ESTRUCTURA ATÓMICA I.

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1 ESTRUCTURA ATÓMICA I

2 En la filosofía de la antigua Grecia la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte más pequeña de materia que podía concebirse y era considerada indestructible. (Demócrito, Siglo V a.C.) Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII, los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos pueden descomponerse en sus constituyentes últimos o elementos. El Átomo

3 ¿Qué son los átomos? Los átomos son los elementos básicos que constituyen la materia que conforma nuestro cuerpo y los objetos que nos rodean. Un escritorio, el aire, las frutas, los líquidos, etc. Hay 90 átomos que existen estables y espontáneamente en la naturaleza. En los laboratorios los científicos han sido capaces de crear alrededor de 25 más y en las Tablas Periódicas actuales encontraremos unos 116 elementos químicos.

4 Estructura del Átomo El átomo tiene una estructura interna. El hecho de que existan portadores de carga (como el electrón, que tiene carga eléctrica negativa), y dado que la materia está generalmente en estado neutro, implica que los átomos necesariamente están compuestos por cargas positivas y negativas. Es decir, contrariamente a lo que pensaron los griegos, los átomos no son el ladrillo fundamental, no son indivisibles. ¿Cuál es la estructura del átomo? En este punto se hace necesario tener un modelo que nos describa cómo está constituido el átomo.

5 Estructura del Átomo Protones: tienen una carga eléctrica positiva y
Los átomos están conformados de tres partículas básicas: Protones: tienen una carga eléctrica positiva y están en el núcleo del átomo. Neutrones: no tienen carga eléctrica y están constituidos por la unión de un Protón, un Electrón y un Neutrino, ubicándose en el núcleo. Protones y Neutrones juntos forman el núcleo, que es la parte central del átomo y dan la masa del mismo. Electrones: tienen una carga eléctrica negativa y orbitan el núcleo

6 El Protón (P+) Los científicos pensaban originalmente que no existía nada más pequeño que el Protón en el núcleo del átomo. Lo descubre E. Golstein en 1886. Su masa es 1,67x10-24 g Se representa como P+ y tiene una carga eléctrica positiva Su masa es veces mayor que la del electrón

7 Quarks Pero en 1968 los científicos descubrieron nuevas partículas dentro del Protón. Las llamaron Quarks. El concepto de quark fue propuesto independientemente en 1963 por los físicos estadounidenses Murray Gell-Mann y George Zweig. El término quark se tomó de la obra Finnegans Wake del escritor irlandés James Joyce.

8 Gluones Hay tres quarks en cada protón. Los quarks se mantienen unidos mediante otras partículas llamadas Gluones, que no tienen masa ni carga eléctrica; sólo poseen energía electromagnética.

9 El Neutrón fue identificado por primera vez en 1932 por el físico británico James Chadwick.
No tiene carga eléctrica Está conformado por la unión de un Protón, un Electrón (se anulan sus cargas eléctricas) y un Neutrino El Neutrón (n)

10 Quarks En 1968 los científicos descubrieron nuevas partículas dentro del Neutrón. Estas tres partículas también eran quarks, unidas también por energía electromagnética llamadas Gluones

11 El núcleo es el centro del átomo
El núcleo es el centro del átomo. Fue descubierto en 1911, pero tomó 21 años de experimentación identificar sus partes. Es donde se concentra la, prácticamente, totalidad de la masa atómica. Está formado por Protones y Neutrones, unidos por medio de la interacción nuclear fuerte. La cantidad de Protones en el núcleo, determina el elemento químico al que pertenece. Los núcleos atómicos con el mismo número de Protones pero distinto número de Neutrones se denominan Isótopos. Núcleo Atómico

12 Los electrones son extremadamente pequeños y muy livianos
Los electrones son extremadamente pequeños y muy livianos. Es fácil retirar electrones de los átomos y usarlos excitados como fuente de electricidad y en aparatos como televisores, radios, computadores, etc. Posee una masa de 9,1x10-28 g (es veces más liviano que el Protón) y una carga eléctrica relativa de -1 Fue descubierto por el Físico Británico J.J. Thomson en 1897, quién publica su trabajo en 1905. Se considera que es un Leptón ya que no estaría constituido por otras sub-partículas (como los Quarks) Electrón (e-)

13 Electrones y Núcleo Los electrones pueden usarse para explorar dentro de los átomos. Electrones con alta energía pueden detectar ciertas características dentro de los átomos. Los científicos han aprendido sobre el interior de los átomos observando como los electrones saltan fuera del átomo y como cambian los átomos después de ser golpeados por un electrón.

