Estructura Atómica Proyecto PREUcúpate Ciencias/Química.

Presentación del tema: "Estructura Atómica Proyecto PREUcúpate Ciencias/Química."— Transcripción de la presentación:

1 Estructura Atómica Proyecto PREUcúpate Ciencias/Química

2 El concepto de átomo Demócrito filosofo griego ( a.C.) discípulo de Leucipo, Planteo que debía existir una partícula diminuta de Materia, la cual no se podría subdividir. Átomo = Sin división

3 John Dalton y su teoria atómica (1803)
Toda la materia se compone de átomos Los átomos son partículas extremadamente pequeñas Los átomos son indivisibles Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre si. Los átomos se unen unos con otros par formar diferentes compuesto Los átomos en los cambios químicos se reordenan, sin destruirse

4 Sir William Crookes (1879) Experimentando con tubos de descarga observó que se desprendía un rayo desde el cátodo al ánodo, por lo cual lo denominó rayo catódico

5 Joseph Thomson ( ) Utilizando un tubo de descarga descubrió que los rayos catódicos se desviaban en un campo magnético. Descubrió que los rayos catódicos poseían carga eléctrica negativa. Demostró que el rayo catódico eran idénticos sin importar el material de los electrodos y del gas dentro del tubo.

6 Robert Millikan En 1909, el físico estadounidense R. Millikan realiza un experimento con gotas de aceite eléctricamente cargadas en un campo eléctrico.

7 Experimento de la gota de aceite de Millikan
Determina la carga de un electrón= -1,6 x coul

8 Eugene Goldstein En 1886,utilizando un tubo de descarga con el cátodo perforado, observó que además de los rayos catódicos había un rayo que provenía del ánodo hacía el cátodo . A estos rayos los llamó rayos anódicos o rayos canales Los rayos canales poseen carga eléctrica positiva. El experimento de Goldstein permitió descubrir los protones

9 Modelo atómico de J. Thomson (1898)
El átomo es una esfera de carga positiva. El átomo poseía electrones dispersos en él. La cantidad de electrones era suficiente para anular la carga positiva, por lo cual el átomo era neutro. Las cargas positivas y negativas eran estáticas en el átomo. Este modelo se conoce como el budín de pasa.

10

11 Konrad Wilhelm Roentgen
En 1895 Roentgen trabajando con tubos de descarga descubre un nuevo tipo de rayo, el cual presenta las siguientes características: a) Produce la fluorescencia de muchos materiales b) Es capaz de imprimir placas fotográficas. c) Ioniza los gases, d) No son desviados por campo eléctricos ni magnéticos. e) Son capaces de atravesar diferentes materiales. Roentgen al no poder determinar que tipo de rayos son los descubiertos los llamó : Rayos X

12 Aplicación de los rayos x descubiertos por Roentgen

13 Antoine Henri Becquerel (1853 – 1908)
Trabaja con minerales de uranio, los cuales son capaces de velar una placa fotográfica. En 1896 descubre la radiactividad natural

14 Componentes de la radiactividad
Los rayos alfas son atraídos por el polo negativo. Los rayos beta so atraídos por el polo positivo. Los rayos gamma no sufren atracción.

15 Rayos alfa Rayos Beta Rayos gamma -Son de carga eléctrica positiva .
-Corresponden a núcleos de helio. -Poseen una velocidad de Km/seg. -Su poder de penetración es muy bajo. Rayos Beta -Poseen carga eléctrica negativa. -Son electrones emitidos por el núcleo. -Presentan una velocidad 99,95% de la luz. -Su poder de penetración es alto. Rayos gamma -No poseen carga eléctrica. -No tienen masa. -Son ondas electromagnéticas. -Presentan un gran poder de penetración.

16 Bloque de Plomo Material radiactivo Lámina de oro Pantalla
Fluorescente Bloque de Plomo Material radiactivo Lámina de oro

17 El resultado…

18 Explicación: El átomo es casi vacío. El átomo posee un núcleo denso
y positivo en el centro.

19 Modelo atómico de Rhuterford 1911
El núcleo del átomo es positivo La masa del átomo se concentra en el núcleo La mayor parte del volumen del átomo es espacio vacio Los electrones debe estar en la envoltura del átomo en continuo movimiento

20 Chadwick y el Neutrón (1932)
átomo H p; átomo He - 2 p masa He/masa H …debería ser = 2 masa medida He/masa H = 4 El neutrón es una partícula neutra masa neutrón ~ masa protón Masa del neutrón = 1.67 x g

21 Partículas subatomicas
Masa Relativa Masa actual (g) Nombre Simbolo Carga Electrón e- -1 1/1840 9.11 x 10-28 Protón p+ +1 1 1.673x 10-24 Neutrón n0 1 1.675x 10-24

