EL MARAVILLOSO MUNDO DE LA QUÍMICA INORGÁNICA 10°
SEGUNDO PERIODO
INSTITUCIÓN EDUCATIVA PUNTA DE PIEDRA
DOCENTE:
VALENTINA PADILLA
ÁREA:
CIENCIAS NATURALES
ASIGNATURA:
FECHAS:
4 DE MAYO DE 2020
GRADO:
10°
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA.
ESTÁNDAR DE
COMPETENCIAS
- Explico la obtención de energía nuclear a partir de la alteración
de la estructura del átomo.
- Uso la tabla periódica para determinar propiedades físicas y químicas
de los elementos.
DBA
- - Comprende que en una reacción química se recombinan los átomos de las
moléculas de los reactivos para generar productos nuevos, y que dichos
productos se forman a partir de fuerzas intramoleculares (enlaces iónicos y
covalentes). Evidencias de aprendizaje.
- - Relaciono la estructura de las moléculas orgánicas e inorgánicas con sus propiedades
físicas y químicas y su capacidad de cambio químico.
APRENDIZAJE
- El átomo
- Modelo atómico actual
- Enlaces químicos
- Los elementos y la tabla periódica
COMPETENCIAS
Explico
la estructura de los átomos a partir de diferentes teorías científicas
OBJETIVO:
- - El
estudiante explicará la estructura y propiedades del átomo mediante el análisis
de los modelos atómicos y la clasificación de los elementos químicos, que le
permitan desarrollar inferencias acerca del uso de diferentes modelos, sus
implicaciones etimológicas y repercusión social.
- - Explicará
y comprenderá la importancia de la evolución del concepto de átomo en el
estudio de la composición, transformación de la materia y la importancia de la
organización de los elementos
químicos.
químicos.
PROPÓSITO:
Que el estudiante comprenda la evolución
de los diferentes modelos atómicos, el descubrimiento de las partículas que
constituyen al átomo y la forma en que éstas se encuentran distribuidas en él,
que permitieron la concepción actual de la estructura atómica y la
clasificación de los elementos químicos en lo que conocemos como tabla
periódica.
METODOLOGÍA
Para este periodo se ejecutará la lectura
de comprensión del apunte, resolución de la auto-evaluación que se encuentra al
final de la temática, y la revisión del mapa conceptual el cual sirve como
retroalimentación para el estudiante.
v La elaboración de un cuadro donde registre
diferencias y semejanzas que presentan los modelos atómicos estudiados.
v Entregar una investigación por escrito de la
existencia de tres grupos de radiación a partir de revisión de artículos, vídeo, programas e Internet.
EVALUACIÓN
DIAGNOSTICA
Antes de comenzar con el
estudio de esta unidad, es conveniente que contestes la siguiente evaluación
diagnóstica, la cual te servirá como indicador de tus conocimientos respecto a
la estructura atómica.
I.
Contesta lo que a continuación se te pide:
1. El modelo atómico que tiene
dos protones, es el elemento cuyo número atómico es: ______________________________________
2. De acuerdo con tu
respuesta, ¿a qué elemento corresponde ese número atómico?
_______________________________________
3. ¿Cuál es su símbolo?
__________________________________
4. ¿Cuál es el valor de su
masa atómica? _____________________
5. ¿Cuál es el nombre del
formato donde están ordenados los elementos en periodos y grupos, con base en
su número atómico? _________________________
A continuación puedes mirar los vídeos siguientes sobre átomos y moléculasPronto estaré consignando los contenidos de dichos temas y actividades a desarrollar.
Lunes 11 de Mayo del 2020
Estudiantes de 10° aquí les consigo dichos contenidos, espero los puedan disfrutar, mañana estaremos en nuestro encuentro virtual. gracias, feliz tarde
PRIMERAS APROXIMACIONES AL MODELO
ATÓMICO ACTUAL
La materia es de lo que están
constituidas todas las cosas, tiene masa y ocupa un lugar en el espacio. Esta a
su vez está constituida por unas partículas diminutas que no podemos ver a
simple vista, ni aun con ayuda de microscopios convencionales.
Los
filósofos griegos Demócrito y Leucipo, fueron los primeros en introducir la
palabra átomo, que se refería a una porción de la materia y que era
indivisible. Todas las cosas se componían de átomos.
John
Dalton, de Inglaterra, propuso la primera teoría atómica. Su teoría proponía
que los átomos eran partículas indestructibles muy pequeñas y de forma esférica,
sólidas y de peso fijo.
Los
electrones eran las primeras partículas constituyentes del átomo y su carga
eléctrica era negativa.
En
la Francia de 1898, Becquerel y los Curie descubrieron el fenómeno de la
radiactividad, que consistía en la emisión espontánea de radiaciones y
partículas (alfa, beta y gamma) por parte de un átomo.
