LA ESTRUCTURA ATÓMICA. Cuando se estudie el tema se aprenderá :  Acerca de la evidencia de la existencia y propiedades de los electrones, protones y.

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1 LA ESTRUCTURA ATÓMICA

2 Cuando se estudie el tema se aprenderá :  Acerca de la evidencia de la existencia y propiedades de los electrones, protones y neutrones.  Las distribuciones de estas partículas en los átomos.  Acerca de la naturaleza ondulatoria de la luz y cómo se relacionan longitud de onda, frecuencia y velocidad.  La descripción corpuscular de la luz, y como se relaciona con la descripción ondulatoria.  Acerca de los espectros atómicos de emisión y absorción y cómo fueron la base de un importante avance en la teoría atómica.  Acerca de la descripción mecanocuantica del átomo.

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4 Hechos experimentales naturaleza eléctrica de la materia la interacción de la materia con la energía en forma de luz.

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8 TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Un elemento se compone de partículas indivisibles extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento tienen propiedades idénticas que difieren de las de los átomos de los otros elementos. Los átomos no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos de otro elemento. Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan unos con otros en una relación de números enteros sencillos. Los números relativos y clases de átomos son constantes en un compuesto dado. “los átomos no se crean ni se destruyen”

9 Un átomo puede definirse como la unidad básica de un elemento que puede entrar en combinación química y las partículas subatómicas que interesan en este hecho son:

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11 NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA Experimentos permitieron determinar que el átomo contiene partículas cargadas: Radiactividad rayos ,  y  Tubos de descarga electrón Década de 1890: Roetgen …..rayos X Becquerel, Cuerie, Rutherford ……..radiactividad

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13 La radiactividad es un término que se aplica para describir la descomposición espontánea de los átomos de ciertos elementos para producir tres clases de radiación: rayos , rayos  y rayos  : “ la descomposición del núcleo atómico” Los rayos  son corpúsculos materiales que transportan carga eléctrica positiva. Se mueven a altas velocidades (30000 km/s), no son detectables por el ojo humano, son núcleos del elemento helio: 4 2 He 2+ Los rayos  son partículas muy pequeñas que transportan carga eléctrica negativa. Son electrones que se mueven a velocidades cercanas a 200000 km/s. Los rayos  radiaciones luminosas invisibles al ojo humano con propiedades semejantes a los de la luz, se mueven a una velocidad de 300000 km/s.

14 ELECTRON En 1881 George Stoney sobre el trabajo realizado por Faraday de electrólisis, sugirió el nombre de electrones a las unidades de cargas eléctricas asociada con los átomos. La evidencia más convincente de la existencia de los electrones vino de los experimentos que usaban tubos de rayos catódicos

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16 Thomson determinó la relación entre carga (e) y masa (m) de los electrones, “existencia del electrón”

17 1909 Robert Millikan Con el «experimento de la gota de aceite determinó la carga de un electrón: 1,60218.10 -19 C En base a la relación (carga/masa) y al valor de la carga, se determinó la masa del electrón : 9,10940.10 -31 kg

18 PROTONES En 1886 Eugen Goldstein trabajando con tubos de rayos catódicos descubrió la existencia de partículas con una carga eléctrica positiva igual a la del electrón a la que denominó protones. Su masa es casi 1836 veces mayor que la masa del electrón.

19 MODELO ATOMICO DE THOMSON modelo del bizcocho de ciruelas o modelo del budín de pasas. Es estático porque los electrones no tienen movimiento. La masa y la carga eléctrica positiva se hallan repartidas y distribuidas uniformemente en todo el espacio ocupado por la esfera

20 MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD 1909: Ernest Rutherford había establecido que las partículas alfa (  ) son partículas cargadas positivamente que pueden ser emitidas por algunos átomos radiactivos.

21 Las experiencias de Rutherford y colaboradores determinaron que el átomo consiste en un núcleo cargado positivamente muy pequeño y denso rodeado por una nube de electrones que se hallan a una distancia relativamente grande de él.

22 Rutherford postuló también que los electrones se mueven alrededor del núcleo a altas velocidades, y este movimiento genera una fuerza (F C ) de igual dirección pero de distinto sentido que la fuerza de atracción (F A ).

