lunes, 6 de junio de 2011

ESTRUCTURA DEL ATOMO Y TABLA PERIODICA


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EXPERIMENTANDO EN EL MEGU : PPA

lunes, 16 de mayo de 2011

martes, 5 de abril de 2011

LA MATERIA

Através de los sentidos (vista, oido, tacto, gusto y olfato) recibimos y percibimos información sobre todo lo que nos rodea. Percibimos objetos de diversas clases, formas, tamaños, gustos y olores. Todos estos objetos que nos presenta la naturaleza están formados por materia, ocupando un lugar en el espacio.



La materia está formada por pequeñas partículas. Según sea la fuerza de la unión de estas partículas se encontrará en estado sólido, líquido o gaseoso y plasmatico .

Esta figura muestra los cuatro estados de la materia: sólido, líquido, gaseoso, y plasma. Si tomas al agua como un ejemplo de materia, los primeros tres estados son los siguientes: hielo (sólido), agua (líquido), vapor(gaseoso). El estado de plasma del agua estaría formado por núcleos de hidrógeno y electrones. Las estrellas están hechas de plasma, entonces plasma es la materia más abundante en el Universo.
Dentro del amplio apartado de la materia, nos encontramos con los estados de la materia (sólidos, líquidos y gases) sus propiedades y los cambios que hay en la materia. El gráfico te guiará a cada uno de los apartados.

sábado, 2 de abril de 2011

sábado, 15 de mayo de 2010

CONFIGURACION
ELECTRONICA
La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.
La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica.
El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p.... El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.
Escribiendo configuraciones electrónicas
Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:
Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).
Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).
Ejemplo:
Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.
Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:
La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: ­ y para –1/2, respectivamente. También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como: Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado.
En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atomico (Z):
En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable.Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa.En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da:la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos.Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.
El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable.Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.
Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1
También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1
A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia.El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3
1s 2s 2p 3s 3p
Ar 18
[Ne] 3s2 3p6En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).
Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23).
Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía es más baja.

sábado, 24 de abril de 2010

MODELOS ATOMICOS

Una cosa distingue a nuestra generación de todas las anteriores, que nosotros hemos visto nuestros átomos". Clarence Darrow


Desde la antigüedad el hombre se preguntó como estaba constituida la materia, tal es así, que en la antigua Grecia, aproximadamente en el siglo V a. C., los filósofos Leucipo y Demócrito sostenían que la materia se encontraba constituida por diminutos corpúsculos materiales, los cuales son indivisibles e indestructibles, a los que le llamaron átomos.
Átomo  = sin partes

El tamaño del átomo es muy pequeño. Para hacerte una idea en una gota de agua caben 1.000 trillones de átomos. Por eso, a través de la Historia, la ciencia ha tenido que utilizar métodos indirectos para conocer su estructura y, en cada época, ha habido modelos distintos y diferentes interpretaciones.

El modelo actual que tenemos del átomo, ha sido consecuencia de las investigaciones y experimentaciones de una diversidad de científicos a través del tiempo, para poder entender como es el átomo estudiaremos los principales modelos atómicos.

 
I.          T eorìa Atòmica  de Jhon Dalton

En 1808, basado en las tres leyes empíricas de las composiciones químicas; elaboró un modelo atómico considerando los átomos como diminutas esferas rígidas e indestructibles cuya propiedad más importante era su masa. Según Dalton, la materia está constituida por partículas idénticas llamadas átomos.
La Teorìa de DALTÒN (aunque con ciertos errores) Permitio explicar la Ley de las Proporciones Constantes , la de las proporciones Mùltiples  y de la conservaciòn de la Masa , e inspirò a los cientìficos para  seguir investigando acerca del àtomo.

II. Modelo  Atómico de    Joseph J. Thompson

En 1897, estableció la relación carga/masa del electrón y propuso un modelo en el cual la carga positiva era de gran masa y las cargas negativas de muy baja; este modelo se caracteriza por explicar la naturaleza eléctrica de átomos
Segùn Thompson, el àtomo era una esfera en la cual , las cargas negativas ( o electrones) se encontraban dispuestas en un nùmero igual de cargas positivas , que formaban una masa sòlida. Este modelo se conoce como  modelo del" budìn de pasas".

III. Modelo Atòmico   de    Ernest Rutherford

En 1911, como resultado de la experimentación con partículas “a” formuló un modelo atómico en el cual el núcleo determina la masa del átomo al igual que la carga positiva, los electrones giran a manera de satélite alrededor del núcleo en trayectorias circulares


Iv Modelo  Atòmico Niels Bohr

En 1913, para explicar entre otros aspectos, la emisión y absorción de luz, más exactamente la formación de los espectros discretos por los elementos y haciendo uso de la teoría cuántica de la luz introdujo el concepto de órbitas para los electrones con estado de energía cuantizados.

OTROS APORTES:


  •     Arnold Sommerfeld    y    Edwin Schroedinger
    

Sommerfeld ,en 1916 modificó el modelo de Bohr representando al átomo con un núcleo alrededor del cual existían niveles y subniveles circulares y elípticos.
Schroedinger ,en 1926 elaboró un modelo atómico incorporando en una ecuación matemática, el principio de incertidumbre de Heisenberg y la concepción del electrón como una onda estacionaria.

MODELO ATÒMICO ACTUAL
Con  los nuevos aportes se estableciò, el modelo atòmico actual, llamado tambien "mecànico  cuantico". En este modelo el àtomo esta constituìdo por 2 zonas: El nùcleo y la  nube electrònica 
  • EL NÙCLEO: Ocupa la regiòn central y esta formadad por protones y neutrones. Concentra practicamente toda la masas del àtomo.
  • LA NUBE ELECTRÒNICA: Es el espacio exterior del nùcleo atòmico , donde se mueven los electrones, que a asu vez, constituyen niveles y subniveles dev energìa. El modelo actual especifica que los electrones se mueven en regiones denominaddas orbitales.