En
1911, el inglés Rutherford propuso otro modelo atómico como resultado de sus
experimentos al bombardear láminas de oro y platino con partículas alfa. Se
descubrió el núcleo del átomo y se propuso que, en su mayor parte, el átomo era
espacio vació. La masa y la carga positiva del átomo estaban concentradas en un
núcleo y los electrones giraban a manera de satélites, describiendo diferentes
trayectorias. Las dimensiones de este átomo eran 10"12 cm para el diámetro del
núcleo y 10'8 cm
(1 angstrom Á) para la extensión del átomo.
Niels Bohr, físico
danés, modificó en 1913 el modelo de Rutherford y propuso un átomo cuántico.
Entre los
postulados de su modelo atómico estableció que los electrones se mueven en
niveles estacionarios de energía.
El estudio del
átomo y su estructura ha pasado por varias etapas, pero la concepción actual
es:
Átomo, es la partícula más pequeña de
un elemento y retiene la composición y
propiedades del mismo.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON.
Las leyes pondérales de las combinaciones químicas
encontraron una explicación satisfactoria en la teoría atómica formulada por DALTON en 1803 y publicada en 1808.
Dalton reinterpreta las leyes pondérales basándose en el concepto de
átomo. Establece los siguientes postulados
o hipótesis, partiendo de la idea
de que la materia es discontinua:
·
La materia está formada por minúsculas
partículas indivisibles llamadas átomos.
·
Hay distintas clases de átomos que se
distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento
poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos
tienen propiedades diferentes.
·
Los compuestos se forman al combinarse
los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo
que en un compuesto los de átomos de cada tipo están en una relación de números
enteros o fracciones sencillas.
·
En las reacciones químicas, los átomos
se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento
desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento. Aunque el químico irlandés HIGGINS, en 1789, había sido el primero en
aplicar la hipótesis atómica a las reacciones químicas, es Dalton quien le
comunica una base más sólida al asociar a los átomos la idea de masa.
Los átomos de DALTON difieren de los átomos
imaginados por los filósofos griegos, los cuales los suponían formados por la
misma materia primordial, aunque difiriendo en forma y tamaño. La hipótesis
atómica de los antiguos era una doctrina filosófica aceptada en sus especulaciones
científicas por hombres como GALILEO, BOYLE, NEWTON, etc., pero no fue hasta
DALTON en que constituye una verdadera teoría científica mediante la cual
podían explicarse y coordinarse cuantitativamente los fenómenos observados y
las leyes de las combinaciones químicas.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
El
descubrimiento de los rayos "X" y de la radiactividad motivó a varios
científicos a investigar su naturaleza. Uno de ellos, Ernest Rutherford,
encontró que los rayos alfa eran átomos de helio. Posteriormente, utilizó esas
partículas para estudiar la estructura de la materia, descubriendo el núcleo
atómico en 1911. En 1932 Chadwick descubre el neutrón.
Una vez
establecida la constitución del núcleo, formado por protones y neutrones, el
siguiente problema fue entender la fuerza que los mantiene unidos. En su primer
modelo teórico sobre esta fuerza, Yukawa predijo la existencia de una partícula
emisaria de ese campo, partícula cuya masa debía ser intermedia entre la del
electrón y el protón: el mesón. Poco tiempo después, una partícula tal, el
muon, fue descubierta en los rayos cósmicos; sin embargo, sus propiedades eran
muy diferentes a las predichas para el mesón. Años después Lattes, Occhialini y
Poweil descubrieron la verdadera partícula de Yukawa.
Además de los
muones, existen otras partículas insensibles a la fuerza fuerte, como el fotón,
el electrón, el positrón, y los neutrinos. Sin contar el fotón, a estas
partículas se les conoce como leptones (ligeros), por su masa pequeña comparada
con las partículas que sí sienten la fuerza fuerte, denominados hadrones
(fuertes).
CUADRO RESUMEN DE ALGUNAS CARACTERÍSTICAS DE LASPARTÍCULAS
SUBATÓMICAS
|
||||||
Carga eléctrica
|
Masa
|
Localización en
El átomo
|
Símbolo
|
|||
Coulomb
|
g
|
u.m.a.
|
||||
Electrón
|
—1.6 x lO19
|
—1
|
9.1xl0-28
|
0.00055
|
Giran alrededor del núcleo
|
e-
|
Protón
|
—1.6 x lO19
|
1+
|
1.67 x 10-24
|
1.00727
|
En el núcleo
|
p+
|
Neutrón
|
0
|
0
|
1.68 x 10-24
|
1.00866
|
En el núcleo
|
n 0
|
ELECTRÓN Y
EL MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Joseph
Thomson (1.856-1.940) partiendo de las informaciones que se tenían hasta ese
momento presentó algunas hipótesis en 1898 y 1.904, intentando justificar dos
hechos:
A.
La materia es eléctricamente neutra, lo que
hace pensar que, además de electrones, debe de haber partículas con cargas
positivas.
B.
Los electrones pueden extraerse de los átomos,
pero no así las cargas positivas.