14 Número de elementos químicos
Los átomos neutros siempre tienen igual cantidad de electrones y protones. Los átomos tienen habitualmente la misma cantidad de neutrones y protones. Hidrógeno Helio Carbón 1 protón 2 protones 6 protones 1 electrón 2 electrones electrones 0 neutrones 2 neutrones neutrones Al agregar un Protón nace un nuevo tipo de átomo. Al agregar un Neutrón nace un isótopo de ese átomo, una versión más pesada de ese mismo átomo.

15 Isótopos Los isótopos son átomos con el mismo número de Protones pero difieren en el número de Neutrones. La figura muestra tres isótopos diferentes del Hidrógeno. Hidrógeno Deuterio Tritio La mayoría de los isótopos son estables, a diferencia de los isótopos radiactivos que son inestables y se transforman a estructuras más estables emitiendo partículas y energía (radiación).

16 Moléculas e Iones El cambio en el número de electrones de los átomos es fundamental en la química. Si a un átomo neutro se le agrega o remueve electrones, se forma una partícula con carga eléctrica llamada ión. Los iones, al encontrase disueltos en agua, hacen que ésta conduzca la corriente eléctrica. Hay dos tipos de iones:   Catión: ión con carga positiva Anión: ión con carga negativa

17 Moléculas e Iones Por ejemplo, un átomo neutro de Sodio tiene una carga nuclear de +11 y contiene 11 electrones. Se extraemos un electrón formamos un catión: Este proceso puede representarse de forma resumida como:

18 Moléculas e Iones Un átomo neutro de Cloro tiene una carga nuclear de +17 y contiene 17 electrones. Si agregamos un electrón formamos un anión.

19 ¿Cómo está formada la materia en su interior?
Desde los tiempos de la antigua grecia ,los pensadores venían haciéndose esta pregunta, acerca de cómo estaba constituida la materia en su interior. Demócrito (S.Va.c.) introduce el término de átomo como la parte mas pequeña de la materia. ÁTOMO sin división

20 Teoría Atómica Los inicios de la teoría atómica se remontan al Siglo V a.C. Dos Filósofos Griegos, Leucipo y Demócrito, propusieron que la materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los Átomos. (La palabra griega átomo significa “indivisible”). Después de que en Grecia se estableció que "Los átomos son partículas muy pequeñas, eternas e indivisibles que constituyen la materia” muchos científicos postularon otras teorías encaminadas a describir la composición y estructura del átomo,  estos son algunos de ellos.

21 Estructura del Átomo El átomo consta de un núcleo cargado positivamente, que se encuentra localizado en una región muy reducida y que posee prácticamente toda la masa del átomo. A su alrededor, producto de la interacción eléctrica de atracción, giran los electrones (cargas negativas) en órbitas específicas, llamadas órbitas electrónicas. Las órbitas electrónicas son características de cada átomo; no cualquier órbita es posible para un átomo en particular. Además, estas dependen esencialmente del tipo de átomo.

22 AVANCES EN EL ESTUDIO DE LA MATERIA
En la última década del siglo XIX y comienzos del XX se precipitaron una serie de descubrimientos que dejaron en evidencia la teoría de la indivisibilidad atómica. Estos descubrimientos dieron lugar a los diferentes modelos atómicos.

23 Teoría Atómica de JOHN DALTON (1808)

24 Otras Leyes que Concuerdan con la Teoría Atómica de Dalton
La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos, los cuales no se crean ni se destruyen Ley de la conservación de la materia propuesta por Antoine Lavoisier. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en peso, tamaño y propiedades químicas. Los átomos de elementos diferentes también son diferentes. Los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en relaciones numéricas enteras y sencillas para formar compuestos Ley de las proporciones definidas de Proust Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en distintas proporciones numéricas para formar más de un compuesto Ley de las proporciones múltiples o de J. Dalton

25 Evolución en el estudio de la materia.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: Trataba de explicar las leyes de la época sobre la composición de las sustancias (leyes ponderales). La materia está constituida por unidades de pequeño tamaño denominadas átomos. Todos los átomos de un elemento son iguales en masa y propiedades. Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades.

