Estructura de La Materia (1)

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Estructura de la materia

Objetivos

1. Comprender el desarrollo histórico delconocimiento de la estructura de lamateria.

2. Valorar los aportes al conocimiento de laestructura atómica realizada por Dalton,Thomson, Rutherford y Bohr.

Antecedentes históricos

• Siglo V antes de Cristo:1. Aristóteles señala que la materia estaformada por 4 pilares: agua, aire, tierra y

fuego FUEGO (Heráclito)

Caliente Seco

(Anaxïmenes) AIRE TIERRA (Empédocles)

Húmedo Frío

AGUA (Thales de Mileto)

2. Leucipo y Demócrito: señalan que lamateria esta formada por Átomos (sindivisión)

• Renacimiento Científico1. 1808 John Dalton: Retoma el concepto de

incorporado por Leucipo y Demócrito paradefinir materia2. 1850 Willians Crookes realiza un

experimento con un tubo de descarga ydescubre lo que el llamo rayos catódicos,

que corresponde a una luminiscencia que viajadesde el cátodo (polo negativo) al ánodo (polopositivo) (http://www.geocities.com/fdocc/thomson.htm)

Tubo de rayos catódicos. Los electrones emitidos por el cátodo (C) son acelerados por el campo

eléctrico hacia el ánodo (A) que deja pasar algunos por un orificio central. La trayectoria de este haz es

afectada por la acción de un campo magnético y uno eléctrico.

3. En 1886 E. Goldstein, descubre los

protones trabajando con un cátodoperforado

Desde este momento el átomo pasa de

ser indivisible a divisible y con ello surgenlos llamados modelos atómicos.En 1898 J. J. Thomson retoma el trabajo

con los tubos de descarga y descubre queestas luminiscencia correspondían apartículas negativas que denominaronelectrón. (http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n)

Modelos atómicos• EL origen de los modelos atómicos parten en 1808, cuando John

Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia que el plasmo en los siguientes principios fundamentales:

• 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisiblesllamadas átomos.2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masay sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen lasmismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos

tienen propiedades diferentes.• 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o

más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que enun compuesto los átomos de cada tipo están en una relación denúmeros enteros o fracciones sencillas.4. En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una

a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece nise transforma en un átomo de otro elemento.

• A partir de lo anterior el modelo atómico de Dalton corresponde auna minúscula partícula esférica, indivisible e inmutable, igualesentre sí para cada átomo.

• En 1897 J.J. Thomson demostró en que en los átomos hay unaspartículas diminutas con carga eléctrica negativa, llamadas

electrón. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones

• Este modelo aporto el concepto de átomo neutro.

• En 1911, E. Rutherford mediante un experimento denominado“Bombardeo de una lámina de oro con partículas alfa”(http://es.wikipedia.org/wiki/Experimento_de_Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sinoque están vacíos en su mayor parte y en su centro hay undiminuto núcleo.

Sus resultados corresponden al “Modelo atómico denominadoátomo nuclear”, que presenta los siguientes postulados:

La zona central del átomo corresponde al núcleo, de tamañomuy pequeño, donde se ubican los protones más algo(neutrones, 1932).

La zona periférica o envoltura proporciona al átomo elvolumen y aquí se ubican los electrones.

Entre ambas zonas existe un gran espacio vació.

Modelo de Rutherford

Este modelo tiene aportes, problemas y consecuencias:

• Aporte: Concepto de núcleo atómico.

• Falencias: Átomo inestable y no da explicaciones a los espectros.

• Consecuencias: conceptos de1. Número atómico (Z): cantidad de protones de un átomo, si el átomo esneutro también corresponde a la cantidad de electrones de el.

2. Número masivo (A): cantidad de protones y de neutrones, concentradaen el núcleo.

A = Z + n

A = p + n

n = A - Z o n = A - p

3. Concepto de isótopos: Variedades de un tipo de átomos quepresentan la misma cantidad de protones (Z) y diferente número deneutrones (A)

• En 1913, Niels Bohr , trata de resolver los problemas del modelo deRutherford, incorporando el concepto de estado estacionario (orbita), enla actualidad nº cuantico principal (http://es.geocities.com/lianca57/bohr.html)

• Correspondía a una zona donde el electrón no gana ni pierde energía, conlo cual estabiliza al átomo y explica los espectros.

• Aportes: Concepto de número cuantico principal.

• Falencias:

Solo válido para el átomo de hidrógeno.

Concibe al átomo como un sistema planetario.

Va en contra del principio de indeterminación de Heinsberger.

Confunde orbita con orbital.

Orbital “s”

Orbitales “p”

Orbitales “d”

Orbitales “f”

Elemento Z Diagrama de orbitales

1s 2s2p 3s

Configuraciónelectrónica

H 1 1s1

He 2 1s2

Li 3 1s2 2s1

Be 4 1s2 2s2

B 5 1s2 2s2 2p1

C 6 1s2 2s2 2p2

7 1s2 2s2 2p3

Ne 10 1s2 2s2 2p6

Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1

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