Interrogantes sin respuesta en la TA Dalton

1. Interrogantes sin respuesta en la TA Dalton • ¿Por qué existe NaCl pero no existe NaMg? • ¿Por qué existe CaO pero no Ca3O2? • ¿Fuerzas intramoleculares? ¿F intermoleculares? • ¿Por qué Be, Mg, Ca Sr… son tan parecidos? • ¿Por qué Cl y K son tan distintos? • ¿Por qué algunos objetos se electrizan frotando? • ¿De dónde salen las partículas alfa, beta y gamma?

2. EL ÁTOMO DIVISIBLE Modelos atómicos

3. El gas en el interior del tubo podía cambiarse Ánodo Cátodo Tubo de vidrio Pila Electrodo - Electrodo + ¿Es el á-tomo realmente indivisible? A mediados del s. XIX, se estudiaba la naturaleza eléctrica de la materia: ¿cuál era la naturaleza de la chispa que salta entre dos objetos cargados que están próximos? El diseño experimental era el siguiente:

4. Descubrimiento de los rayos catódicos En 1875 Willian Crooke, observó que cuando la presión del gas es baja no se produce chispa, y aparece una luz característica del gas encerrado en el tubo de vidrio

5. Cátodo Ánodo Descubrimiento de los rayos catódicos Si la presión del gas se reduce aún más, desaparece la luz de color emitida por el gas y aparece una débil fluorescencia en la pared del tubo de vidrio opuesta al cátodo.

6. RAYOS CATÓDICOS Cátodo Ánodo Descubrimiento de los rayos catódicos Esta fluorescencia procedía del choque de unos rayos procedentes del cátodo con la pared del tubo. Goldstein los llamó: rayos catódicos.

7. ¿Cuál era la naturaleza de esos rayos? 1860-1890: Joseph John Thomson, estudió cómo se desviaban los rayos catódicos en presencia de otros cuerpos cargados e imanes. En 1897, Thomson comprobó que tenían carga eléctrica negativa, y halló su relación carga/masa: 1,76.1011 C/kg La relación carga/masa era siempre la misma, fuese cual fuese el tipo de gas encerrado en el tubo, o el tipo de metal del cátodo.

8. Hipótesis del electrón Esas propiedades de los rayos catódicos se podían explicar si estuviesen formados por partículas más pequeñas que los átomos. A esas partículas se les llamó electrones. (Stoney, 1874: partículas constituyentes de la electricidad) Robert Millikan, con su experimento de la gota de aceite, determinó en 1909 la carga eléctrica del electrón (1,602.10-19 C), y a continuación su masa (9,1.10-31 kg: dos mil veces inferior a la del átomo de H)

9. Si se aceptaba la existencia del electrón… Si en el interior del átomo había partículas negativas, ¿cómo explicar que los átomos fuesen neutros? Si los electrones tenían masa tan pequeña, ¿a qué era debida la mayor parte de la masa de los átomos? ¿Por qué las partículas que se obtenían de los átomos eran siempre electrones y nunca partículas con carga positiva?

10. ¿Cómo es la estructura del átomo?, ¿qué partículas tiene?, ¿cuáles son sus características?,¿cómo están organizadas? Modelos atómicos

11. Modelo de Thomson (1904) Modelo de sandía o budín de pasas: Imaginó al átomo (10-8 cm) como un globo formado por una masa fluida con carga positiva; los electrones, de masa despreciable y carga negativa, estarían incrustados en esa masa fluida.

12. Si se aceptaba la existencia del electrón… Si en el interior del átomo había partículas negativas, ¿cómo explicar que los átomos fuesen neutros? Si los electrones tenían masa tan pequeña, ¿a qué era debida la mayor parte de la masa de los átomos? ¿Por qué las partículas que se obtenían de los átomos eran siempre electrones y nunca partículas con carga positiva?

13. Intento de contrastación del modelo de Thomson: Experimento de Rutherford Bombardeó una lámina muy delgada de oro con proyectiles positivos y de gran masa (partículas α), que se movían a gran velocidad. ¿Qué esperaba Thomson que sucediese?