26 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON(1766-1844).
Los átomos se unen entre si formando compuestos.  Los átomos de cada clase suele estar en una relación numérica constante. Los “átomos compuestos” tienen la misma masa e identicas propiedades.

27 CRITICA A LA TEORIA DE DALTON!!!!
ÁTOMOS INDIVISIBLES ?  ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO IDENTICOS EN MASA Y PROPIEDADES ? ÁTOMOS-COMPUESTOS ?

28 MODELO DE THOMSON (1897) En base a su experiencia desarrolla su modelo del átomo de la siguiente forma: El átomo posee partículas negativas llamada electrones.  Intuía ,dada la neutralidad de la materia, la existencia de carga positiva en el átomo.  Por tanto,anuncia que el átomo es “UNA ESFERA MACIZA CARGADA POSITIVAMENTE Y EN SU INTERIOR SE DISTRIBUYEN LOS ELECRTONES”  Simil: sandía (Pepitas=electrones. Fruto:átomo cargado positivamente)

29 MODELO DE THOMSON (1897). Se basó en su experiencia ,con el tubo de descarga. En el interior existe un gas sometido a una diferencia de potencial. Desde polo negativo (cátodo) se emite una radiación hacia el polo positivo (ánodo). La radiación es emitida por el gas.

30 MODELO DE THOMSON.cont. Si la radiación viaja en sentido del cátodo(-) al ánodo(+),su naturaleza será NEGATIVA. Además estará formada por partículas discretas al terminar impactando en forma de chasquidos en la placa del final del tubo. Se había descubierto una partícula constitutiva de la materia :EL ELECTRÓN.

31 DESCUBRIMIENTO PROTÓN
En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, empleando un tubo catódico con un cátodo perforado, descubrió una nueva radiación, que fluía por los orificios del cátodo en dirección opuesta a la de los rayos catódicos. Se le denominó "rayos canales". Puesto que los rayos canales se mueven en dirección opuesta a los rayos catódicos de carga negativa , ésta era de naturaleza positiva.

32 MODELO DE RUTHERFORD. REVOLUCION EN LA CONCEPCIÓN ATÓMICA DE LA MATERIA.
La experiencia de Ernest Rutherford , y posteriormente la presentación de su modelo, invalida en gran parte el modelo anterior y supone una revolución en el conocimiento intimo de la materia.

33 Modelo Atómico de Ernest Rutherford (1911)
Existe un núcleo cargado positivamente en el cual se encuentra concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido por partículas positivas llamadas Protones y por partículas neutras llamadas Neutrones.  Existe un número de Electrones igual a la carga nuclear que giran alrededor del núcleo.  La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del elemento estudiado.  Los átomos son en su mayor parte un espacio vacío.

34 Modelo de RUTHERFORD. Rutherford bombardeó una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de Helio, provinientes de la desintegración del Polonio) Observó que la mayor parte de las partículas que atravesaban la lámina seguían una línea recta o se desviaban un ángulo muy pequeño de la dirección inicial. Solamente, muy pocas partículas se desviaban grandes ángulos, lo que contradecía el modelo atómico propuesto por Thomson. Rutherford supuso que dichas desviaciones provenían de una única interacción entre la partícula proyectil y el átomo.

35 MODELO DE RUTHERFORD Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío El rebote de las partículas indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa de la masa.

36 MODELO DE RUTHERFORD. Podemos mencionar que el modelo de Rutherford ofrecía las siguientes afirmaciones: El átomo esta constituido por una parte central a la que se le llama núcleo y la que se encuentra concentrada casi toda la masa del núcleo y toda la carga positiva. En la parte externa del átomo se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con el resto del átomo, esta está formada por los electrones que contenga el átomo. Los electrones giran a gran velocidad en torno al núcleo, en orbitas circulares. El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo, aproximadamente veces menor.

