EL ATOMO.

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1 EL ATOMO

2 EL ATOMO Concepto átomo=indivisible
mantiene su identidad o sus propiedades no se puede dividir por procesos químicos bloque básico de la materia

3 Concepto La hipótesis de Dalton, permitió explicar las leyes de la Química, y Avogadro propuso la existencia de moléculas. Sin embargo, a finales del siglo XIX, se demuestra que los átomos tienen estructura. Thomson descubrió el electrón y posteriormente se observó el protón. Rutherford descubre cómo es el átomo, utilizando la dispersión de partículas. El átomo tiene una parte nuclear que contiene la masa y la carga positiva. Esta técnica se demostraría eficaz para obtener información sobre los sistemas del micromundo. Jhon Dalton J. Thomson

4 Caracteristicas La curiosidad acerca del tamaño y masa del átomo atrajo a cientos de científicos durante un largo periodo en el que la falta de instrumentos y técnicas apropiadas impidió obtener respuestas satisfactorias. Posteriormente se diseñaron numerosos experimentos ingeniosos para determinar el tamaño y masa de los diferentes átomos. El átomo más ligero, el de hidrógeno, tiene un diámetro de aproximadamente 10-10 m (0,  m) y una masa alrededor de 1,7 × 10-27 kg (la fracción de un kilogramo representada por 17 precedido de 26 ceros y una coma decimal). Un átomo es tan pequeño que una sola gota de agua contiene más de mil trillones de átomos. De la ley de Avogadro se desprende que las masas de un volumen patrón de diferentes gases (es decir, sus densidades) son proporcionales a la masa de cada molécula individual de gas. Si se toma el carbono como patrón y se le asigna al átomo de carbono un valor de 12,0000 unidades de masa atómica (u), resulta que el hidrógeno tiene una masa atómica de 1,0079 u, el helio de 4,0026, el flúor de 18,9984 y el sodio de 22,9898. En ocasiones se habla de “peso atómico” aunque lo correcto es “masa atómica”. La masa es una propiedad del cuerpo, mientras que el peso es la fuerza ejercida sobre el cuerpo a causa de la gravedad.

5 La observación de que muchas masas atómicas se aproximan a números enteros llevó al químico británico William Prout a sugerir, en 1816, que todos los elementos podrían estar compuestos por átomos de hidrógeno. No obstante, medidas posteriores de las masas atómicas demostraron que el cloro, por ejemplo, tiene una masa atómica de 35,453 (si se asigna al carbono el valor 12). El descubrimiento de estas masas atómicas fraccionarias pareció invalidar la hipótesis de Prout hasta un siglo después, cuando se descubrió que generalmente los átomos de un elemento dado no tienen todos la misma masa. Los átomos de un mismo elemento con diferente masa se conocen como isótopos. En el caso del cloro, existen dos isótopos en la naturaleza. Los átomos de uno de ellos (cloro 35) tienen una masa atómica cercana a 35, mientras que los del otro (cloro 37) tienen una masa atómica próxima a 37. Los experimentos demuestran que el cloro es una mezcla de tres partes de cloro 35 por cada parte de cloro 37. Esta proporción explica la masa atómica observada en el cloro. Durante la primera mitad del siglo XX era corriente utilizar el oxígeno natural como patrón para expresar las masas atómicas, asignándole una masa atómica entera de 16.

6 Terorias Atomicas Teoría atómica de Dalton
La teoría atómica de Dalton se resume en los siguientes puntos: La materia es discontinua. Está formada por partículas materiales independientes llamadas átomos, los cuales son indivisibles. Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí tanto en masa como en propiedades físicas y químicas. Los átomos de elementos diferentes son distintos en cuanto a masa y demás propiedades. Los compuestos se forman por la unión de átomos de los elementos correspondientes, en una relación numérica sencilla.

