Estructura del átomo.

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1 Estructura del átomo

2 Primeras teorías FILÓSOFOS
Analizaban los misterios de la vida. (bajos sus experiencias) La materia se considera formada por: (4 elementos) También se aceptaba que la materia podía dividirse infinitamente. AGUA AIRE FUEGO TIERRA

3 Ideas de Demócrito (430 – 370 a. C)
Primera propuesta de materia no divisible. Materia formada por partículas pequeñas = átomos. Los átomos = no se crean, dividen o destruyen. Átomos = sólidos, homogéneos, indestructible e indivisible. Diferentes átomos = tamaño y forma. Propiedades de la materia = átomos.

4 Debilidades ¿Qué mantiene unidos a los átomos? = No respondía
No sostuvo pruebas científicas Aristóteles = niega la presencia de átomos, así por 2000 años.

5 Ideas de John Dalton Siglo XIX (1766- 1844) Inglés.
Marca el inicio de la T. A. M (teoría atómica moderna). Toda materia se compone de átomos. Átomos =, = en masa, tamaño y propiedades. Átomos diferentes entre sí. Átomo indestructible

6 Se combinan en relaciones simples de números enteros para formar compuestos. (Ley Prop Def)
Dos o más elementos pueden combinarse de manera diferente para formar más de un compuesto. En una reacción: átomos se separan, se combinan o se reordenan. (Ley de conservación de la masa – simple)

7 Debilidades Se ha comprobado la existencia de isótopos (por tanto la masa de mismo átomos es diferente), por tanto sus propiedades varían. Átomo = sin división y si se puede dividir en sus partículas.

8 Modelo de Dalton

9 William Crookes Mientras trabajaba en el laboratorio descubrió un destellos de luz en un tubo. El experimento se ilustra como:

10 PROPAGACIÓN DE LOS RAYOS CATÓDICOS
El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).  

11 Rayos catódicos

12 Conclusiones Los rayos catódicos eran partículas cargadas.
Las partículas eran ( - ) Partículas llamadas electrones

13 Joseph Thomson Se sabía que el electrón era negativo, pero no su masa.
Thomson en 1890 al utilizar campos magnéticos y eléctricos de un rayo, determinó su razón carga/masa de la partícula. Los datos (e/m) los comparó con otros datos y obtuvo que su masa era menor que la de un átomo de H2. e/m = 1.75 * C /kg.

14 Conclusiones El átomo si se podía dividir, en partículas más pequeñas.
Determinó la primera partícula subatómica: el electrón. Propone el modelo de pudín con pasas. “Los electrones se distribuían por toda la carga positiva uniforme”

15 Robert Millikan ( ). EU Quince años después determinó la carga del electrón Carga 1.6 * C. Con la determinación de la masa del electrón, se comprueba que es una partícula material que es parte fundamental de la materia y tiene carga.

16 Relación e/m Carga Masa
Carga del e- : 1.6 * C. Al encontrar la carga se obtiene con q/m la masa del electrón que es 9.1 * kg Relación e/m Carga Masa 1.75 * C/kg. 1.6 * C. 9.1 * kg Tabla 1. Características del electrón (e/m) descubierto por Thomson, carga y masa por Millikan

17 Ideas de Ernest Rutherford (1871-1937)
Nació en Nueva Zelanda y en 1908 gana premio Nobel de química. Se interesó por descubrir si las partículas alfa desviaban la trayectoria al chocar con una lámina de Au. Un pequeño rayo de partículas apuntaba hacia la lámina. La lámina se recubría con ZnS para producir un destello de luz cuando era golpeada por la partícula.

