"EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA"
Modelos Atómicos
Leucipo y Demócrito.
El concepto de la materia surgió aproximadamente hace 450 a.C., cuando el filósofo griego Leucipo afirmaba que la materia es discontinua porque estaría formada por partículas discretas llamadas átomos, que sería el límite de división de la materia.
Demócrito sostenía que el elemento último de la realidad es el átomo, partícula eterna, indivisible, invisible y homogénea.
Empédocles y Aristóteles.
Muchos filósofos clásicos griegos consideraban absurda esta teoría (Leucipo y Demócrito), y la rechazaban; entre ellos Empédocles, quien sostenía que todos los materiales están compuestos por cuatro "elementos"; tierra. aire. fuego y agua. Aristóteles (300 a.C.) discípulo de Empédocles describió los 4 elementos como la combinación de propiedades fundamentales de la materia; sequedad, humedad, calor y frio.
Dalton.
El modelo atómico de Dalton surgió en 1808, fue el primer modelo atómico con bases científicas:
- El modelo atómico de Dalton explicaba porque las sustancias se combinan químicamente entre sí solo en ciertas proporciones.
- Además el modelo aclaraba que aún existiendo una gran variedad de sustancias, éstas podían ser explicadas en términos de una cantidad mas bien pequeña de constituyentes elementales o elementos.
- En esencia, el modelo explicaba la mayor parte de la química orgánica del siglo XIX, reduciendo una serie de hechos complejos a una teoría combinatoria.
Dalton explicó su teoría formulando una serie de enunciados simples.
- La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se pueden destruir.
- Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen diferentes pesos.
- Los átomos permanecen sin división, aún cuando se combinen en las reacciones químicas.
- Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.
- Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
- Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.
Thomson.
El modelo atómico de Thomson, también llamado "budín de pasas" fue propuesto por John Thomson en 1897. El físico británico Thomson, decubrió el electrón al deducir que los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas. Dedujo que los rayos catódicos no estaban cargados. ni eran átomos, así que eran fragmentos de átomos, o partículas subatómicas, a estas partículas les dio el nombre de electrones. A Thomson también se le atribuye el descubrimiento de los isótopos, así como el invento del espectrómetro de masa.
Rutherford.
Para Ernest Rutherford, el átomo era un sistema planetario de electrones girando alrededor de un núcleo atómico pesado y con carga eléctrica positiva.
El modelo atómico de Rutherford puede resumirse de la siguiente manera:
- El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga positiva, que contiene casi toda la masa del átomo.
- Los electrones giran a grandes distancias alrededor del núcleo en órbitas circulares.
- La suma de las cargas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.
Bohr.
El físico Niels Bohr, propuso un nuevo modelo atómico que se basa en tres postulados:
- Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias sin emitir energía.
- Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un múltiplo entero de n/2p (mrv= n) siendo "n" la constante de Planck, "m" la masa del electrón, "v" su velocidad, "r" el radio de la órbita y "n" un número entero, llamado número cuántico principal.
- Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna, la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de radiación electromagnética. Mientras el electrón se mueve en cualquiera de esas órbitas no irradia energía, sólo lo hace cuando cambia de órbita. Si pasa de una órbita externa a otra más interna emite energía, y la absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más externa.
Partículas Subatómicas.
Número Atómico.
Número Atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento.
Z = número atómico = número de electrones = número de protones.
Número de Masa.
El número de masa (A) es el total de protones y neutrones presentes en el núcleo del átomo de un elemento.
A = número de masa = número de protones + número de neutrones
A = número de masa = número atómico + número de neutrones.
El número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico.
Número de neutrones = A-Z
IONES.
IONES.
El número de protones y neutrones se mantiene igual, lo que cambia es el número de electrones.
NÚMEROS CUÁNTICOS.
La solución de la ecuación de onda de Schrôdingen da origen a 4 tipos de valores llamados números cuánticos. Estos números proporcionan una mejor característica de los electrones.
