ESTRUCTURA ATÓMICA * Aunque el concepto de átomo data de ya hace más de 2500 años (los filósofos griegos Demócrito y Leucipo, fundadores del atomismo).

Presentación del tema: "ESTRUCTURA ATÓMICA * Aunque el concepto de átomo data de ya hace más de 2500 años (los filósofos griegos Demócrito y Leucipo, fundadores del atomismo)."— Transcripción de la presentación:

1 ESTRUCTURA ATÓMICA * Aunque el concepto de átomo data de ya hace más de 2500 años (los filósofos griegos Demócrito y Leucipo, fundadores del atomismo). John Dalton en 1803, fue el primero que trató de explicar de manera científica la estructura de los átomos. Para Dalton el átomo era una esfera compacta, e indivisible, pero esta concepción no era suficiente para explicar la naturaleza eléctrica de la materia, ya que se descubrió que el átomo no era indivisible. El átomo según Dalton Era: Indivisible, e indestructible aún después de la reacción más violenta. Era una estructura, sólida, compacta y de peso fijo; que los átomos de un mismo elemento eran iguales entre si, pero diferentes a los átomos de otros elementos.

2 Partículas subatómicas.
* Cada átomo está formado por partículas subatómicas, los electrones, protones y neutrones. Estas partículas tienen dos propiedades importantes: la carga y la masa. * El electrón.- abreviado por e- , fue descubierto en 1879 por el químico y físico inglés William Croques, aunque su naturaleza y la relación carga y masa del electrón fue establecida por el físico inglés John J. Thomson y el físico norteamericano Robert A. Millikan. La carga del electrón es de -1 y su masa es de x g., por lo que se considera insignificante su masa. Es 1837 veces menos pesado que el protón. El protón.- se abrevia como p+, fue descubierto en 1886 por el físico alemán Eugene Goldstein, demostró que el protón tiene carga positiva y opuesta a la del electrón. Thomson calculó la masa del protón en x g ( uma; para efectos prácticos 1 uma) y 1837 veces más pesado que el electrón, su carga es de +1. * Neutrón.- se abrevia por n° fue descubierto en 1932 por el físico ingles James Chadwick. El neutrón no tiene carga, su masa es la misma que la de un protón (1 uma)

3 Modelos atómicos. Átomo de Thomson
Modelo Atómico de Thomson.- Su modelo consistió de una esfera con carga positiva y partículas con carga negativa en su interior, a manera de una gelatina con pasas, donde las pasas representaban los electrones y el resto de la gelatina los protones. Átomo de Thomson Átomo de Thomson

4 Modelo atómico de Rutherford
Modelo atómico de Rutherford.- El físico neozelandés Ernest Rutherford realizó unos experimentos, en los cuales bombardeaba una lámina muy delgada de oro, con partículas alfa (núcleos de helio) y colocó una pantalla de sulfuro de zinc que registraba la manera como las partículas atravesaban la lámina de oro, pero fue grande su sorpresa al darse cuenta que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina y solo unas cuantas rebotaban, lo que le hizo pensar que en el átomo existían grandes espacios vacíos, pero tenía una estructura muy compacta en el centro: descubrió el núcleo atómico. Con base en esto propuso su propio modelo: El núcleo es la parte del átomo en la que se encuentra localizada casi toda la masa del átomo y toda la carga positiva. Alrededor del núcleo y a gran distancia, comparada con las dimensiones del mismo, gira el electrón, de forma que su fuerza centrífuga compensa la atracción electrostática que sufre por parte del núcleo.

5 Experimento de Rutherford

6 Modelo Atómico de Bohr.-
Para explicar la estructura del átomo, el físico danés Niels Bohr desarrolló en 1913 una hipótesis conocida como teoría atómica de Bohr. Supuso que los electrones están dispuestos en orbitas circulares bien determinadas, en siete posibles niveles de energía a una distancia considerable del núcleo. Asignó valores de energía a cada nivel, de manera que el número 1 corresponde al nivel más próximo al núcleo y el 7 el nivel más lejano. A los niveles también se les designa con letras: K, L, M, N, O, P, Q. El nivel que ocupa cada electrón depende de su energía. La disposición de los electrones se denomina configuración electrónica. El número de electrones es igual al número atómico del átomo: el hidrógeno tiene un único electrón orbital, el helio dos y el uranio 92. Las capas electrónicas se superponen de forma regular hasta un máximo de siete, y cada una de ellas puede albergar un determinado número de electrones. A cada nivel corresponde un número máximo de electrones según la regla de Rydberg (aplicable solo hasta el cuarto nivel), cuya expresión es 2n2 , donde n es el nivel.