37 BECQUEREL y los esposos CURIE (1896)
La radiactividad es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. Es el proceso de ruptura espontánea de los átomos, durante el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado por: Composición Carga Rayos ALFA () 2 protones y 2 neutrones (llamados también núcleos de Helio) 2+ Rayos BETA () Electrones de alta energía 1- Rayos GAMMA () Radiación Electromagnética de Longitud de onda muy corta (Alta Energía)

38 MODELO EN BASE A LA EXPERINECIA.

39 INVALIDACION DEL MODELO DE THOMSON EN BASE A LA EXPERIENCIA DE RUTHERFORD.

40 Modelo Atómico de NIELS BOHR (1913)
Se basó en los estudios de espectro de emisión de los átomos y en la teoría de los Cuantos; Emisiones de los átomos: la luz que emite un elemento se conoce como su espectro y cada elemento tiene uno diferente. Teoría de los Cuantos: Propuesta por Planck (1900). En una reacción química no puede intervenir una cantidad de materia inferior a un átomo. Igualmente hay una cantidad mínima de energía que se puede emitir, que es el fotón o cuanto.

41 Continuación del Modelo de BOHR….
El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados:   Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo.   Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas.   Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón.   Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un Cuanto de energía .  

42 MODELO DE BOHR (1913)   

43 MODELO DE BOHR. Niels Bohr ( ) propuso un nuevo modelo atómico , a partir de los descubrimientos sobre la naturaleza de la luz y la energía. Los electrones giran en torno al núcleo en niveles energéticos bien definidos. Cada nivel puede contener un número máximo de electrones. Es un modelo precursor del actual.

44 Descubrimiento del neutrón.
Investigando las diferencias entre el número de protones y la masa del átomo ,descubrió una nueva partícula: EL NEUTRÓN. Poseen masa similar al protón. Sin carga eléctrica. El neutrón permite explicar la estabilidad de los protones en el núcleo del átomo, manteniéndolos “unidos”, y por tanto justificando la no repulsión de estos en dicho núcleo, a pesar de poseer el mismo signo de carga (+).

45 Modelo actual. CORTEZA electrones. ÁTOMO protones. NÚCLEO neutrones.
-Los electrones no describen orbitas definidas ,sino que se distribuyen en una determinada zona llamada ORBITAL. -En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta (95%) -Se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.

46 NUMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO.
Número atómico (Z): Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento. Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones. Como la carga del átomo es nula, el número de electrones será igual al número atómico. Número másico(A): Es la suma del número de protones y de neutrones.

47 Numero atómico y másico.
La forma aceptada para denotar el numero atómico y el numero másico de un elemento X es:

48 En las ecuaciones nucleares los reactantes y productos corresponden a núcleos, por lo cual se deben indicar los isótopos de los elementos que están cambiando y produciéndose. Para simbolizar un isótopo, se escribe el número másico (A) como superíndice y el número atómico (Z) como subíndice. Estos números se anotan a la izquierda del símbolo del elemento (E).

49 ISÓTOPOS. átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico. Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el número de neutrones en el núcleo. Isótopos de carbono: Isótopos de hidrógeno: La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene neutrones en su núcleo.

50 El núcleo atómico, nucleones, número atómico, número másico y isótopos
El núcleo atómico esta constituido por protones y por neutrones, ambas partículas se denominan nucleones. El número atómico (Z ) es el número de protones (que es igual al de electrones en el átomo neutro). Cada elemento se diferencia del resto por el numero atómico. El número másico (A) es la suma del numero de neutrones y protones. A= Z + N

51 Isótopo, una de las dos o más variedades de un átomo que tienen el mismo número atómico, constituyendo por tanto el mismo elemento, pero que difieren en su número másico. 8O O 17 8O 18 Isóbaro Los isóbaros son átomos de distintos elementos que tienen igual número másico y distinto número atómico, por ejemplo:                         

52 Isótonos Son elementos que tienen distinto número másico, distinto número atómico, pero el mismo número de neutrones.

53 NOTACIÓN NUCLEAR Reacciones químicas; es decir, las transformaciones en las que los electrones de los átomos son los protagonistas y se producen cambios en el número o la configuración de ellos. Reacciones nucleares, en cambio, participan los protones y neutrones del núcleo. En las reacciones nucleares, un núcleo puede perder o ganar protones o neutrones. Ahora, como el número de protones es igual al número atómico, el cual identifica a un elemento, al aumentar o disminuir el número de protones, cambia la identidad de un elemento.