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24 NATURALEZA DE LA LUZ Gran parte del conocimiento actual sobre la naturaleza de los átomos y moléculas, con todos sus detalles, procede de experiencias en las que la luz o las radiaciones interaccionan con la materia. Los fenómenos provocados por la luz pueden ser explicados a partir de las teorías ondulatoria y corpuscular

25 TEORIA ONDULATORIA Considera que la luz o radiación luminosa está formada por ondas electromagnéticas que se propagan en el vacío a una velocidad de 300.000 km/s.. = c  c = 2,9979 10 10 cm/s ; se expresa en nm ó Å; en s -1 (Hz)

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27 TEORIA CORPUSCULAR “la luz está formada por un conjunto de paquetes de energía, cuantos o fotones “ Explica fenómenos como el efecto fotoeléctrico

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29 MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD – BOHR los electrones en los átomos se mueven alrededor del núcleo en determinadas órbitas circulares permitidas

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32 ESPECTROS DE LOS ELEMENTOS Espectro electromagnético de la luz blanca: Luz de neon: “Los espectros de los elementos son como las huellas dactilares de los átomos. ”

33 Aplicación de la TEORIA DE BOHR al ATOMO DE HIDRÓGENO Cálculo el radio y la energía que tienen las órbitas permitidas en el átomo de hidrógeno.

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37 La teoría de Bohr aplicada al átomo de hidrógeno tiene cuatro postulados :  El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares permitidas.  Cada órbita permitida tiene una energía definida, es decir la energía está cuantificada.  Cuando el electrón se halla en una órbita permitida es estable, es decir no irradia energía, sólo puede ganar o perder energía cuando pasa de una órbita permitida a otra.  Para que el electrón se halle en una órbita permitida debe cumplir con la condición cuántica, la cual establece que el momento angular del electrón debe ser un múltiplo entero de la cantidad ( h/2  ).

38 ESPECTROS DE RAYOS X Y NÚMERO ATÓMICO Moseley demostró con experimentos con Rayos X que el número de orden de un elemento (Z) es numéricamente igual a la carga sobre su núcleo atómico

39 ESPECTRO ATOMICO DEL ELEMENTO HIDRÓGENO Al analizar con un espectroscopio las radiaciones emitidas cuando el electrón pasa de una órbita de mayor energía a otra de menor energía experimentalmente se ha encontrado que existen cinco conjunto de rayas espectrales, cada una de ellas tiene un nombre específico

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42 ONDAS DE MATERIA Toda partícula o cuerpo que se halla en movimiento tiene asociado un carácter ondulatorio, llamado onda de materia “las partículas de materia exhiben propiedades ondulatorias y propiedades corpusculares”

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45 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG "es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y la velocidad del electrón" MODELO ATOMICO MODERNO Orbital atómico a la región o espacio alrededor del núcleo donde es máxima la probabilidad de encontrar al electrón

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47 Bibliografía: Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química. Los caminos del descubrimiento”. Editorial Panamericana. 2006. Atkins, P. y Jones, L. “Química. Moléculas. Materia. Cambio”. Ediciones Omega S.A. Barcelona. España. 1998 Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”. Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México. 1998. Burns. “Fundamentos de Química”. Prentice Hall. 1996. Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A. de C. V. México. 2006. Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGraw- Hill/Interamericana de España S.A.U. 1998 http://www.uv.es/~borrasj/EQEM_web_page/EQEM_index.html http://www.educared.net/aprende/anavegar3/premiados/ganadores/d /456/ http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/frame_contenidos.htm

48 Teoría Atómica En 1808, John Dalton estableció las hipótesis sobre las que fundó su teoría atómica: a) Los elementos están formados por partículas pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento son idénticos (tamaño, masa, propiedades químicas) y diferentes de los de otro elemento. b) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento en una relación que es un número entero o una fracción sencilla. c) Una reacción química consiste en la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales no se crean ni se destruyen.

