado. Sus valores indican 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

Conocer la distribución de los electrones  en los distintos orbitales ( configuración electrónica) es muy imporante para entender las propiedades de los átomos.

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 :

configuracion electronica2

 configuracion electronica

configuracion electronica3

configuracion electronica

En el siguiente vídeo puedes ver cómo se obtienen los números cuánticos a partir de una configuración electrónica:

TABLA PERIÓDICA

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

Debes repasar de cursos anteriores :

* Aspectos básicos de la T.P.

* Nombres y  los símbolosTest.

* Situación de los diferentes elementos .

Repasa un poco en la siguiente web  y en esta tabla interactiva que te da mucha información.A continuación puedes comprobar si sabes la posición de los elementos en la Tabla Periódica:

06-Juego-Tabla-Periodica

TP 2

Por último puedes atreverte con la siguiente  una tabla muda .

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”.

PROPIEDADES PERIÓDICAS:

Veamos los factores que afectan a las  propiedades periódicas y la siguiente presentación :

propiedades periódicas

Centrémonos ahora, en cada una de las propiedades:

Radio atómico

Potencial de ionización

Afinidad electrónica

Electronegatividad

 En las siguientes simulaciones puedes ver cómo varían las propiedades periódicas en la T.P.

propiedades periodicas2

propiedades periodicas

Por último puedes dar un repaso en la siguiente web

 Os dejo los criterios de evaluación correpondientes a la unidad y las fichas con las actividades que iremos trabajando:

Ficha 1: Radiación electromagnética.Teoría de Plank.

Ficha 1 a: Dualidad onda-corpúsculo

Ficha 2: Orbitales.Tabla periódica.Propiedades periódicas.

Ficha 2b: Repaso