El modelo atómico de Thomson, también conocido
como el modelo del pudín, es una teoría sobre la estructura atómica
propuesta por Joseph John Thomson, descubridor del electrón, antes del
descubrimiento del protón o del neutrón. En dicho modelo, el átomo está
compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como las pasas
en un pudín. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente
alrededor del átomo. En otras ocasiones, en lugar de una sopa de carga positiva
se postulaba con una nube de carga positiva.Si hacemos una interpretación del modelo atómico desde un punto de vista más macroscópico, puede definirse una estructura estática para el mismo dado que los electrones se encuentran inmersos y atrapados en el seno de la masa que define la carga positiva del átomo.
Dicho modelo fue superado tras el experimento de Rutherford, cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.
Generalmente se le acredita a Ernest Rutherford el descubrimiento del protón. En el año de 1918 Rutherford encontró que cuando se disparan partículas alfa contra un gas de nitrógeno, sus detectores de centelleo mostraron los signos de núcleos de hidrógeno. Rutherford determinó que el único sitio del cual podían provenir estos núcleos era del nitrógeno y que por tanto el nitrógeno debía contener núcleos de hidrógeno. Por estas razones Rutherford sugirió que el núcleo de hidrógeno, que para la época se sabía que su número atómico era 1, debía ser una partícula fundamental.
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 eléctrica 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
eléctricas negativas de los electrones debe ser igual a la carga positiva del
núcleo, ya que el átomo es eléctricamente neutro.Rutherford no solo dio una idea de cómo estaba organizado un átomo, sino que también calculó cuidadosamente su tamaño (un diámetro del orden de 10-
Para analizar cuál era la estructura del átomo, Rutherford diseñó un experimento:
El experimento
consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de
helio). De ser correcto el modelo atómico de Thomson, el haz de partículas
debería atravesar la lámina sin sufrir desviaciones significativas a su
trayectoria. Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas
atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un cierto
número de ellas era desviado significativamente, a veces bajo ángulos de
difusión mayores de 90 grados. Tales desviaciones no podrían ocurrir si el
modelo de Thomson fuese correcto.
Antes que Rutherford, Eugene Goldstein, había observado rayos canales compuestos de iones cargados positivamente. Luego del descubrimiento del electrón por J.J. Thompson, Goldstein sugirió que, puesto que el átomo era eléctricamente neutro, el mismo debía contener partículas cargadas positivamente. Goldstein usó los rayos canales y pudo calcular la razón carga/masa. Encontró que dichas razones cambiaban cuando cambiaba los gases que usaba en el tubo de rayos catódicos. Lo que Goldstein creía que eran protones resultaron ser iones positivos. Sin embargo, sus trabajos fueron largamente ignorados por la comunidad de físicos.
EL NEUTRÓN Y LOS EXPERIMENTOS DE CHADWICK
El
neutrón de símbolo n° fue descrito por vez primera por el físico inglés,
Sir James Chadwick (1891-1874). Es una partícula sin carga y su masa es
de 1.674 x 10-
JAMES CHADWICK:
Nació en Manchester, Inglaterra en 1891. Fue colaborador de Rutherford y en
1932 fue reconocido por el descubrimiento del neutrón. Esto condujo
directamente a la fisión nuclear y a la bomba atómica y fue el principal
científico encargado de los trabajos de investigación de la bomba nuclear
británica. En 1935 recibió el premio Nóbel de Física.
NÚMERO ATÓMICO, MASA
ATÓMICA Y NÚMERO DE MASA.
NUMERO ATÓMICO
Los átomos de
varios elementos difieren debido a que tienen distintas cantidades de
electrones, protones y neutrones; los núcleos de los átomos de un elemento
dado, tienen el mismo número de protones y, por tanto, los átomos del elemento
también deben tener el mismo número de electrones. La cantidad de protones
dentro del núcleo de un átomo o el número de electrones en órbita del mismo, se
conoce con el nombre de número atómico.
Número =
número = número
atómico de electrones de protones
Cada
elemento tiene un número atómico propio y éste se reporta en la tabla
periódica.
Hidrógeno = 1
Nitrógeno = 7 Bromo = 35 Oxígeno = 8 Plata = 47
NUMERO DE MASA
Debido a que la
masa del electrón es muy pequeña, pues la masa del átomo está exclusivamente en
el núcleo de éste, podemos decir que la suma de protones y neutrones de un
núcleo atómico nos da el número de masa:
Número de masa = Número
de prótones + Número de nêutrones
El número de
masa siempre es un número entero y no está reportado en la tabla periódica,
pero es posible determinar este número utilizando la masa o peso atómico
(número fraccionario que sí está reportado en la tabla periódica), aproximando
el valor de éste al número entero inmediato superior o inferior según sea el
caso:
Masa atómica del Na
= 22.9
Masa atómica del Ru = 101.07
|
Número de masa del Na = 23
Número de masa del Ru = 101
|
De esta manera,
conociendo el número de masa de un átomo, así como su número atómico (número de
p4 o número de e"), es posible calcular el número de neutrones que un
átomo tiene en su núcleo:
Número de neutrones = Número de masa -
Número atómico
Núm. de nêutrones del N = 23 — 11 = 12
Núm. de neutrones del Ru =
101 — 44 = 57
Núm. de neutrones del Cl =
35 — 17 = 18
PESO
ATÓMICO
Una de las
diferencias importantes entre los átomos de diferentes elementos es la de
presentar masas distintas. Sabemos que la masa de un átomo depende
principalmente de la cantidad de neutrones y protones que contenga, y que la
suma de protones y neutrones siempre es un número entero (no puede haber
fracciones de protones ni de neutrones); sin embargo, la tabla periódica
reporta valores fraccionarios para las masas de la mayoría de los elementos.