49 El átomo Es la unidad básica que puede intervenir en una combinación química. Está formado por partículas subatómicas, de las cuales las más importantes son los electrones, los protones y los neutrones. Los electrones son partículas con carga negativa que se encuentran en lugares energéticos conocidos como rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x 10 -28 g. Los protones son partículas con carga positiva que se encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de 1.67 x 10 -24 g. Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, que se encuentran en el núcleo y que tienen una masa un poco mayor que la de los protones.

50 PartículaMasa (g) Carga coulombsCarga unitaria Electrón 9.1 x 10 -28 g -1.6022 x 10 -19 - 1 Protón 1.67 x 10 -24 g +1.6022 x 10 -19 + 1 Neutrón 1.675 x 10 -24 g 00

51 Número atómico, Masa atómica. Isótopos y Peso atómico El número de protones en el núcleo de un elemento se conoce como número atómico (Z). El número de protones y de neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento se conoce como número de masa. Cuando se mide en uma (unidades de masa atómica, referidas a la masa de un átomo de carbono 12), se llama masa atómica (A). A = p + n Algunos elementos presentan más de una masa atómica, dependiendo del número de neutrones en su núcleo. A estos átomos se les llama isótopos. El peso atómico de un elemento es el promedio de las masas de los isótopos naturales expresado en uma.

52 Modelos atómicos A principios del siglo XX, Bohr propuso un modelo planetario para explicar la estructura atómica: en el centro del átomo se encontraba el núcleo donde están los protones y los neutrones y rodeando dicho núcleo, los electrones giraban distribuidos en capas o niveles energéticos. Entre más cercanos estuvieran al núcleo, menor energía presentaban. Este modelo no explicaba algunos resultados experimentales y por ello, a finales de los 1920, Schrödinger y Heisenberg propusieron un modelo mecánico cuántico.

53 Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud la posición y la velocidad de un electrón en un momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que se describieron unas “regiones estadísticas de mayor probabilidad electrónica” –rempe- que definían la posible posición de un electrón en determinado momento. Estas regiones también se conocen como orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La posición de un electrón puede definirse por 4 números cuánticos: n, l, m y s.

54 n: es el número cuántico principal y describe el nivel energético en el que está un electrón dado. l: es el número cuántico del momento angular; hace referencia al subnivel energético y a la forma del orbital. m: es el número cuántico magnético y describe la orientación del orbital en el espacio. s: es el número cuántico del espín electrónico y corresponde al giro del electrón. Según el Principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener los mismos números cuánticos.

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56 Configuración electrónica La disposición de los electrones en los diversos orbitales atómicos se conoce como configuración electrónica y cumple con algunas reglas básicas: a) un orbital no puede tener más de dos electrones, los cuales deben girar en direcciones opuestas. b) los electrones no se juntan en un orbital si existe otro disponible con la misma energía.

57 Existe un orden en que se llenan los orbitales y está descrito en la tabla siguiente:

58 Tabla periódica Los elementos químicos presentan algunas propiedades debido a la configuración electrónica que presentan. Estas propiedades se repiten de manera periódica y fue Dmitri Mendeleev quien lo descubrió en 1869. Este investigador organizó los elementos en grupos o familias químicas, cuyas propiedades químicas dependen del número de electrones que se encuentran en el último nivel energético (electrones de valencia). Asimismo, describió 7 períodos, correspondientes a los 7 niveles energéticos en los que pueden encontrarse los electrones de todos los elementos conocidos a la fecha.

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60 Ley periódica, Tamaño atómico, energía de ionización y afinidad electrónica. Algunas propiedades físicas y químicas de los átomos varían periódicamente, de acuerdo con su número atómico y es lo que conocemos como Ley periódica. Entre estas propiedades se encuentran el tamaño atómico: el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en la tabla periódica (del grupo I al VII) y aumenta de arriba abajo (del período 1 al 7).radio atómico

61 La energía de ionización, que es la energía necesaria para que un átomo pierda un electrón de su nivel externo de energía, aumenta conforme se avanza en un período y disminuye de arriba abajo en un grupo.energía de ionización La afinidad electrónica (electronegatividad), que es la capacidad que tiene un átomo para adquirir o ganar un electrón, aumenta a través de un período y disminuye en el grupo.afinidad electrónica

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