7 Modelo atómico de Thomson
El modelo atómico de Thomson ( ) postula que el átomo se compone de una esfera cargada positivamente en la que reside la mayor parte de la masa del átomo y sobre la cual se incrustan los electrones. En la teoría que Thomson elaboró sobre la estructura atómica, hacia 1903, dijo que el átomo era una esfera continua y compacta, de carga positiva. Los electrones se encontraban, como ciruelas negativas incrustadas en un pudín de materia positiva.

8 Modelo atómico de Rutherford
Según el modelo atómico de Rutherford ( ), el átomo está formado por una esfera en la que se concentra casi toda la masa del sistema (protones y neutrones) y en torno a la cual giran unas partículas (electrones) de la misma manera que lo hacen los planetas en torno al Sol. Los protones del núcleo se encuentran cargados positivamente y los electrones negativamente. Al descubrirse el neutrón, el núcleo del átomo se vió que estaba formado por neutrones (n) y protones (p).

9 Modelo atómico de Bohr Para Bohr ( ), el átomo está constituido de la siguiente forma: En el centro del mismo se ubica el núcleo, pequeña región del átomo donde residen la casi totalidad de su masa y la carga positiva. El número de cargas positivas del núcleo (protones) coincide con el número atómico del elemento. En torno al núcleo giran los electrones (en número igual al de protones y al número atómico), portadores de la carga negativa, describiendo órbitas circulares. Los electrones mientras giran en su órbita no emiten radiaciones. Cuando saltan a una órbita más cercana al núcleo emiten radiación energética, y cuando pasan a una órbita superior la absorben.

10 Isotopo Los átomos están compuestos por tres partículas elementales: electrones, protones, y neutrones. Los electrones (e-) tienen carga negativa, y muy poca masa. Los protones (H+) son la contrapartida en carga de los electrones, porque la tienen positiva, pero a diferencia de los electrones tienen mucha más masa. Los neutrones (n) no poseen carga, pero en cambio son ligeramente más masivos que los protones. Los protones y los neutrones constituyen el núcleo de los átomos. Los electrones 'giran' alrededor de ese núcleo, en una especie de 'órbitas'. Se dice que dos átomos son isótopos o presentan una relación de isotopía cuando teniendo el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones en su núcleo, poseen distinto número másico, es decir, distinto número de neutrones en su núcleo.

11 Isobaros En química, se denominan isóbaros a los núcleos atómicos con el mismo número de masa (A). Las especies químicas son distintas (comparar con isótopos), ya que el número de protones difiere entre los dos, pero la cantidad de protones y de neutrones es tal que, a pesar de ser distinta entre los dos isóbaros, la suma es la misma. pero con distinto número de neutrones. Poseen la misma masa atómica pero diferente número atómico. Los isóbaros están compuestos por átomos de distintos elementos químicos cuyos núcleos tienen el mismo número másico, A, pero distinto número atómico, Z. El nombre viene del griego isos, mismo, y baros, peso, debido a que poseen el mismo número atómico.

12 Partículas sub-atómicas
Existen 3 tipos: a) Protones. Están en el núcleo del átomo. Tienen carga eléctrica positiva. Se simbolizan P+. Tienen una masa significativa. b) Neutrones. Se encuentran en el núcleo del átomo. No tienen carga eléctrica. Se simbolizan n. Tienen masa muy similar a la de los protones. Son los responsables de mantener unidos los protones en el núcleo. c) Electrones. Se encuentran en la corteza del átomo. Giran alrededor del núcleo a gran velocidad Tienen carga eléctrica negativa Se simbolizan e. Su masa es muy ínfima en relación a la masa de las otras su partículas.

13 Configuración electrónica
En Química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo. Como los electrones son fermiones están sujetos al principio de exclusión de Pauli, que dice que dos fermiones no pueden estar en el mismo estado cuántico a la vez. Por lo tanto, en el momento en que un estado es ocupado por un electrón, el siguiente electrón debe ocupar un estado mecano cuántico diferente. Regla de exclusión de Pauli Esta regla nos dice que en un orbital o spin solo lo puede ocupar un electrón es en este caso en donde sale lo de los valores del spin o giro de los electrones en el que son - 1/2. También de que en una orientación deben de caber dos electrones excepto cuando el número de electrones se han acabado por lo cual el orden que deben de seguir este ordenamiento es primero los de espín negativo(-1/2) y luego los positivos, esto es en cada nivel.