En un mismo
elemento pueden existir átomos diferentes por los isótopos; la mayoría de los
elementos son mezclas de isótopos con distintas masas atómicas, es decir, en
una muestra de un elemento existen diferentes porcentajes de isótopos.
Entonces:
La masa o peso atómico es la suma
porcentual promedio de las masas
isotópicas de una muestra de
átomos
de un mismo elemento.
La unidad
aceptada para expresar la masa atómica es la u.m.a. (unidad de masa atómica).
Los químicos
han acordado definir la masa de un átomo del isótopo común del carbono (carbono
12) como exactamente 12 u.m.a., de esta manera las masas de los átomos de todos
los demás elementos se pueden expresar en relación con el carbono 12. La
elección del carbono 12 es arbitraría, pero conveniente, ya que ninguno de los
átomos de los elementos tendrá una masa inferior a 1 u.m.a.
ISÓTOPO Y SUS APLICACIONES
ISÓTOPOS
Un, átomo de un
elemento dado siempre contiene el mismo número de protones y electrones (éste
es el número atómico); pero después de efectuar un estudio profundo de los
átomos de los elementos se determinó que para la mayoría de éstos existen dos o
más tipos de átomos. La diferencia entre estas clases de átomos del mismo
elemento es que contienen distintas cantidades de neutrones. A estos átomos se
les denomina isótopos.
Los isótopos son átomos de un mismo
elemento con igual número atómico y
diferente número de masa debido a
diferente número de neutrones
Aunque un
elemento tenga isótopos, todos sus átomos se comportan de la misma manera,
debido al número de electrones.
Los isótopos
radiactivos tienen amplio campo de aplicación en medicina tanto para el
tratamiento de tumores como para esterilizar material y equipo quirúrgico; en
la industria del petróleo y de la petroquímica para separar fracciones; también
es posible utilizarlos en el análisis, trazado y seguimiento de ríos,
minerales, detergentes, elaboración de polímeros, producción de energía,
etcétera.
Las radiaciones
que este tipo de isótopos generan pueden dañar las células de los seres vivos
(animales, vegetales, organismo humano) y a partir de ciertas dosis pueden
ocasionar tumores malignos y mutaciones genéticas. Tal vez el primer uso de los
isótopos radiactivos fue en la fabricación de bombas (atómica, de neutrones,
etc.)
Radioactividad es la propiedad que presentan los núcleos atómicos de ciertos isótopos de modificar espontáneamente su constitución, emitiendo simultáneamente una radiación característica. La radioactividad puede ser:
· Radioactividad
natural: Es la que manifiestan los isótopos que se encuentran en la naturaleza.
· Radiactividad
artificial o inducida: Es la que ha sido provocada por transformaciones
nucleares artificiales.
ANTECEDENTES
En
1895 Wilhelm Honrad Roentgen (1845-1923), descubrió los rayos
X, los cuales pueden penetrar otros cuerpos y afectar las placas
fotográficas. Tiempo después, Antoine Henri Becquerel (1825-1908) comprobó que
la sal de uranio emitía rayos que afectaban las placas fotográficas sin
necesidad de la luz solar. Así mismo, demostró que los rayos provenientes del
uranio son capaces de ionizar el aire y también de penetrar láminas delgadas de
metal.
Probablemente
el término radiactividad fue utilizado por primera vez por Marie Curie en 1898. La radiactividad se define como la
emisión espontánea de partículas y radiación de elementos inestables; los
elementos que presentan esta característica, son radiactivos.
En 1898 Marie
Sklodowska Curie (1867-1934) y su esposo, Pierre Curie (1859-1906) se
interesaron en la radiactividad. Marie Curie descubrió dos elementos nuevos, el
polonio (Po) y el radio (Ra), ambos radiactivos.
Ernest
Rutherford en 1899, al estudiar la naturaleza de los rayos X. encontró dos
tipos de partículas a las que llamo alfa (a) y beta (b) y comprobó,
que el uranio al emitir estas partículas se convertía en otro elemento. Paul
Villard (1860-1934) descubrió los rayos
gamma (g), un tercer
tipo de rayos similares a los rayos X.