54 Comparación de las reacciones químicas con las reacciones nucleares.
Reacciones químicas -Los átomos se reordenan por la ruptura y formación de enlaces químicos. -Sólo los electrones de los orbitales atómicos están implicados en la ruptura y en la formación de los enlaces. -La reacciones van acompañadas por la absorción o liberación de cantidades de energía relativamente pequeñas. -Las velocidades de reacción se ven influidas por la temperatura, la presión, la concentración y la presencia de catalizadores.

55 Reacciones nucleares: -Los elementos (o los isótopos del mismo elemento) se interconvierten los unos en los otros. -Pueden implicarse protones, neutrones, electrones y otras partículas elementales. -Las reacciones van acompañadas por la absorción o liberación de enormes cantidades de energía.

56 Estructura de la materia
Platón y Aristóteles: la materia es continua. Demócrito ( AC): la materia está formada por átomos (partícula indivisible). Dalton (~ 1800): - La materia esta formada por átomos. - Elementos diferentes están formados por átomos diferentes. - Los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. - Los átomos se combinan en proporciones diferentes para formar compuestos.

57 Estructura del átomo Thomson (1856-1940): electrón (1897)
Millikan (1860 – 1953): carga del electrón Radiactividad (Becquerel). Thomson: modelo del budín. Rutherford ( ): experimento de la placa de oro. Modelo nuclear (1911) Rutherford (1919): protón. Chadwick (1932): neutrón.

58 Partículas subatómicas
Masa (uma) Masa (gramos) Carga* (culombios) Electrón 0, (5, ) 9, -1, Protón 1,00728 1, 1, Neutrón 1,00867 1, * 1, Culombios = 1 unidad

59 Tamaño Núcleo

60 A : Número másico Z : Número atómico X : Símbolo químico ISÓTOPOS: el mismo Z pero distinto A

61 Estructura electrónica de los átomos
Interacción de la materia con la luz

62 LUZ onda y partícula

63 Interacciones de la radiación con la materia

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65 La luz como onda  : longitud de onda c : velocidad de la luz
c = 2,  10-8 m/s : frecuencia = c/  Unidades

66 Planck: cuantización de la energía
Radiación del cuerpo negro: la energía sólo puede absorberse o liberarse en los átomos en cantidades definidas llamadas cuantos. La relación entre la energía y la frecuencia de la radiación está dada por: h es la constante de Planck (6.626  J.s). (ejemplo: escalera vs rampa)

67 La luz como partícula Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905): la luz está formada por partículas, fotones. Energía de un fotón:

68 Esquema de un experimento de absorción atómica
Haz incidente Intensidad I0 Haz emergente Intensidad I l l Muestra gaseosa

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71 Espectro visible Espectro de emisión del átomo de hidrógeno en el visible Espectro de absorción del átomo de hidrógeno en el visible

72 Espectros de líneas 1885. Balmer encontró que las líneas en la región visible del espectro del hidrógeno responden a la siguiente ecuación: Posteriormente Lyman generalizó esta expresión: Donde RH es la constante de Rydberg (3, Hz) n1 y n2 son números naturales y distintos de cero (n2 > n1).

73 Espectro de emisión de diferentes átomos

74 Los espectros y el modelo atómico de Bohr (1913)
Rutherford asumió que los electrones están en órbitas alrededor del núcleo (modelo planetario). Este modelo no explica los espectros de líneas. Bohr considerando el concepto de cuantización de la energía propone un nuevo modelo: - los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. - solamente están permitidas ciertas órbitas. - los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren en una órbita permitida. Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida.