18 Experimento de Rutherford
Pb

19 Resultados del experimento
1. La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío.

20 2. Hay una densa y diminuta región que llamó núcleo, que contiene masa positiva y casi toda la masa del átomo. 3. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). 4. Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

21 Modelo Planetario Los e- se mueven en el espacio que rodea al núcleo y se mantienen dentro del átomo por fuerzas de atracción con carga (+) . 2 Canchas de fútbol con una moneda de cinco colones. Analogía volumen del átomo veces el núcleo. Se cae modelo de Thomson

22 James Chadwick Rutherford propone que debe existir una pratícula neutra: neutrón. En 1932 Chadwick somete al Be y otros a partículas alfa que emitían partículas sin carga y masivas. Neutrón: Masa del protón o de átomo de H2 = 1.67 * g.

23 Tabla 2. Características de las partículas subatómicas
Símbolo Carga Masa (g) Electrón e- -1 9.11 *10 -28 Protón p+ +1 1.67 * 10-24 Neutrón n° Tabla 2. Características de las partículas subatómicas

24 Deficiencias de Rutherford Cuestionamientos generales 1
Deficiencias de Rutherford Cuestionamientos generales 1. ¿Cómo estaban ordenados los e- en el átomo? 2. ¿Por qué los e- con carga (-) no eran atraídos por el núcleo con carga (+)?

25 Teoría cuántica de Planck
Los sólidos al calentarse emiten radiación. (Luz roja de un calentador). Trata de explicar los fenómenos de radiación. La física proponía que los átomos podían emitir o absorber cualquier cantidad de energía radiante. Planck propone que un átomo emite o absorbe sólo cantidades discretas de energía, como pequeños paquetes o cumulos. Planck los llamó cuantos Un cuanto es la mínima cantidad de energía que puede ser emitida o absorbida en forma de radiación.

26 La energía esta dada por:
E= hν donde h= cte de Plank y ν= frecuencia

27 Efecto Fotoeléctrico Es un fenómeno que ocurre cuando la luz incide sobre una superficie metálica, haciendo que los electrones salgan expulsados de la superficie. Fenómeno fotoeléctrico en el uso de calculadoras y en las casas para convertir luz en energía eléctrica.

28 Alberth Einstein propone que la luz tiene carácter de onda y de partícula.
O sea, que aunque LA LUZ es una onda es una corriente de partículas pequeñísimas, llamadas FOTONES (que es una partícula pequeña, sin masa, que transporta un quantum de energía)

29 Niels Bohr Niels Bohr (1913) responde dicha interrogante.
Propuso un modelo para el H. El modelo dice: Al nivel de energía más bajo se le llama estado raso o basal. Cuando un átomo gana energía se encuentra en estado excitado. Y aunque el H tiene un solo un e- puede tener varios estados excitados.

30 Bohr relaciona los estados de energía con el movimiento del e- y sugirió que éste se mueve en orbitas circulares alrededor del núcleo. Cuanto menor sea la orbita del e- menor será el estado de energía del átomo o nivel de energía y viceversa. Bohr asignó el primer número cuántico (n) a cada orbita y calculó el radio de c/u. Bohr describe siete orbitas para el H. que va desde n=1 hasta n= 7.

31 Explicación del espectro de líneas
Cuando un e- se encuentra en el n=1 está en su estado raso y cuando se le agrega energía desde cualquier fuente, brinca a un nivel superior de energía (n=2). Cuando se devuelve a su estado raso (n=1) emite un fotón de energía.

32 Serie Visible de Balmer
De manera que dependiendo del nivel de donde caiga el e- así será la luz que emita. Serie Visible de Balmer

33 Fallos del modelo Explica adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos poli electrónicos y al intentar justificar el enlace químico. Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica

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35 MODELO MECANICO CUANTICO
Para 1924 se propone una idea que explicaba los niveles de energía de los átomos. Louis De Broglie, propone que si un e- tiene un movimiento similar al de una onda y está restringido a orbitas de radio fijo entonces tiene longitudes de onda, frecuencia y energías posibles

36 Principio de complementariedad: El aspecto corpuscular y el aspecto ondulatorio son dos representaciones “complementarias” de una sola y la misma realidad. Un ser físico único puede manifestársenos tanto en la forma de corpúsculo (centelleo en pantalla fluorescente) como en la forma de onda (interferencia por flujo de e-).