Radiaciones, a, b y g
Tipos de radiación
|
Símbolo
|
Masa (uma)
|
Carga
|
Alfa
|
a
|
4
|
2+
|
Beta
|
b
|
0.00055
|
1-
|
Gama
|
g
|
0
|
0
|
La partícula
alfa (a) es un
núcleo de Helio. Cuando se emite una partícula alfa del núcleo se forma un
elemento diferente. El número atómica del nuevo elemento es menor en
dos unidades y la masa es menor en 4 unidades del elemento original.
La partícula
beta (b) es idéntica
en masa y carga a un electrón. Una partícula beta y un protón se producen por
la descomposición de un neutrón Cuando un átomo pierde una partícula beta,
se forma un elemento diferente que tiene la misma masa, pero su número
atómico es 1 unidad mayor al del elemento original.
Los
rayos gamma (g)
son fotones de energía. La emisión de rayos gamma (g) no
altera el número atómico ni la masa de un elemento.
Se produce la radiactividad inducida cuando se bombardean ciertos núcleos estables con partículas apropiadas.
Si la energía de estas partículas tiene un valor adecuado penetran dentro del núcleo bombardeado y forman un nuevo núcleo que, en caso de ser inestable, se desintegra después radiactivamente.
MODELO
ATÓMICO ACTUAL
MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA
CUÁNTICA ONDULATORIA
El modelo
actual de los átomos fue desarrollado por Erwin Schrodinger, en el que se
describe el comportamiento del electrón en función de sus características
ondulatorias. La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por
una nube tenue de electrones que retiene el concepto de niveles estacionarios
de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón
trayectorias definidas, sino que describe su Idealización en términos de
probabilidad.
Esta teoría
deriva de tres conceptos fundamentales:
1.
Concepto
de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr.
Normalmente los
electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal o
fundamental), pero pueden absorber energía, pasando a un nivel superior, más
alejado del núcleo (estado excitado); este estado es inestable y al regresar el
electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación
electromagnética.
Mientras los
electrones describen una órbita, no hay absorción ni emisión de energía.
2.
Naturaleza
dual de la masa sugerida por Luis De Broglie.
De Broglie
concluyó que la masa, como la luz, tiene ambas características: de partícula y
de onda.
3.
Principio de incertidumbre de Heisenberg.
Werner
Heisenberg presentó el principio de incertidumbre como una consecuencia de la
dualidad de la naturaleza del electrón. Heisenberg imaginó un microscopio
superpotente por medio del cual se pudiese observar la colisión entre un fotón
y un electrón, y postuló que, debido a que ambos cambian su posición y su
velocidad, es imposible en un momento dado establecer la posición y velocidad
del electrón en un nivel energético.
Fue así como
Schródinger, después de sopesar las ideas de Bohr y de De Broglie, y tratando
de aunar ambas, dedujo una ecuación matemática en la que el electrón era
tratado en función de su comportamiento ondulatorio.
De acuerdo con
la ecuación de onda de Schródinger, la posición probable de un electrón está
determinada por cuatro parámetros Jamados cuánticos, los cuales tienen valores
dependientes entre sí.
NÚMEROS CUÁNTICOS
Los números
cuánticos son el resultado de la ecuación de Schródinger, y la tabulación de
ellos nos índica la zona atómica donde es probable encontrar un electrón.
Las literales
que representan a los números cuánticos son:
n, l, m y s; aportados teórica y
experimentalmente por Bohr, Sommerfeid, Zeeman, y Stern-Geriach,
respectivamente.
Número cuántico
principal (n). El número cuántico principal designa el nivel energético
principal en el cual se localiza un electrón dado; este número también expresa
la energía de los niveles dentro del átomo. El número cuántico "n", puede asumir
teóricamente cualquier valor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores (1, 2, 3, 4,
5, 6 y 7), es posible satisfacer a los átomos conocidos actualmente.
Número cuántico
secundario (l). El número cuántico secundario L, determina la energía asociada con el movimiento del electrón
alrededor del núcleo; por lo tanto, el valor de f indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y
se relaciona con la forma de la nube electrónica. Cada nivel electrónico se
divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía.
Los valores, l, están determinados por el valor de n; para cierto nivel, l, puede asumir cualquier valor
entero desde 0 hasta n - 1. Así:
En el 1er. Nivel energético sólo hay un subnivel, al cual l da el valor de
cero y lo representa por la letra s
(del inglés, sharp).
En el 2o. nivel energético hay dos
subniveles, a los que l da el valor
de O y 1; y los representa por las literales s y p, respectivamente (p del inglés principal).
En el 3er. nivel energético hay tres
subniveles, a los que l da el valor
de: 0,1 y 2; y los representa por las literales: s, p y d, respectivamente (d
de diffuse).
En el 4o. nivel energético hay cuatro
subniveles, a los que l , da el
valor de: O, 1, 2 y 3; y los representa por las literales: s, p, d y f
respectivamente ( f de fundamental).