75 E < 0 El átomo pierde energía  E > 0 El átomo gana energía
Emisión de energía Absorción de energía E1 E2 E3 E3 Mayor estabilidad Mayor energía E2 E1 Cambio de energía en el átomo E = Efinal - Einicial = E1-E2 E < 0 El átomo pierde energía Cambio de energía en el átomo E = Efinal - Einicial = E3-E2  E > 0 El átomo gana energía Energía del fotón absorbido Efotón = E = h Energía del fotón emitido Efotón = | E| = h ¿Qué pasa si Efotón   E?

76 Como la energía está cuantizada, la luz emitida o absorbida por un átomo aparece en el espectro como una línea. Siguiendo una deducción matemática Bohr llega a la conclusión (para hidrógeno): n es el número de órbita (número cuántico principal). n es natural (n=1, 2 , 3, …)

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78 La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la órbita con n=1
La primer órbita en el modelo de Bohr corresponde a la órbita con n=1. Es la más cercana al núcleo. Los electrones en el modelo de Bohr sólo se pueden mover entre órbitas emitiendo o absorbiendo energía (cuantizada) Como se mencionara, la cantidad de energía absorbida o emitida durante el movimiento de un electrón entre 2 órbitas está dada por:

79 Y entonces: Si ni > nf, emisión de energía.
Si nf > ni, absorción de energía

80 Limitaciones del modelo de Bohr
Sólo explica satisfactoriamente el espectro del hidrógeno (e iones hidrogenoides, 1 electrón).

81 Estructura electrónica de los átomos
Pero el modelo de Böhr no sirve para explicar los espectros de átomos polielectrónicos. Cuando se obtienen espectros de hidrógeno con espectroscopios de alta resolución aparecen líneas desdobladas (estructura fina). Para interpretar esta estructura fina, Sommerfeld ( ) supuso que el electrón del átomo de hidrógeno podía girar también en órbitas elípticas. Esto le llevó a introducir otro número cuántico, relacionado con la forma de las órbitas. Por tanto la energía del electrón en las distintas órbitas viene determinada por el valor de esos dos números cuánticos. De esta forma pudo interpretarse la estructura fina. En 1896 Peter Zeeman (anterior a la teoría de Böhr) observó que cuando los átomos de un elemento se excitan en presencia de un campo magnético las líneas del espectro se desdoblan, lo que obligó a introducir un tercer número cuántico. Con tanto añadido la teoría de Böhr-Sommerfield perdía elegancia, era necesario un cambio conceptual brusco, LA TEORÍA CUÁNTICA

82 El comportamiento ondulatorio del electrón
Considerando las ecuaciones de Einstein y Planck, Louise de Broglie (1924) demostró: de Broglie reúne los conceptos de onda y de partícula

83 El principio de incertidumbre
Al considerar partículas con masas muy pequeñas (escalas atómicas) no es posible determinar con suficiente precisión y simultáneamente su posición y su velocidad (Heisemberg 1927). No tiene sentido describir el comportamiento del electrón en torno al núcleo con las leyes de la mecánica clásica. Hay que considerar su comportamiento como onda.

84 La ecuación de Schrödinger
Es una ecuación que incluye las componentes ondulatorias. El movimiento de una onda se describe matemáticamente mediante una ecuación que se denomina ecuación de onda. Schrödinger describió el comportamiento del electrón girando alrededor del núcleo como una onda y planteó la ecuación de onda. Al resolver matemáticamente esta ecuación se obtienen distintas soluciones (estados del sistema). Para el átomo de hidrógeno existen infinitas soluciones de la ecuación de onda (infinitos estados o estados electrónicos del sistema). Cada estado electrónico está caracterizado por 4 números, los números cuánticos: n, l, ml, ms

85 Números cuánticos Orbital n: principal 1, 2, 3,..., .
Los números cuánticos están relacionados don distintas propiedades de los estados electrónicos. La solución de la ecuación de Schrödinger muestra que para el átomo de hidrógeno el estado caracterizado por el conjunto (n, l, ml, ms) tiene una energía dada por: n: principal 1, 2, 3,..., . l: azimutal 0, 1,..., n-1. ml: magnético –l, -l+1,..., l-1, l. ms: spin –1/2, +1/2.

