Post on 27-Dec-2019
Estructura molecular y atómica
Julio de 2019
Jorge Rafael Martínez Peniche
mpeniche@unam.mx
mpeniche@gmail.com
Favor de enviar correo con:
• Nombre
• Plantel
• Asignatura(s) que imparten
Programa del curso (propuesta de DGAPA)
• Estructura de la Materia• Naturaleza corpuscular de la materia.
• Naturaleza cinética corpuscular de la materia.
• Estructura corpuscular y atómica.
• Modelo atómico de Dalton. Definiciones de elemento. Compuesto, átomo, molécula.
• Ley de Proust.
• Modelo atómico de Bohr.
• Limitaciones de cada modelo.
• Naturaleza eléctrica de la materia.
• Modelo cuántico (nivel, subnivel, orbital y configuraciones electrónicas
Programa del curso (propuesta de DGAPA) (2)
• Cálculo del número de partículas subatómicas de los elementos.
• Representación de la configuración electrónica de los elementos.
• Concepto de molécula.
• Estructura corpuscular y atómica.
• Moléculas en elementos y compuestos.
• Comparación del modelo atómico de Dalton y de estructuras de Lewis.
• Concepto de núcleo y electrones de la capa de valencia.
• Regla del octeto y sus limitaciones.
• Concepto de ion: anión y catión. (iones hidrógeno e hidróxido).
• Iones presentes comúnmente en el suelo (monoatómicos y poliatómicos)
Programa del curso (propuesta de DGAPA) (3)
• Formación científica• Los modelos en ciencia y su importancia.
• Observación en relación con las inferencias de los modelos.
• Diferencia entre evidencia e inferencia.
• Las teorías como formas de explicación.
• Diferencias entre regularidades (leyes) y teorías (explicaciones).
Evaluación
• 30% - Participación (individual y colectiva) en las actividades planteadas para cada una de las sesiones.
• 40% - Propuesta didáctica de integración. Entrega, vía correo electrónico, en archivo.
• 30% - Presentación oral de la propuesta didáctica de integración.
Características de la propuesta didáctica (indicativas)• Datos generales
• Asignatura• Unidad temática o ubicación en el programa del curso• Tema general
• Contenidos
• Duración y número de sesiones previstas
• Nombre de los profesores que la elaboraron
• Finalidad, propósitos u objetivos
• Si se considera necesario, elección de un problema, caso o proyecto.
• Orientaciones generales para la evaluación
Características de la propuesta didáctica (indicativas) (2)• ¿A qué principios responde la propuesta?
• Vg. vinculación del contenido con experiencias de los alumnos, uso de Apps o recurso de la red, obtención de evidencias de aprendizaje; etc.
• Líneas didácticas• Actividades de apertura
• Actividades de desarrollo
• Actividades de cierre
• Líneas de evidencia para la evaluación de los aprendizajes• Vg. problemas, proyectos; etc.
• Recursos: bibliográficos, hemerográficos, otros.
Rúbrica de la presentación oral
Primeras ideas acerca de la constitución de la materia• ¿De qué está hecho el universo?
• Asimov, I. La Búsqueda de los elementos. Plaza & Janés. México, 1987.
• Elementos• Grecia clásica.
• Tales de Mileto (624-546 ane).
• Origen de la palabra elemento.• Del latín: Elementum.
• Algo simple con lo que están hechas las cosas complejas.
• Tarea: hacer un comentario en un máximo de una cuartilla.
Elementos
• Tales de Mileto (624-546 ane):• “Todo el Universo es agua, es el
origen de todas las cosas”
• Anaxímenes de Mileto (588-524 ane):• El aire
• Heráclito de Efeso (~540- ~480 ane).• “Todo es fuego, elemento creador
y destructor”
Elementos (2)
• Anaxágoras de Clazómene (500-428 ane).• Homeomerías (ὁμοιομέρεια)• “Todo está formados por semillas y
en ellas están contenidas todas las sustancias de la realidad”
• Anaximandro de Mileto (611-545 ane).• La Apeirón• “Lo sin fronteras, lo infinito, lo
indeterminado es lo que contiene todo y a la vez está contenido en todo”.