Para el 5o, 6o, y 7o. nivel energético, teóricamente
habría: 5, 6 y 7 subniveles respectivamente, sólo que, para los átomos
conocidos, son suficientes, 4 subniveles en el 5o. nivel (.s, p, d y f);-3
subniveles para el 6o. nivel /s, p y d), y 2 subniveles en el 7o. nivel
energético (s y p).
De
esta manera podemos decir que para l:
s
= 0
P
= 1
d
= 2
f = 3
Número cuántico
magnético (m). El número cuántico magnético representa la orientación
espacial de los orbítales contenidos en los subniveles energéticos, cuando
éstos están sometidos a un campo magnético. Los subniveles energéticos están
formados por orbítales. Un orbital (REEMPE) es la región del espacio energético
donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón. El número de electrones por subnivel depende del valor de
éste y está dado por la relación (2l + 1) que puede ser desde — l Hasta + l, pasando por cero.
En un subnivel s (l
= 0), hay un solo orbital al que m da el valor de 0.
En un subnivel p ("l = 1), hay tres orbítales, a los
que m" da los valores de: -1, 0 y +1, respectivamente.
En un subnivel d ("l " = 2), hay cinco orbitales,
a los que "m ' da los valores de: -2, —1, 0, +1 y +2, respectivamente:
En un subnivel f ( l
=3),hay siete orbitales, a los que m da los valores de: -3. -2, 0, +1, +2,y +3,
respectivamente:
 |
| Esquematización de los electrones con spin contrario. |
De esta manera cada orbital, de cada uno de los subniveles,
queda perfectamente bien identificado por el número
cuántico magnético
"m".
Número cuántico epin (s), (algunos autores lo identifican
por
la literal mj. Este número cuántico expresa el campo eléctrico
generado por
el electrón al girar sobre su propio eje, que sólo
puede tener dos direcciones,
una en dirección de las
manecillas del reloj y la otra en sentido contrario;
los valores
numéricos permitidos para el número cuántico spin s son:
En cada
orbital puede haber como máximo
dos
electrones, uno con giro positivo y el otro con
giro negativo.
FORMAS DE
LOS ORBITALES
La forma
atribuida a los orbítales s es esférica. Formas atribuidas a los orbitales d
esférica, y para los orbitales de tipo p se
 |
| Orbitales s |
 |
| Orbitales p |
 |
| Orbitales d |
Orbitales f
Ahora bien, resumiendo los datos que los números
cuánticos
nos proporcionan, podemos decir que:
a) Un orbital
soporta como máximo dos electrones.
b) Los orbítales
que tienen la misma energía forman
los subniveles atómicos.
c) Un subnivel s,
con un solo orbital, soporta
como máximo 2 electrones.
- Un subnivel
p, con tres orbítales, puede soportar
máximo 6 electrones
- Un subnivel
d, con cinco orbítales, puede soportar
máximo 10 electrones.
- Un subnivel /, con siete orbítales, puede
soportar
máximo 14 electrones.
d) En el primer nivel energético (n = 1)
habrá máximo 2 electrones, ya que éste solamente tiene un
orbital s.
e) En el segundo nivel energético (n = 2)
puede haber hasta 8 electrones: dos del orbital s y seis de los tres orbítales
del subnivel p.
f) En el tercer nivel energético (n = 3)
puede haber hasta 18 electrones: dos del orbital s, seis de los tres orbítales
del subnivel p y 10 de los cinco orbítales del subnivel d.
g) En el cuarto nivel energético (n = 4)
puede haber hasta 32 electrones: dos del orbital s, seis de los tres orbítales
p, 10 de los cinco orbítales del subnivel d y 14 de los siete orbítales del
subnivel f.
De esta misma
manera es posible calcular la cantidad máxima de electrones que pueden soportar
los niveles energéticos 5o., 6o. y 7o. Con estos datos es posible identificar
completamente un electrón
de un átomo, sólo bastará con indicar el valor de
cada uno de los números cuánticos de ese electrón.
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Seguirá
un proceso imaginario de ocupación de orbítales aplicando las reglas citadas a
continuación:
1. Principio de
exclusión de Pauli
"En
un orbital puede haber hasta dos electrones de spin opuesto". Esto
significa que no es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo
que tengan sus cuatro números cuánticos iguales.
2. Principio de
edificación progresiva o regla de Auf-Bau
"Cada
nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de mínima
energía".
La
separación de energía en los subniveles de los átomos polielectrónicos origina
que se superpongan o traslapen, en valor de energía, orbítales con diferentes
valores de n. De acuerdo con el principio de máxima sencillez, la energía de
los orbítales aumenta al incrementar el valor de
n
+ 1: cuando hay dos subniveles con el mismo valor de n + 1, las energías
aumentan con el valor de "n". Por lo tanto, la ocupación de orbítales
correspondientes a un mismo número cuántico principal no es progresiva.