86 Orbitales s (l=0)

87 Orbitales p (l=1) ml (-1; 0; 1)

88 Orbitales d l ml

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90 Átomos polielectrónicos
Modelo del campo medio: carga nuclear efectiva. La carga nuclear efectiva es la carga experimentada por un electrón en un átomo polielectrónico. La carga nuclear efectiva no es la misma que la carga del núcleo por el efecto de los otros electrones.

91 Los electrones están atraidos por el núcleo, pero repelidos por otros electrones.
La carga nuclear efectiva experimentada por un electrón depende de su distancia al núcleo y del número de electrones del core. Elemento Z efectivo* (1s) Z efectivo* (2s) Zefectivo* (2p) H (Z=1) 1,00 He (Z=2) 1,688 Li (Z=3) 2,691 1,279 B (Z=5) 4,680 2,576 2,421 * Calculado por reglas de Slater

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94 Configuración electrónica
indica en qué orbitales se encuentran los electrones. Principio de Pauli “en un átomo no puede haber dos electrones con los 4 números cuánticos iguales”. Regla de Hund “cuando se agregan electrones a una subcapa a medio llenar, la configuración más estable es aquella que tiene el mayor número de e- desapareados”.

95 IONES. Los átomos pueden a su vez perder o ganar electrones para estabilizarse. Cuando un átomo gana electrones, adquiere un exceso de carga negativa. Formando un ión negativo o anión ,que se representa como : X- Cuando un átomo pierde electrones , tiene defecto de carga negativa .O más carga positiva que negativa. Formando un ión positivo o catión: X+

96 IONES. 30neutrones. 30neutrones Ejemplos :
26 Fe protones protones 26electrones Fe electrones 30neutrones neutrones átomo de hierro catión hierro +2

97 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.
Según modelo fijado en nuestro trabajo, los electrones se distribuyen en diferentes niveles, que llamaremos capas. Con un número máximo de electrones en cada nivel o capa. Nivel Numero máximo de electrones [ 2 n2 ] 1 2 8 3 18 4 32 5

98 DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA.
Así , en un elemento como el potasio en estado neutro: 19 K protones; 19 electrones; 20 neutrones 1ªcapa : 2e- 2ªcapa : 8e- 3ªcapa : 9e-

99 DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA(CONT.)
Hemos visto como los átomos se distribuyen en niveles o capas de energía. Dentro de cada nivel ,existen además subniveles con probabilidad de encontrarnos electrones. Nivel Max de e- subnivel 1 2 s 8 p 6 3 18 d 10

100 Nivel Max de e- subnivel 4 32 s 2 p 6 d 10 f 14 5 18

101

102 Ejemplo : Sodio Por lo tanto, para el SODIO (11 electrones), mi resultado es: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s1 1º nivel: 2 electrones;  2º nivel: 8 electrones; 3º NIVEL: 1 electrón; En la tabla periódica podemos leer:

103 EJEMPLO: Cloro CLORO: 17 electrones 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5
1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer:

104 EJEMPLO: Manganeso MANGANESO: 25 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2  3 p6  4 s2 3 d5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer:

105 Formación de iones más probables.
Un ión perderá o ganará electrones , hasta que se estabilice. La forma más común de estabilización es la de formar estructuras electrónicas de gas noble. ¿PORQUÉ DE GAS NOBLE? Los gases nobles son los elementos que menos tienden a perder o ganar electrones ,no reaccionan apenas, solo bajo condiciones extremas. Por tanto todos los átomos tienden a adquirir una estructura electrónica similar a la de estos.

106 Formación de iones más probables.
Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su estabilidad cuando adquiere la estructura electrónica del gas noble(último grupo del S.P.) más cercano. Quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones. Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones. Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO

107 Ejemplos de formación de iones más probables.
11Na -Podemos observar que el Nº atómico del SODIO está más cerca del Nº atómico del Neón. -Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa) ,adquiere configuración de Neón. -Entonces deja de ser neutro . 11Na :1s22s2p63s e Na+

108 Ejemplos de formación de iones más probables.
17Cl 17Cl=1s22s22p63s23p5 +1electrón 17 Cl- 1s22s22p63s23p6 [Ar]