Naturaleza eléctrica de la materia

A finales del Siglo XIX se puso de manifiesto que la materia poseía electricidad mediante dos experimentos:

1

Paso de la electricidad a través de un líquido o disolución

Michael Faraday descubríó que las cargas eléctricas están asociadas a la materia mediante un experimento. Comprobó que cuando pasa la electricidad a través de la sal fundida, esta se descompone y aparecen átomos cargados eléctricamente, los iones, que se desplazan hacia el electrodo de carga opuesta atraídos por él.

2

El paso de electricidad a través de un gas

Se manifiesta que al contrario de o que dice Dalton, los átomos no son indivisibles. Experimentó que en ciertas condiciones, algunos gases pueden conducir electricidad y emitir radiaciones de distinta naturaleza, que se llamaron rayos catódicos y anódicos.

Rayos catódicos

Son unos rayos que se dirigen desde el cátodo hacia el ánodo cuando se hace el vació en un tubo de descarga de gases a una presión de 0.0001 atm. Estos rayos están formados por electrones, y se propagan en línea recta y son iguales para cualquier gas. La relación carga/masa es constante, provocan una fluorescencia verde en la pared del ánodo.

Rayos anódicos

Son unos rayos que se producen al emplear un tuvo similar al de los rayos catódicos, pero con el cátodo perforado. Son rayos que se dirigen en línea recta desde el ánodo hacia el cátodo, donde provocan una luminosidad. Estos rayos están formados por partículas positivas, llamadas protones, pero la relación carga/masa varía.

Modelos atómicos

1) De Thomson:

explica los hechos observados en los tubos de gases. Basándose en las experiencias realizadas ellos, supuso que los átomos tenían una estructura interna. Imaginó el átomo como una esfera uniforme de materia cargada positivamente con electrones incrustados en s interior. El número de electrones sería tal que e conjunto fuese eléctricamente neutro. Si el átomo pierde electrones, tiene una carga positiva y forma un catión; mientras que si es negativa, obtiene un anión. 2) De Rutherford
.
Eger y Mariden estudiaron que cuando una lámina muy fine de un metal era bombardeada por partículas á procedentes de un material radioactivo, la mayor parte de ellas lo atravesaban, pero otras se desviaban, e incluso rebotaban. Esto contradice a lo que Thomson había supuesto, ya que según él las partículas no sufrirían grandes desvíos ni serían devueltas. Paralelamente se comprobó que hay tres tipos de emisiones radioactivas: la radiación á:
Formadas por partículas de masa elevada y carga positiva, la radiación â:
Formada por electrones que se mueven a gran velocidad, la radiación ã:
Constituida por ondas electromagnéticas de pequeña longitud de onda, sin masa ni carga.

Descubrimiento del neutrón

El modelo atómico de Rutherford tenía una dificultad: la masa de los átomos resultaba ser el doble que la de la suma de los protones, por ello supuso que en el núcleo debían de existir otras partículas de masa similar, que evitaran la repulsión electrostática a la que están sometidos los protones.
Número atómico (Z): número de protones que tiene un átomo.
Número másico (A): suma de protones y neutrones de un átomo.

Isótopos

Son átomos de un mismo elemento, pero con diferente número de neutrones.

Inconveniente del modelo de Rutherford

Cuando una partícula cargada posee una aceleración, emite radiaciones., cuya energía iría disminuyendo hasta que el electrón se precipitaría al núcleo. El electrón emitiría energía continuamente.

Inconveniente del modelo de Rutherford

Cuando una partícula cargada posee una aceleración, emite radiaciones., cuya energía iría disminuyendo hasta que el electrón se precipitaría al núcleo. El electrón emitiría energía continuamente.

Espectro

Descomposición de una radiación luminosa en las distintas radiaciones simples que la forman.

Tipos

Continuos

Están formados por una serie ininterrumpida de colores que se obtienen al hacer pasar la luz blanca del sol a través de una rendija y, posteriormente, de un prisma.

Discontinuos

Rayas luminosas de diferentes carácterísticas, separadas por zonas oscuras.

Radiación electromagnética

Energía que viaja por el espacio y está formada por un conjunto de ondas que se mueven a la velocidad de la luz.

Carácterísticas de las ondas

Frecuencia (v): es el número de oscilaciones que pasan por un punto en un segundo.

Periodo (T): tiempo que tarda una onda en realizar una oscilación.

Número de ondas (v): número de oscilaciones que hay e un metro.

Velocidad de onda ( ). Distancia que desplaza la onda en cada unidad de tiempo.
Hipótesis de Plack: 19 la energía no es continua, sino que está formada por pequeñas partículas indivisibles llamados cuantos. 2) La energía ha de ser absorbida o emitida por cuantos complejos.

Modelo atómico de Bohr

Propuso un modelo atómico que resolvía las dificultades del de Rtherford, basándose en el espectro del hidrógeno y en la hipótesis de Blank. El modelo se apoya en dos postulados: 1) El electrón se mueve sin emitir energía en las órbitas estacionarias. 29Cada órbita estacionaria se caracteriza por el valor de su energía.
n: es el número cuántico principal. Representa el nivel de energía que ocupa un electrón.
l: número cuántico secundario. Indica el subnivel de energía.(l=0,1,2,…n-1)
m: número cántico magnético: representa la orientación de las órbitas.
s: número cuántico de espín: giro del electrón sobre sí mismo.
Principio de incertidumbre de Heisember es imposible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de un electrón en el átomo, por ello hay que hablar de probabilidad de encontrarle.

Correcciones al modelo atómico de Bohr

Éste solo explicaba el espectro de hidrógeno: Cuando se construyeron espectros de mayor resolución se comprobó que cada raya era un conjunto de líneas muy finas y próximas. Para explicarlo, Sommerfeld sugirió que las órbitas podían ser elípticas y en cada una de ellas el electrón se movería con una energía distinta.
Heisemberg, y Schrödinger desarrollaron la teoría de la mecánica cuántica basada en la resolución de ecuaciones matemáticas que tenían como solución los números cuánticos.

Configuración electrónica de un elemento

Distribución de los electrones de un átomo en los diferentes niveles y orbitales. Reglas a tener en cuenta 1)

Regla de la mínima energía

Los electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía.

2

Principio de exclusión de Pauli

Los espines de los electrones apareados deben ser opuestos.

3

Principio de máxima multiplicidad de Hund

Los electrones llenan los orbitales de energía de forma que están desapareados al máximo y mantienen sus espines paralelos.
Volumen atómico (V): es el volumen que ocupa un mol de átomos.
Energía de ionización (Ei) es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en un estado gaseoso y convertirlo en un catión.

Afinidad electrónica

Energía que se desprende cuando un átomo gaseoso capta un electrón y se convierte en un ión negativo.
Electronegatividad (EN): es la tendencia que tiene un átomo para atraer hacia sí al par de electrones de un enlace.