22 Teoría cuántica de Planck
Max Planck en determinó que la energía se puede emitir o absorber en cantidades discretas, en pequeños paquetes a los que llamó Cuantos. E = h.v h = 6,63x J.s v = Frecuencia (s-1)

23 Niels Bohr, físico Danés, recibió el premio Nobel de física en 1922 por su teoría que explicaba el espectro del átomo de hidrógeno

24 Modelo atómico de Sommerfeld
En Arnold Sommerfeld postula que los electrones giran en orbitas circulares y elípticas en torno al núcleo

25 Louis de Broglie En 1924 De Broglie propuso que los electrones pueden tener propiedades ondulatorias. Electrón = partícula y onda

26 De broglie y su modelo atómico
El electrón en un átomo se comporta como una onda estacionaria.( no se dezplaza) La longitud de la orbita debe ser un múltiplo exacto de la longitud de onda del electrón. 2 r = n 

27 Órbitas no permitidas La circunferencia de la órbita no es igual a un número entero de la longitud de onda. Ésta no es una órbita permitida para el electrón

28 Órbitas permitidas

29 Louis Victor Pierre Raymond Duc de Broglie
Físico Francés Tenía título de príncipe. Recibió el premio Nobel de física el año 1929 por proponer que la materia tenía propiedes de onda y partícula.

30 ¿Dónde está el electrón?
En el año 1925 Werner Heisenberg formuló el principio de incertidumbre. Para un electrón resulta imposible conocer en forma exacta y simultánea su velocidad y posición

31 Para ver un objeto la luz debe reflejarse en su superficie
La reflexión de la luz Para ver un objeto la luz debe reflejarse en su superficie

32 Modelo atómico de Schrödinger
Schrödinger en 1926 propone una ecuación que interpreta el comportamiento de los electrones como una onda. Ecuación de Schrödinger

33 Orbital Modifica el concepto de órbita ( Bohr) por orbital.
Orbital es la zona de mayor probabilidad en la cual se encuentra el electrón

34 Ecuación de Schrödinger
De la ecuación de Schrödinger surgen 3 soluciones matemáticas, las cuales corresponden a lo números cuánticos.

35 1. Numero cuántico principal: (n)
Números cuanticos 1. Numero cuántico principal: (n) Determina la energía del orbital y la distancia del electrón al núcleo Valores n= 1, 2, 3, 4, …….

36 2. Número cuántico secundario, azimutal o momento angular : ( l )
Determina la forma de los orbitales atómicos Valores l = 0 , 1 , 2 ,3, (n -1) l 1 2 3 subnivel s p d f

37 3.- Número cuántico magnético (ml)
Determina la orientación de los orbitales en el espacio La cantidad de orientaciones es ( 2 l + 1 ) Valores ml = - l ,… o,…+l

38 Subnivel s Cuando l = 0 existe un orbital s

39 Subnivel p Cuando l =1 existen 3 orbitales p

40 Subnivel d Cuando l = 2 existen 5 orbitales d

41 Subnivel f Cuando l = 3 existe 7 orbitales f

42 Números cuanticos y orbitales atómicos
ml Nº de orbitales Orbitales atómicos 1 s 2 -1, 0, +1 3 p -2,-1,0,+1,+2 5 d 4 1 s -1, 0, +1 3 p 2 -2,-1,0,+1,+2 5 d -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7 f

43 s s Px py pz s Px py pz d1 d2 d3 d4 d5 s Px py pz d1 d2 d3 d4 d5 f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7

44 4.- Número cuántico de espín ( ms )
Determina el sentido de giro del electrón en su propio eje (rotación ) Valores = +1/ /2 +1/2 - 1/2

45 electrones no-apareados Todos los electrones apareados
Paramagnetico Diamagnetico 2p 2p electrones no-apareados Todos los electrones apareados 7.8

46

47 Interpretación simple de los números cuánticos
Indica el número cuántico principal n Indica la cantidad de electrones en el orbital… Indica el número cuántico secundario l Numero cuánticos n = l = m = s = -1/2 incompleto

48 Configuración electrónica
Es la distribución de los electrones dentro de un átomo, en niveles y subniveles de energía Principios que rigen la configuración electrónica Principio de Constitución (Aufbau) Principio de Exclusión de Pauli Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

49 Principio de Constitución (Aufbau)
“Los electrones irán ocupando los niveles de mas baja energía en forma creciente”.

50 REALIZACIÓN DE UNA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

51 Principio de Máxima Multiplicidad de Hund
“Deberán existir el mayor numero de electrones desapareados posibles “.

52 Principio de Exclusión de Pauli
“En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”. Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

53 Configuraciones electrónicas
Z = Carbono C: Z = 17 Cloro Cl: Z = 20 Calcio Ca: Z = 26 Hierro Fe: Z = 35 Bromo Br: Solamente hay dos excepciones: Z = Cromo Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 Z = Cobre Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1