14. Si el modelo de Thomson era cierto… • Las partículas alfa serían igualmente atraídas como repelidas por electrones y masa fluida repartida uniformemente y pasarían a través de la masa fluida sin desviarse. • Teniendo en cuenta la gran masa y velocidad de de las partículas alfa, su desviación sería, si acaso, muy pequeña al pasar cerca de los electrones.

15. Resultados del experimento de Rutherford

16. Rutherford, al observar los resultados, comentó: ”Es lo más increíble que me ha sucedido en mi vida. Casi tan increíble como si al disparar balas contra un papel de seda, algunas se volvieran contra usted”.

17. ¿Qué modelo propone Ruttherford para explicar los cuatro tipos de recorridos de las partículas α ?: • 1.Recorrido sin desviarse para la mayoría • 2.Ligera desviación • 3.Gran desviación • 4.Rebote en la misma dirección de incidencia

18. Modelo de Rutherford (1911) Imaginó a los átomos (10-8 cm) casi vacíos, con la carga positiva concentrada en una zona llamada núcleo (10-13 cm) y los electrones dando vueltas en torno a él. Si imaginamos un átomo con las dimensiones de un estadio de fútbol, su núcleo sería del tamaño de una canica colocada en el centro.

19. Descubrimiento del protón: Rutherford, 1919 • Observó que al bombardear distintos átomos (N, B, Ne, F, Na…) con partículas alfa, se emitían partículas positivas. • Esas partículas eran idénticas a las que se producían cuando se arrancaban electrones de los átomos de hidrógeno. • Emitió la siguiente hipótesis: todos los núcleos contienen núcleos de hidrógeno, a los que llamó protones.

20. ¿Cómo explicar que sea estable el núcleo de cualquier átomo, formado por protones a 10-13 cm? • Entre los protones deben existir partículas neutras: neutrones • (Los neutrones fueron descubiertos 12 años más tarde por Chadwick) • Entre protones y neutrones existen intensas fuerza de atracción, que no es de tipo eléctrico ni gravitatorio (se llaman fuerzas nucleares).

21. Partículas constituyentes del átomo

22. Resumen del modelo atómico de Rutherford • En el centro de cada átomo hay un núcleo donde está concentrada toda la masa, y que tiene carga positiva (protones y neutrones). • Alrededor del núcleo se encuentran los electrones, de carga negativa y masa despreciable. Los electrones en su órbita tienen una energía, que es menor cuanto más cerca del núcleo se encuentren. • Cada elemento está caracterizado por su número atómico (Z) que indica el nº de protones. Si el átomo es neutro, ese será también su número de electrones • El nº de partículas en el núcleo es el número másico (A)

23. Manera de caracterizar un elemento: X Número másico Símbolo del elemento Número atómico Z=11 Tiene 11 protones en su núcleo A=23 Tiene 23 partículas en su núcleo (23-11)=12 serán neutrones Si el átomo es neutro, en su corteza habrá 11 electrones Átomo de sodio

24. Todos los átomos de un mismo elemento (X) tienen el mismo número atómico (Z), es decir, el mismo número de protones Átomos con el mismo número atómico (Z) pueden tener distinto número másico (A), es decir, pueden tener distinto número de neutrones. Se dice que son átomos isótopos. ¿Cuáles son isótopos?

25. Masa atómica de un elemento: media ponderada da la masa de sus isótopos El 54,70% de los átomos de cloro son del isótopo 35, y los restantes (45,30%) son del isótopo 36. ¿Cuál será la masa atómica del cloro?

26. Masa atómica de un elemento: media ponderada da la masa de sus isótopos El x% de los átomos de plata son del isótopo 107, y los restantes (100-x)% son del isótopo 109. La masa atómica de la plata es 107,88. ¿Cuál será la abundancia relativa de cada isótopo?

27. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico (Z), es decir, el mismo número de protones Si el átomo es neutro, su nº de electrones es Z Si es un catión, su nº de electrones es menor que Z Si es un anión, su nº de electrones es mayor que Z Anión cloruro: 17 protones, 18 electrones Catión magnesio (II): 12 protones, 10 electrones Anión sulfuro: 16 protones, 18 electrones

28. Pero el modelo de Rutherford no explica… • Los átomos de un mismo grupo no se parecen ni en su masa ni en su número atómico.¿En qué se parecen entonces?, ¿por qué se combina de forma tan parecida con otros elementos? • Átomos de parecida masa atómica y número atómico (F y Na), (Cl y K), ¿por qué se comportan de forma tan distinta?

29. Otras deficiencias del modelo de Rutherford • Cualquier carga en movimiento emite energía: los electrones deberían perder energía, acercar su órbita al núcleo hasta ser atrapados por él • Cuando se calienta un gas de átomos … (Veamos primero las dos diapositivas siguientes para entender esta deficiencia)

30. ¿Qué es la radiación? Espectro • Todo objeto, por el hecho de estar a una temperatura determinada, emite energía que llamamos: radiación (ondas electromagnéticas). • Hay distintos tipos de radiación, que se diferencian en el valor de la energía de cada unidad de radiación emitida. Si ese valor es muy bajo, decimos que se se trata de ondas de radio, y si es muy alto rayos gammma. Si es un valor intermedio, llamamos a esa radiación luz visible (cada color corresponde a un valor de esa energía)

31. Espectros de emisión • Cuando se calienta un gas formado por átomos de un mismo elemento, los átomos se encuentran excitados: han ganado mucha energía • Si un átomo gana energía, además de moverse más rápido, algunos de sus electrones habrán pasado a órbitas de mayor energía, es decir, más alejadas del núcleo • Cada elemento tiene un espectro de emisión característico.

32. Rutherford y los espectros de emisión • Cuando un electrón en un átomo absorbe energía, debería pasar a una órbita de mayor energía, más alejada del núcleo. Después, al desexcitarse el átomo, ese electrón volvería a su órbita inicial y emitiría energía. • Según el modelo de Rutherford, no existen limitaciones a las órbitas posibles, por tanto no existirán limitaciones a la energía que puede absorber o emitir el electrón. Cabe esperar entonces que cualquier átomo excitado emita de todo tipo de radiación, en particular emita en todos los colores de la luz visible.

33. Modelo de Rutherford en crisis • ¿Qué es lo que hace parecidos a ciertos tipos de átomos y lo que les hace distintos? • ¿Por qué los electrones en órbita no acaban siendo atrapados por el núcleo? • ¿Por qué los espectros de emisión son discontinuos? Es decir, ¿por qué un átomo no emite en todos los colores del visible? • ¿Por qué cada tipo de átomo tiene un espectro de emisión característico?

34. Modelo de Bohr (1913) • Dinamarca (1885-1962) • 1911: Doctor U. Copenhague • 1911: U. Cambridge, con Thomson • 1913: U. Manchester, con Rutherford • 1916: Vuelve a la U. Copenhague • Premio Nobel en 1922, por su teoría sobre la estructura del átomo • 1939: Ocupación alemana de Dinamarca. Escapa a Suecia y USA. • 1940-1945: Equipo de Los Álamos. Se oponía al secretismo, y exigía el control internacional del proyecto de la bomba atómica. • 1955: Organiza la I Conferencia Internacional: “Átomos para la paz”

35. Bohr basó su modelo en dos hechos: 1. Teoría cuántica de Planck: La materia absorbe o emite energía, no de forma contínua, sino en cantidades que son múltiplos enteros de una unidad llamada “cuánto de energía” o fotón, cuya energía viene dada por el producto de la cte de Planck (h) y la frecuencia f : E= h . f