14 Orbital atómico En el modelo atómico surgido tras la aplicación de la Mecánica Cuántica al átomo de Bohr, y en general en química, se denomina orbital a cada uno de los estados estacionarios de la función de onda de un electrón en un átomo ( funciones propias del Hamiltoniano (H) en la ecuación de Schrödinger HΨ = EΨ ;Ψ la función de onda ). No representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no puede conocerse dada su naturaleza mecanocuántica, sino que presentan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada (por lo que en ocasiones al orbital se le llama Región espacio energética de manifestación probabilística electrónica o REEMPE). En el caso del átomo de hidrógeno, Schrödinger pudo resolver la ecuación anterior de forma exacta, encontrando que las funciones de onda están determinadas por los valores de cuatro números cuánticos n, l, ml y s. El valor del número cuántico n (número cuántico principal, toma valores 1,2,3...) define el tamaño del orbital. Cuanto mayor sea, mayor será el volumen. También es el que tiene mayor influencia en la energía del orbital. El valor del número cuántico l (número cuántico del momento angular) indica la forma del orbital y el momento angular.

15 Formas de los orbitales
Por simplicidad, se recogen las formas de la parte angular de los orbitales, obviando los nodos radiales, que siempre tienen forma esférica. Orbital s El orbital s tiene simetría esférica alrededor del núcleo atómico. En la figura siguiente se muestran dos formas alternativas de representar la nube electrónica de un orbital s: en la primera, la probabilidad de encontrar al electrón (representada por la densidad de puntos) disminuye a medida que nos alejamos del centro; en la segunda, se representa el volumen esférico en el que el electrón pasa la mayor parte del tiempo. Principalmente por la simplicidad de la representación es ésta segunda forma la que usualmente se emplea. Para valores del número cuántico principal mayores que uno, la función densidad electrónica presenta n-1 nodos en los que la probabilidad tiende a cero, en estos casos, la probabilidad de encontrar al electrón se concentra a cierta distancia del núcleo.

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17 Orbital p La forma geométrica de los orbitales p es la de dos esferas achatadas hacia el punto de contacto (el núcleo atómico) y orientadas según los ejes de coordenadas. En función de los valores que puede tomar el tercer número cuántico ml (-1, 0 y 1) se obtienen los tres orbitales p simétricos respecto a los ejes x, z e y. Análogamente al caso anterior, los orbitales p presentan n-2 nodos radiales en la densidad electrónica, de modo que al incrementarse el valor del número cuántico principal la probabilidad de encontrar el electrón se aleja del núcleo atómico. El orbital "p" representa también la energía que posee un electrón y se incrementa a medida que se aleja entre la distancia del nucleo y el orbital.

18 Orbital d Los orbitales d tienen una forma más diversa: cuatro de ellos tienen forma de 4 lóbulos de signos alternados (dos planos nodales, en diferentes orientaciones del espacio), y el último es un doble lóbulo rodeado por un anillo (un doble cono nodal). Siguiendo la misma tendencia, presentan n-3 nodos radiales.

19 Orbital f Los orbitales f tienen formas aún más exóticas, que se pueden derivar de añadir un plano nodal a las formas de los orbitales d. Presentan n-4 nodos radiales.

20 TEORIA CUANTICA DEL ATOMO
El advenimiento de la teoría cuántica, con la hipótesis de Planck, permitió asociar a la luz, partículas de energía E=hn siendo h la cte de Planck) Einstein utilizó esta hipótesis para explicar la interacción de la luz con la materia (efecto fotoeléctrico). Aparece por primera vez una partícula asociada a una interacción. Max Planck E=hn A. Einstein