Número cuántico principal (n)
Especifíca el nivel enérgetico del orbital, siendo el primer nivel el de menor energía, y se relaciona con la distancia promedio que hay del electrón al núcleo en un determinado orbital.
Número cuántico secundario (l)
Describe la forma geométrica del órbital. los valores de "l" dependen del número cuántico principal.
Número cuántico magnético (ml)
Indica la orientación del orbital en el espacio.
Número cuántico de espín (ms)
Es electrón posee su propio número cuántico que da a conocer en torno a su eje cuando se mueve dentro de un orbital.
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI.
El principio de exclusión de Pauli, fue desarrollado por el físico austriaco Ernest Pauli en el año 1925. Este principio de la cuántica dice que dos partículas que tiene los números cuánticos con los que constan idénticos, no pueden existir. Esto significa que dos electrones que se encuentren en un átomo no podrán poseer a la vez iguales números cuánticos.
PRINCIPIO DE EDIFICACIÓN PROGRESIVA.
Este principio también se conoce como regla de las diagonales, el cual establece que al realizar la configuración electrónica de un átomo cada electrón ocupará el orbital disponible de mínima energía, considerando las energías relativas de los orbitales de un átomo poli electrónico, al llenar orbitales de igual energía los electrones se distribuyen siempre que sea posible con sus spines paralelos.
REGLA DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND.
La regla de Hund es un método empírico utilizado para el llenado de orbitales que posea igual energía. La regla se basa en el llenado de orbitales atómicos que tengan igual energía, así podemos decir que existen tres orbitales tipo "p", cinco orbitales tipo "d", y siete tipo "f". En ellos se van colocando los electrones con spines paralelos en la medida de lo posible.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
Elaboró: Yaritza Figueroa Aguilar
TIPO DE ORBITAL.
ISÓTOPOS.
Átomos del mismo elemento que tienen diferentes números de neutrones.
Ejemplo: Isótopos del litio.
ISÓTOPOS RADIACTIVOS.
Al buscar mayor estabilidad, los átomos emiten espontáneamente radiaciones, a estos isótopos de les conoce como radiactivos.
ALOTROPÍA.
Propiedad que poseen determinados elementos químicos de presentarse bajo estructuras moleculares diferentes, como el oxígeno atmosférico (O2) y como ozono (O3), o con características físicas distintas como el fósforo que se presenta como fósforo rojo y blanco, o el carbono que lo hace cono grafito, diamante y fullereno.
Deben presentarse en el mismo estado físico y se encuentran en elementos no metálicos.
Esa misma propiedad hace que el azufre tenga un amplio capo de aplicación. Se utilizan en la vulcanización del caucho, para combatir parásitos de las plantas, los compuestos de azufre se emplean en la manufactura de productos químicos, textiles, etc.
Azufre Rómbico.
Es conocido de la misma manera como azufre alfa. Se halla de la transferencia estable del elemento químico por debajo de los 95.5°C. El azufre rómbico posee un color amarillo limón, insoluble en el agua, levemente soluble en alcohol etílico, éter dietílico y benceno.
Azufre monoclínico.
También llamado azufre prismático o azufre beta. Viene siendo la modificación estable del elemento por encima de la temperatura de transición mientras que se encuentra debajo del punto de fusión.
Azufre fundido.
Se cristaliza en prismas en forma de agujas que son casi incoloras. Tiene punto de fusión de 119.0°C y la formula molecular que ostenta es S8.
Fullereno.
Los fullerenos son un conjunto de formas alotrópicas del carbono, diferentes del diamante y del grafito.
Sus aplicaciones pueden ser:
- Como lubricantes. Para ello los fullerenos deben ser modificados químicamente.
- Pueden tener aplicaciones ópticas, debido a que cambian sus propiedades ópticas bajo la adicción de la luz ultravioleta.
Organización de los elementos en la tabla periódica
Los elementos pueden ser clasificados por periodos y por grupos.
Periodo: varía dependiendo de su masa atómica.
Grupo: esta clasificación se organiza en conjuntos de elementos que tienen características parecidas.