Considerando
las energías relativas de los orbítales de un átomo polielecferónico, el orden
de ocupación será el siguiente:
1s,
2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f
5d 6p, 7s 5f
6d 7p.
— — — —-
— — — -»- Energía — — — — — — —
Esta
secuencia puede deducirse aplicando el siguiente diagrama, conocido como regla
de las diagonales:
PRINCIPIO DE MÁXIMA
MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND
"Dentro de
un subnivel los primeros electrones ocupan orbítales separados y tienen spines
paralelos." En otras palabras,
los electrones entran de uno en uno en los orbítales que contienen la misma
energía, cuando estos orbítales se completan con un electrón, entonces cada uno
de ellos se satura con dos electrones en el mismo orden.
Aplicando
estas sencillas reglas es posible iniciar las configuraciones electrónicas. Para
el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, sea el nivel (l, 2,
3,4, 5, 6 ó 7), el tipo de subnivel (s, p, d ó f) y como supra-índice el número
de electrones que cada subnivel contenga.
(Obsérvese
el traslape energético)
Ejemplo:
número de electrones
subnivel
nivel
En
la configuración del átomo de hidrógeno, el único electrón de éste ocupa el
subnivel s del 1er. Nivel energético.
De
esta manera la configuración de los siguientes átomos será:
De
acuerdo con su contenido energético el subnivel 4s se ocupa primero que el
subnivel 3d.
La
configuración electrónica de un átomo de muchos electrones será:
(se
saturó el segundo nivel energético)
DIAGRAMA
ENERGÉTICO
En
los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se anotan
sobre guiones que son los orbítales correspondientes a cada subnivel; así s con
1; p con 3; d con 5 y /'con 7. Debajo del guión se anota el número del nivel
energético y el subnivel que corresponde a cada orbital. La flecha hacia arriba
representa un electrón con giro positivo y la flecha hacia abajo es un electrón
con giro negativo.
Ejemplos:
Uso de kernel*
Las
configuraciones electrónicas o diagramas energéticos para los átomos
multielectrónicos serían muy laboriosos; en estos casos es posible utilizar el
kernel, que es una abreviación de las distribuciones electrónicas. El kernel es
la configuración de cualquier gas noble y la podemos representar.
Para
simplificar una configuración electrónica o un diagrama
energético,
debe partirse del gas noble cuyo número de electrones sea inmediato inferior al
del átomo que se desea representar.
Ejemplos:
No. de e Configuración Diagrama energético
Electrónica
Electrón diferencial. Se llama así
al último electrón que entra a un átomo de acuerdo con las reglas de ocupación
de orbítales; es decir, lo que distingue a un átomo de un elemento del que lo
precede en la clasificación periódica.
Si
se desea identificar por los valores de sus 4 números cuánticos al electrón
diferencial de un átomo dado deberán considerarse, de acuerdo con la regla de
Hund, todos los valores posibles del número cuántico magnético m, antes de asignar un número cuántico
spin s; el número cuántico n es el número anotado abajo del guión
correspondiente, y el valor de l
está determinado por el valor del subnivel en el que se encuentre el último
electrón. Ejemplo:
El
valor de los cuatro números cuánticos del electrón diferencial del átomo de:
Dado que el último electrón se encuentra en un orbital 3d, entonces n = 3; al subnivel d, "f le da el valor de 2; de los cinco orbítales del subnivel d, el electrón diferencial ocupa el que "m" da el valor de - 2 y como la flecha se dirige hacia abajo "s" = -1/2.
Entonces:
Por
ejemplo, si tuviéramos la necesidad de saber la configuración electrónica del
elemento cuyo
número atómico fuera 60, procederíamos de la siguiente forma:
1. El gas noble más
cercano a este número es Xe con 54 electrones
2. Siguiendo la
diagonal, tendríamos [Xe] 6s2, tomando la diagonal por orden de
aparición, obtendremos, con esta configuración tenemos que el número atómico
deseado.
Se
pasa en 10 electrones, por lo que finalmente, la configuración electrónica
resultante será:
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS
PROPUESTA DE ATENCIÓN EDUCATIVA A
ESTUDIANTES Y PADRES DE FAMILIA- EN EL MARCO DE LA PANDEMIA DEL COVID -19
UNIENDO VÍNCULOS Y APRENDIZAJES
# QUÉDATE EN CASA
POR UNA SOCIEDAD SANA FÍSICA,
EMOCIONALMENTE Y EDUCADA
ATENCIÓN EDUCATIVA EN CASA A
ESTUDIANTES, EN EL MARCO DE LA PANDEMIA OCASIONADA POR EL COVID -19
FECHAS: 12-05-
2020
ENTREGA: 19-05-2020
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NOMBRE DEL ESTUDIANTE:
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ÁREA/ASIGNATURA: QUIMICA
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GRADO: 10° GRUPO: A
PERIODO: SEGUNDO
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JORNADA: MAÑANA TELÉFONO:
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NOMBRE DEL DOCENTE: VALENTINA PADILLA CERVANTES TELÉFONO:
CORREO ELECTRÓNICO:
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HORARIO PARA ORIENTACIÓN Y SEGUIMIENTO DEL PROCESO
ESCOLAR:
8:00 AM A
2:00 PM PARA ACLARAR DUDAS Y EXPLICACIONES. LOS TRABAJOS LOS PUEDEN MANDAR
VIRTUALMENTE TODO EL DÍA CORREO ELECTRÓNICO, VÍA WHATSAPP SOLO HASTA LAS 6: DE
LA TARDE. GRACIAS POR ATENDER A LAS RECOMENDACIONES.
