ÁTOMOS
Algo de historia 400 a. C. Demócrito propone la idea de átomo. la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que nos rodean. 1773 el químico francés Antoine-Laurent de Lavoisier postuló su enunciado: "La materia no se crea ni se destruye, simplemente se transforma.“ 1808 el químico inglés John Dalton, luego de medir la masa de los reactivos y productos de una reacción concluyó que las sustancias están compuestas de átomos esféricos idénticos para cada elemento, pero diferentes de un elemento a otro. 1811 Amadeo Avogadro, físico italiano, postuló que a una temperatura, presión y volumen dados, un gas contiene siempre el mismo número de partículas.
1869 Dmitri Ivánovich Mendeleev creo la tabla periódica. 1897 Joseph John Thomson propone el modelo de budín de pasas. 1911 Ernest Rutherford modelo planetario. 1913 Niels Henrik David Bohr modelo basado en la teoría cuántica. 1926 Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger el átomo moderno.
Joseph John Thomson Ernest Rutherford Niels Bohr Erwin Schrödinger
Experimento de Rutherford
Modelo atómico de Rutherford El modelo atómico de Rutherford presentaba varias incongruencias: Contradecía las leyes del electromagnetismo Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (en este caso el electrón) debería emitir energía constantemente en forma de radiación y llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. No explicaba los espectros atómicos de emisión y absorción.
Naturaleza de la luz La luz como onda v = m/s = m 1/s c = 3 x 108 m/s c =
ESPECTROS
Espectro electromagnético
Comparación en tamaño
Niveles de energía y transiciones posibles para el H Espectro de absorción zona visible Espectro de emisión zona visible
Distintos espectros
Naturaleza de la luz La luz como cuantos de energía (corpúsculo) Max Planck postulo en 1900 que un cuerpo no emite ni absorbe energía en forma contínua, sino que lo hace en forma de cuantos de energía luminosa con una frecuencia determinada. E = h h= constante de Planck 6,63 x 10-34 Js c =
Modelo atómico de Bohr
Modelo atómico moderno En 1924 De Broglie propuso la idea que si las ondas luminosas manifiestan características de partículas, las partículas podrían mostrar características ondulatorias. En 1926 Schrödinger formuló unas complejas ecuaciones matemáticas con base en el trabajo de De Broglie, donde se combinaban las propiedades de onda y la naturaleza de partícula del electrón. Estas ecuaciones permiten obtener valores que corresponden a regiones de probabilidad de encontrar un electrón en torno al núcleo. Nace el orbital atómico.
Números cuánticos Número cuántico principal (n): especifica la energía y el tamaño del orbital. Son los niveles de energía del átomo de Bohr. Número cuántico de momento angular orbital (l): l: 0, 1, 2, …., n-1 l:0 orbital s l:1 orbital p l:2 orbital d l:3 orbital f
Números cuánticos Número cuántico magnético (ml): l:0 ml: 0 l:1 ml: -1,0,1 l:2 ml: -2,-1,0,1,2 l:3 ml: -3,-2,-1,0,1,2,3 Spin: +1/2, -1/2
Orbital s Orbitales p
Orbitales d