También la tabla se divide en partes (S, P, D, F). Esta división significa el bloque en el que el elemento termina su configuración electrónica.
En el bloque S se encuentran el grupo uno y dos, en el D los metales de transición, en el P los grupos del 13 al 18 y en el bloque F las series del lantano y actinio.
Familias o Grupos
Metales alcalinos:
Reacciones con el agua, forman soluciones alcalinas o básicas, por eso su nombre. No se encuentran puros en el planeta tierra. Tienen un solo electrón de Valencia.
Metales alcalino-Térreos:
Tienen dos electrones de Valencia. Al ser metales suele dar estos dos electrones.
Metales de transición:
Se encuentran en todos lados en nuestra vida cotidiana; en los cables de cobre que conducen la electricidad que alimenta a nuestras casas, , y en infinidad de muebles y electrodomésticos.
Familia del Boro:
También conocidos como "térreos"
Están en el grupo 13. Tienen tres electrones de Valencia y su nombre proviene de "tierra" ya que son una parte importante de ella, sobre todo el aluminio.
Familia del Carbono:
Poseen cuatro electrones de Valencia. Dentro de esta familia se encuentra uno de los elementos más importantes y que encontramos en mayor cantidad en la tierra; el carbono.
Familia del nitrógeno:
Se encuentra en el grupo número 15 de la tabla periódica.
Los elementos que conforman esta familia poseen 5 electrones de Valencia. Suelen formar enlaces vocal entes y a veces iónicos.
A temperaturas altas son muy reactivos.
Calcógenos:
También conocidos como Anfígenos. Su nombre proviene del griego y significa "formador de minerales. Se encuentran en el grupo 16 y tienen 6 electrones de Valencia. Todos los elementos que pertenecen a esta familia presentan estados de alotropía.
Halógenos:
Ocupan el grupo 17 en la tabla periódica y tienen 7 electrones de Valencia. Tienen una elevada afinidad electrónica ya que tienden a ganar electrones y no a cederlos para conseguir la configuración de gas inerte.
Gases nobles:
Se encuentran en el grupo 18 y tienen 8 electrones en su último nivel por lo que tiene estabilidad. No reaccionan en lo más mínimo con otros elementos, y por eso se les denomina nobles.
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son las propiedades que varían de forma gradual al movernos en un determinado sentido en el sistema periódico.
Radio atómico:
Representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de Valencia, que es la última capa que tiene un átomo. Gracias a este se puede saber el tamaño que tiene. Aumenta con el número atómico, es decía hacia abajo. Y disminuye al aumentar Z, es decir hacia la derecha.
Radio iónico:
Se refiere al valor designado para el radio de un ión en un sólido cristalino. Los iones presentan un tamaño diferente (superior o inferior) al del átomo original, ya sea un anión(-) o catión(+).
Potencial de ionización:
Energía necesaria para arrancar un electrón del último nivel de energía a un átomo neutro en estado gaseoso.
Electronegatividad:
Mide la tendencia de un elemento de atraer electrones hacia sí. Mientras mayor sea la electronegatividad, mayor será la capacidad.
Afinidad electrónica:
Se define como la energía que se desprende cuando un átomo neutro en estado gaseoso captura un electrón.
Elaboró: Ximena López Ruíz
Bibliografía:
www.fullquímica.com
atomic.theory3.blogspot.mx
quimica.laguia2000.com
www.eis.uva.es
www.portaleducativo.net
quimica1cobaem.blogspot.mx
www.prezi.com
www.quimicas.net
www.vaenmateriales.blogspot
www.quimicacnh3a.wordpress.com
www.quimicasalta.blogspot.mx
www.textoscientificos.com
www.gasopedia.net
www.eis.uva.net
www.herramientas.educa.madrid.org
Trabajo elaborado por:
Ximena López Ruíz.
Yaritza Figueroa Aguilar.
Profesora:
Hilda Lucía Cisneros López.
Escuela de Nivel Medio Superior de Salvatierra.