37 Por tanto plantea una ecuación
λ= h/mv Donde h es cte plank, m=masa y v= velocidad “Se predice que toda partícula en movimiento tiene características de onda”

38 Principio de Incertidumbre
Werner Heisenberg propone que no se puede determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, ni la posición ni el momento lineal (cantidad de movimiento) de una partícula. (electrón) En palabras sencillas, cuanta mayor certeza se tenga en la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal.

39 Erwin Schrödinger Propone una ecuación de onda aplicable al átomo de hidrógeno, que permite obtener la probabilidad de encontrar una partícula en el espacio. Obteniéndose así lo que se denomina nube de probabilidad o densidad electrónica.

40 En el modelo atómico de Bohr, el electrón se mueve alrededor del núcleo de una orbita determinada. En la teoría cuántica del átomo, un electrón no esta limitado a una orbita, sino que es libre para moverse en las tres dimensiones, en una nube de probabilidad que tiene una determinada forma en el espacio.

41 En este modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón. Diferenciar orbital de órbita

42 Principal Azimutal Magnético Spín
Átomo Nube electrónica Electrones Niveles Subniveles Orbitales Sentido de rotación Núcleo Principal Azimutal Magnético Spín

43 Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos
Los NC especifican energía y movimiento del electrón. Cada conjunto de los 4 NC está asociado con un mov electrónico. Son 4= (n y l) dan información de la energía. (ml y ms) asociados con el movimiento del electrón sobre su propio eje y su alrededor del núcleo.

44 Número cuántico principal (n)
Representa los niveles energéticos. Se designa con números enteros positivos desde n=1 hasta n=7 para los elementos conocidos. Para calcular el número máximo de electrones que acepta cada nivel se calcula con la fórmula 2n2 donde "n" es el nivel. El valor de "n" determina el volumen efectivo.

45 NIVEL ( n ) Número máximo de electrones
fórmula 2n2 n=1 es 2( 1 ) 2= 2 n=2 es 2 ( 2 ) 2 = 8 n=3 es 2 ( 3 ) 2 = 18 n=4 es 2 ( 4 ) 2 = 32

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47 NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( l )
Describe la forma del orbital y los subniveles de energía donde se ubica el electrón. Su valor depende del número cuántico  principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1).

48 Fórmula l = n-1 nl = 0: Subórbita "s" ("forma circular") →s proviene de sharp (nitido) l = 1: Subórbita "p" ("forma semicircular achatada") →p proviene de principal l = 2: Subórbita "d" ("forma lobular, con anillo nodal") →d proviene de difuse (difuso) l = 3: Subórbita "f" ("lobulares con nodos radiales") →f proviene de fundamental (*) l = 4: Subórbita "g" l = 5: Subórbita "h"

49 Forma de orbitales s, p, d

50 Forma de orbitales f

51 A cada subnivel se le asigna una letra
(número asignado) LETRA 1 l = 0 s 2 l = 0 l = 1 s p 3 l = 0 l = 1 l = 2 s p d 4 l = 0 l = 1 l = 2 l=3 s p d f

52 Cada subnivel acepta un número máximo de electrones:
Forma de cada subnivel Cada subnivel acepta un número máximo de electrones: s = 2 e- p = 6 e- d = 10 e- f = 14 e-

53 Número cuántico magnético (m).
Representa los orbitales presentes en un subnivel. Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo. Valores permitidos de - l, ..., 0, ..., + l Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2.

54 Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones.
Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones. n l m 1 0 ( s ) 2 0 ( s ) 1 ( p ) 0 -1, 0, +1 3 0 ( s ) 1 ( p ) 1 ( d ) -2, -1, 0, +1,+2

55 Número cuántico spín (s)
Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje. Al estar juntos en un mismo orbital, un electrón gira hacia la derecha y otro hacia la izquierda. Se le asignan números fraccionarios: -1/2 y +1/2 Puede ser en sentido a su trayectoria o opuesto a ésta.

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58 Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s +1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).

59 Gracias por su atención …