7 Bohr para desarrollar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno
Bohr para desarrollar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana posible al núcleo.

8 El número de órbitas permitidas para el electrón se encuentra restringido por su nivel energético, y el electrón puede pasar a una órbita de mayor energía solamente absorbiendo una cantidad de energía específica (quanto). El proceso inverso también es posible, que un electrón pase de una órbita de mayor energía a una de menor, liberando una cantidad específica de energía

9 Modelo de Sommerfield.-
Al perfeccionarse los espectroscopios (aparatos que muestran los espectros) se observó que las líneas del espectro del hidrógeno eran en realidad varias líneas muy juntas. Y lo que Bohr creyó que eran estados únicos de energía eran varios estados muy próximos entre sí. Sommerfield lo interpretó diciendo que las órbitas podían ser elípticas.

10 PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG
El físico alemán Werner K. Heisenberg es conocido sobre todo por formular su principio de incertidumbre, una contribución fundamental al desarrollo de la teoría cuántica. Este principio afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y velocidad de un electrón dentro del átomo. Heisenberg fue galardonado con el Premio Nobel de Física en El principio de incertidumbre ejerció una profunda influencia en la física y en la filosofía del siglo XX.

11 MODELO DE SCHRÖDINGER: MODELO ACTUAL
Luego de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo. En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de la energía que tiene el electrón dentro del átomo. La gráfica siguiente muestra la densidad de probabilidad de ubicación del electrón para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno.

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13 Louis De Broglie Erwin Schrödinger

14 NÚMEROS CUÁNTICOS Schrödinger, para poder cuantificar la energía del electrón dentro del átomo definió lo que se conoce como números cuánticos, que son cuatro: n, l, m, s. Número cuántico principal, n Define la distancia promedio que hay entre el núcleo y cada uno de los niveles que se encuentran en el átomo; define la energía de los niveles dentro del átomo. Número cuántico secundario o azimutal, l Representa la forma de los subniveles que se encuentran dentro del átomo y también expresa la energía de dichos subniveles. Número cuántico magnético, m Define la orientación en el espacio de los subniveles cuando están sometidos a la acción de un campo magnético. Número cuántico de spin, s Define el giro del electrón dentro de su propio eje. De acuerdo a lo anterior, los electrones en el átomo se pueden encontrar en regiones del espacio energético donde es más probable localizarlos, estas regiones se llaman orbitales o r.e.e.m.p.e (región de espacio energético de manifestación probabilística electrónica) tienen volumen en el espacio y hay cuatro tipos de orbitales: s, p, d, y f

15 FORMAS DE LOS ORBITALES

16 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA:
Se le denomina así a la distribución de los electrones en los diferentes orbitales atómicos. Nivel: Es la región en el espacio donde se encuentran los electrones con energía similar. Subnivel: División de un nivel de energía en el cual se encuentran electrones con el mismo contenido energético. Regla de Aufbau: Cada electrón nuevo añadido al átomo va a entrar por el subnivel de energía menor. Regla de Afbau o principio de construcción

17 Conceptos básicos Valencia: es la capacidad de combinación de un elemento, los electrones que gana o pierde al combinarse, generalmente coincide con los electrones de la última órbita o el complemento para el octeto. Regla del octeto. – todo los elementos buscan tener 8 electrones en su última órbita, ya sea ganándolos o perdiéndolos. Electronegatividad.- es la capacidad de un elemento de atraer electrones, en la tabla periódica, aumenta de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha, es decir, el Flúor será el más electronegativo y el Francio será el menos electronegativo. Número másico.- corresponde con la masa atómica de un elemento, se obtiene como resultado de sumar el número de protones + el número de neutrones. Es decir: M = N + Z Donde M = número másico o masa atómica N = número de nuetrones Z = número atómico (protones o electrones en un elemento neutro)