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PÍLDORAS EMOCIONALES:
Tu capacidad para aprender y desarrollar tus
habilidades emocionales depende fundamentalmente de tu actitud.
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OBJETIVOS DE APRENDIZAJES:
- El
estudiante explicará la estructura y propiedades del átomo mediante el
análisis de los modelos atómicos, que le permitan desarrollar inferencias
acerca del uso de diferentes modelos, sus implicaciones epistemiológicas y
repercusión social.
-
Explicará y comprenderá la
importancia de la evolución del concepto de átomo en el estudio de la
composición y transformación de la materia.
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COMPETENCIAS:
Para el desarrollo de este trabajo se utilizan las
competencias; comunicativas, propositivas, argumentativas, científica y tecnológica.
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ACTIVIDADES A DESARROLLAR:
CONTENIDO DE APRENDIZAJE
El átomo
Modelo atómico actual
Enlaces químicos
Blogs: https//valerin4030.blogspot.com/p/unidad-i-1.html?m=1
TALLER DE APRENDIZAJE
I. Relaciona la columna de la izquierda con la de la
derecha escribiendo dentro del paréntesis la letra que corresponda a la
respuesta correcta.
II. Escribe dentro del paréntesis la letra que corresponda
a la respuesta correcta.
1.- ( )
Partícula más pequeña y representativa de todas las propiedades de un
elemento
a) Fotón b) Protón c) Átomo d) Anión
2.- ( ) El
número de protones en el núcleo de un átomo es igual a:
a) El número atómico b) Al número
cuántico
c) La valencia d) La masa
atómica
3.- ( ) ¿Cuál es
el número atómico del sodio, si tiene 11 protones y 12 neutrones?
a) 23 b) 12 c) 11 d) 13
4.- ( ) Al hablar
de materia, nos referimos a todo lo que nos rodea. Según el modelo atómico de
Dalton………….
a) En el mundo material solo existen moléculas
b) La materia se compone de partículas indivisibles
llamadas átomos
c) Todo lo material está formado por sustancias puras
d) La materia está constituida por tierra, aire, fuego y
agua.
5.- ( ) Dos o más
átomos pueden combinarse para formar compuesto y lo hace siempre en relación
ponderal (masa) fija y definidas, postulado relacionado con la ley de:
a) Proporciones múltiples b) Conservación
de la materia
c) Proporciones constantes d) Proporciones
equivalentes
6.- ( ) El modelo
atómico de Dalton, se basa en:
a) Las leyes pondérales b) Los rayos
catódicos
c) La radiactividad d) Los espectros
ópticos
7.- ( ) El
experimento de bombardear una lámina de oro con partículas alfa, llevó a
Rutherford a descubrir:
a) Los rayos X b)
Los protones
c) El núcleo atómico d) La absorción continúa.
8.- ( ) El modelo
atómico en el cual el átomo era una esfera de electrificación positiva en la
que se incrustaban los electrones semejante al budín de pasas
a) Bohr c) Rutherford b) Thomson d) Sommerfeld
9.- ( ) Científico
que representó el átomo con órbitas elípticas
a) Bohr c) Rutherford b) Thomson d) Sommerfeld
10.- ( ) Átomos de
un mismo elemento pero con diferentes masa atómica
a) Electrones
b) Isótopos c)
Neutrones d) Protones
Después
de leer, estudiar y recibir las explicaciones virtuales por Zoom, los
contenidos plasmados en el blog responder las preguntas de la actividad.
También realizas las siguientes actividades:
- Realiza una comparación entre teorías.
-
realiza tres ejemplos de modelos atómicos.
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EVALUACIÓN:
La evaluación será constante, progresivamente, oral,
escrita y de manera crítica, mediante análisis comparativo de las teorías
atómicas, en este trabajo los temas los conseguirán en mi blog.
Se reciben las actividades por medio de correo
electrónico o WhatsApp en documento de Word.
En las clases virtuales se harán preguntas sobre las
actividades dejadas y contenidos en mi blog.
Deben de ser puntuales en la entrega de las
actividades, cuando entre a mi blog me deja un mensaje corto para saber que
entro. Gracias.
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FIRMAS:
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DOCENTE ESTUDIANTE
PADRE DE FLIA. /ACUDIENTE
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# QUÉDATE EN CASA
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