36. 2. Explicación de Einstein del Efecto fotoeléctrico Al incidir la luz sobre ciertas superficies metálicas estas emiten electrones. Para explicar este efecto Einstein propone que la luz, además de ser una onda, está formada por fotones o “cuántos de energía” cuya energía E = h. f http://www.quimicaweb.net/albert_einstein/einstein/efecto_fotoelectrico/efecto_fotoelectrico.htm

37. Modelo de Bohr:completa el modelo de Rutherford • Para cada tipo de átomos, sólo existen ciertas órbitas de radio permitido. Sólo están permitidos ciertos valores de la energía del electrón en el átomo. • Mientras un electrón se encuentra en una órbita, no absorbe ni emite energía alguna. • Sólo cuando un electrón pasa de una órbita a otra es cuando absorbe o emite energía.

38. Órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno n=1 Primer nivel de energía permitido n=2 Segundo nivel de energía permitido … Radio= 0,53.n² (Angstrom) Energía= - 13,8/ n² (eV)

39. Emisión de energía al pasar de una órbita de mayor energía a otra de menor energía Diagrama del modelo atómico de Bohr. Niels Bohr s

40. Por ejemplo: E1= -900 u E2= -600 u E3= -500 u E∞=0 ¿Qué valores de energía puede absorber o emitir? n = 3 n = 2 100 u 2↔3 : 300 u 1↔2 : n = 1 400 u 1↔3 : 500 u 3→ ∞ : 600 u 2→ ∞ : 900 u 1→ ∞ :

41. Deficiencias del modelo de Bhor • Aunque explica la existencia de espectros de emisión, sólo puede explicar los valores obtenidos en el espectro del hidrógeno. • No puede explicar por qué en un mismo espectro hay unas rayas más intensas que otras (más tarde, con mejores espectroscopios, se vio que esas rayas eran en realidad líneas muy próximas y este fenómeno se explica admitiendo que los niveles de energía que Bohr creyó únicos eran en realidad niveles muy próximos). • Geometría molecular: no puede explicar por qué unas moléculas son lineales ( CO2) y otras angulares (H2O).

42. Modelo mecano-cuántico Basado en tres conceptos: 1. Dualidad onda-corpúsculo (Louis de Broglie 1923): propuso que no sólo los fotones de la luz se podían comportar como ondas, sino que también los electrones (u otros objetos) podían tener una naturaleza ondulatoria. 2. Principio de incertidumbre de Heisenberg :Es imposible determinar de forma simultánea y con precisión, la posición y velocidad de una partícula, es decir, no se puede establecer con exactitud la trayectoria seguida por una partícula.

43. Modelo mecano-cuántico 3. Ecuación de Schrödinger (1926) para describir el comportamiento dual del electrón (como partícula y onda). Como resolución de esa ecuación aparece el concepto orbital atómico , ligado a zonas de carga que rodean al núcleo atómico donde existe un 99% de probabilidad de encontrar el electrón y los números cuánticos. Al dibujar las nubes de carga de los distintos orbitales atómicos se aprecian diferentes formas y tamaños :http://intercentres.edu.gva.es/iesleonardodavinci/Fisica/Estructura_atomo/Atomo11.htm Cada orbital queda determinado por tres números cuánticos: n, l , m .

44. Modelo mecano-cuántico Cada electrón que se encuentra en un orbital estará determinado por cuatro números cuánticos, los tres propios del orbital y otro llamado nº cuántico de espín s. http://profeblog.es/asun/?page_id=855 Cada orbital solo puede estar formado por dos electrones como máximo, con lo que sólo se diferencian en el spin: Principio de exclusión de Pauli. Cuando los electrones rellenan orbitales de igual energía ocupan el máximo posible de ellos con sus espines paralelos: Regla de máxima multiplicidad de Hund.

45. ¿Qué explica este modelo respecto al de Bohr? La brillantez y tamaño de las rayas espectrales se explica porque los saltos de electrones son más probables cuanto mayor sea la superposición de los orbitales inicial y final. La existencia de distintas orientaciones de los orbitales (excepto orbital s) explica el hecho de las diferentes direcciones de enlace y por tanto de las distintas geometrías de las moléculas.