Los elementos de Empédocles
• Empédocles de Acragas (611-545 ane).• Tierra
• Agua
• Aire
• Fuego
• Aristóteles• Clasificación de los elementos de
Empédocles
Boyle (The Sceptical Chymist, 1661)
•“Ahora entendemos por elementos... ciertos cuerpos primitivos, simples y sin mezcla; que no se hacen de ningún otro cuerpo, son los ingredientes de todos los llamados cuerpos perfectamente mezclados (compuestos químicos)…”
El concepto de átomo
• Leucipo de Mileto (siglo V ane).
• Demócrito de Abdera (~460-~370 ane)
• Lo indivisible
• La materia es discontinua, es decir tiene un límite de división.
• A las unidades indivisibles se les llamó átomos. Del griego, α que es un prefijo negativo y τομέ que significa cortar.
¿Son científicos estos conceptos?
Modelos en Ciencia
Modelos
• Antecedentes experimentales o empíricos
• Propuesta de explicación (teoría, modelo)
• Limitaciones
Modelo atómico de Dalton
• Antecedentes
• Leyes ponderales.• Ley de conservación de la materia.
• Ley de proporciones constantes.
• Ley de proporciones equivalentes.
• Ley de proporciones múltiples.
• ¿Por qué son leyes?
Ley de Conservación de la Materia
• Mikhail Vasilyevich Lomonosov(1711-1765).
• Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794).
Ley de proporciones constantes
• Joseph-Louis Proust (1754 -1826).
• Cuando dos substancias se combinan para dar una tercera los hacen siempre en una proporción constante en peso.
Ley de proporciones equivalentes
• Henry Cavendish (1731-1810).
• Jeremias Benjamin Richter (1762-1807).
• Cuando dos substancias se combinan para dar una tercera lo hacen en una proporción equivalente en peso.
Ley de proporciones equivalentes (2)
• Peso equivalente (modernamente): Cantidad en gramos que contiene, se combina o desaloja 1 gramo (1.0078 g) de Hidrógeno.
1g de H
8g de O
79.9 g de
Br3g de C
35.5 g de
Cl
Ley de proporciones múltiples
• John Dalton (1766-1844).
• Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto lo hacen siempre en una relación de números enteros.
Óxidos del N
Dalton• NO
• NO2
• NO3
• NO4
• NO5
Actual• N2O
• N2O2 (NO)
• N2O3
• N2O4 (NO2)
• N2O5
• N2O7
Modelo atómico de Dalton
1. Toda la materia está formada por átomos.
2. Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el peso.
3. Diferentes elementos están hechos a partir de átomos distintos.
Modelo atómico de Dalton (2)
4. Los compuestos están formados por átomos de diferente tipo.
5. Los átomos son indivisibles.
6. Los átomos se combinan en las proporciones numéricas más simples: 1:1, 2:1, etc.
7. Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí.
Limitaciones del Modelo Atómico de Dalton
•Confundió lo que ahora conocemos como “peso atómico” con el “peso equivalente”.
• Y según su hipótesis de máxima simplicidad si dos elementos forman un sólo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento.
Óxidos del N
Dalton• NO
• NO2
• NO3
• NO4
• NO5
Actual• N2O
• N2O2 (NO)
• N2O3
• N2O4 (NO2)
• N2O5
• N2O7
Limitaciones del Modelo de Dalton (2)
• Entonces, no puede explicar la Ley de Volúmenes de Combinación de Gay-Lussac
• Según la Ley (Hipótesis) de Avogadro:
¿Y la Ley de Conservación de la Materia?
Concepto de molécula - 1811
• Amadeo Avogadro (1776-1855)
• La Mole, la Molécula.
Tareas
1. Leer la lectura 1 y hacer un comentario en un máximo de una cuartilla.
2. ¿Cuál es la definición actual de mole?
3. ¿Cómo se estimó por primera vez el número de Avogadro?
Modelo atómico de Thomson
Antecedentes
• Electricidad.
• Experimentos en tubos de descarga.
• Experimento de Thomson (e/m) y descubrimiento del electrón.
• Experimento de Millikan.
Electricidad
• Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827).
• En 1799 inventó la pila eléctrica.
Electricidad (2)
• André Marie Ampère (1775-1836).
• Electromagnetismo
Electricidad (3)
• Michael Faraday (1791-1867).
• Ley de Faraday.
• Inducción electromagnética.
• Grandes diferencias de potencial.
• William Crookes (1832-1919).
Experimentos en tubos de descarga
Tubos de descarga o tubos de Crookes
Rayos catódicos
Rayos catódicos
Descubrimiento del electrón
• Joseph John Thomson (1856-1940).
• Premio Nobel de Física 1906.
Experimento de Thomson
Experimento de Thomson
e/m
• Relación carga-masa para el electrón.
1-11 kg C 10 x 1.75882012m
e
La unidad de carga (carga del electrón)
• Robert Andrews Millikan(1868-1953)
Experimento de Millikan
Experimento de Millikan (2)
Carga y masa del electrón
• Carga del electrón
1.60217653 x 10-19 C
• Por lo tanto la masa del electrón es:
9.1093826 x 10-31 kg
• ¡1/1837 veces la masa del átomo más pequeño (H)! Que es de
1.6735 x 10-27 kg
Modelo atómico de Thomson
• Se sabe:• Los átomos son neutros.
• Existen partículas negativas.
• Existen partículas positivas.
• Las partículas positivas son mucho mayores que las negativas. Por lo tanto tiene casi toda la masa atómica.
• Thomson postula un continuo de carga positiva con cargas negativas incrustadas en él como “cerezas en un pastel” o “pasas en un pudín”.
Modelo atómico de Thomson (2)
Modelo atómico de Rutherford
Antecedentes: Radiactividad natural
• Antoine Henri Becquerel (1852-1908).
• Premio Nobel de Física 1903.
Radiactividad natural (2)
• Pierre Curie (1859-1906)
• Maria Sklodowska-Curie (1867-1934)
• Premios Nóbel de Física 1903.
Partículas
= 24𝐻𝑒2+
𝛽−
• Johannes (Hans) WilhelmGeiger (1882-1945)
• Sir Ernest Marsden (1889 -1970)
Experimento de Geiger y Marsden
Experimento de Geiger y Marsden (2)
Experimento de Geiger y Marsden (3)
Modelo de Rutherford
• El átomo consta de una parte central llamada núcleo donde reside la carga positiva y la casi totalidad de la masa. Alrededor de este núcleo central y a una gran distancia de él giran los electrones en órbitas circulares.
Modelo de Rutherford (2)
Limitaciones del Modelo de Rutherford
• El Modelo de Rutherford no puede ser estable según la teoría de Maxwell ya que, al girar, los electrones son acelerados y deberían emitir radiación electromagnética, perder energía y como consecuencia caer en el núcleo en un tiempo muy breve.
Un modelo nuclear
Isótopos
• Neologismo acuñado por Frederick Soddy (1877-1956). Premio Noble de Química en 1921.
• Del griego isos () - mismo y topos () - lugar.
• Átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente masa atómica.
Estabilidad de los isótopos
• Emilio Gino Segrè (1905-1989). Premio Nobel en 1959.
Estabilidad de los isótopos (2)
• Se conocen unos 2500 nucleídos, de los cuales son estables menos de 300.
• A=Z+N
• Región de estabilidad: Para números de masa (A) pequeños el número de protones y de neutrones es similar, mientras que conforme aumenta A, la relación N/Z también aumenta (hasta un valor de aproximadamente 1,6).
• Simbología:
𝑍𝐴𝐸𝑙𝐶𝑎𝑟𝑔𝑎