ESTRUCTURA ATOMICA.

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1 ESTRUCTURA ATOMICA

2 Teoría atómica de Dalton
John Dalton Teoría atómica de Dalton “La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos, que son indivisibles e indestructibles.” “Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica.” Con esta idea, Dalton publicó en 1808 su Teoría Atómica que podemos resumir: “Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos.” “Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que lo forman.”

3 Joseph John Thomson (1856-1940)
Descubrió que los rayos catódicos estaban formados por partículas cargadas negativamente (electrones), de las que determinó la relación entre su carga y masa. En 1906 le fue concedido el premio Nobel por sus trabajos. Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dio como valor de dicha carga e = 1,6 * Coulomb.

4 Thomson define así su modelo de átomo :
Considera el átomo como una gran esfera con carga eléctrica positiva, en la cual se distribuyen los electrones como pequeños granitos (de forma similar a las semillas en una sandía)

5 Experimento de la gota de aceite de Millikan

6 Ernest Rutherford, ( ) Premio Nobel de Química en Sus brillantes investigaciones sobre la estructura atómica y sobre la radioactividad iniciaron el camino a los descubrimientos más notables del siglo. Puesto que las partículas alfa y beta atraviesan el átomo, un estudio riguroso de la naturaleza de la desviación debe proporcionar cierta luz sobre la constitución de átomo, capaz de producir los efectos observados. Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas en un proceso radiactivo.

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8 Experimento para determinar la constitución del átomo
La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, porque la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

9 El Modelo Atómico de Rutherford quedó así:
- Todo átomo está formado por un núcleo y corteza. El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño tamaño, donde se concentra toda la masa atómica. Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y la corteza donde se mueven los electrones. NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que coincide con el número de electrones si el átomo es neutro.

10 En 1932 Chadwik al bombardear átomos con partículas observó que se emitía una nueva partícula sin carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el NEUTRÓN. En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones.  - El núcleo tiene un número de cargas positivas, protones igual al de electrones corticales. En el núcleo están también los neutrones. Los electrones giran a grandes distancias del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a la atracción electrostática, pero de sentido contrario.

11 Rutherford descubrió los protones en 1919
La composición del átomo Rutherford descubrió los protones en 1919 James Chadwick descubrió los neutrones en 1932 El núcleo está formado de protones y neutrones

12 PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
Partícula Carga Masa PROTÓN p+  +1 unidad electrostática de carga = 1, C  1 unidad de masa atómica 1 u =1, kg NEUTRON n 0, no tiene carga eléctrica, es neutro ELECTRÓN e- -1 unidad electrostática de carga =-1, C 1/1840 u Despreciable comparada con la de p+ y n Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son los responsables de las propiedades químicas. NÚMERO ATÓMICO (Z) es igual al número de protones del átomo. Coincide con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.

13 NÚMERO MÁSICO (A) es igual a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.
ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento tienen diferente número de neutrones. Tienen el mismo número atómico (Z) pero diferente número másico (A). Cuando un elemento está formado por varios isótopos, su masa atómica se establece como el promedio ponderado de las masas de sus isótopos Un átomo se representa por: Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúscula que derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He.... Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda. Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda.

14 ISOTOPOS Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico pero diferente número másico (igual número de protones pero diferente número de neutrones en su núcleo)

15 Crítica del modelo de Rutherford:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias y puntos poco claros: Al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante ya que crea un campo magnético y por tanto, pierde energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck que no tuvo en cuenta. Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos. Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos.

16 LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia ( ) y por su longitud de onda ( ) relacionadas entre sí por: λ =LONGITUD DE ONDA: distancia entre dos puntos consecutivos de la onda con igual estado de vibración C= velocidad de propagación de la luz =3·108m/s n = FRECUENCIA: número de oscilaciones por unidad de tiempo Propagación ondulatoria λ

17 Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas su longitudes de onda mediante un prisma óptico.   ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos  10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

18 Espectro atómico de absorción
Espectro de absorción: se obtiene cuando un haz de luz blanca atraviesa una muestra de un elemento y, posteriormente, la luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las distintas frecuencias que la componen) Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida. Espectro de absorción

19 ESPECTRO DE EMISIÓN Espectro de emisión
Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. Espectro de emisión

20 El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión hay una línea emitida ,de un color, y viceversa Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

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22 E = h · n TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
La teoría cuántica se refiere a la energía: Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede intercambiar cualquier cantidad de energía, sino que se define una unidad mínima de energía, llamada cuanto. Esto implica que la energía que se emita o se absorba deberá ser un número entero de cuantos Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: h: constante de Planck = 6.62 · Joule · segundo n : frecuencia de la radiación E = h · n

23 EL EFECTO FOTOELÉCTRICO
Ánodo Cátodo Electrones Consiste en la emisión de electrones por la superficie de un metal cuando sobre él incide luz de frecuencia suficientemente elevada La luz incide sobre el cátodo (metálico) produciendo la emisión de e- que llegan al ánodo y establecen una corriente que es detectada por el amperímetro La física clásica no explica que la energía cinética máxima de los e- emitidos dependa de la frecuencia de la radiación incidente, y que por debajo de una frecuencia llamada frecuencia umbral, no exista emisión electrónica

24 MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)
El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales. La teoría de Maxwell echaba por tierra el sencillo planteamiento matemático del modelo de Rutherford. El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitió relacionar la emisión de radiaciones de determinada “ ” (longitud de onda) con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos. La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada.

25 MODELO ATÓMICO DE BÖHR El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS sin emitir energía radiante. Cuando el átomo se encuentra en esta situación se dice que está en ESTADO ESTACIONARIO y si ocupa el nivel de energía más bajo se dice que está en ESTADO FUNDAMENTAL. Así, el primer postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π). La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck.

26 Niveles permitidos según el modelo de Bohr (calculados para el átomo de hidrógeno)
n =  E = 0 J n = E = –0,87 · 10–19 J n = E = –1,36 · 10–19 J n = E = –2,42 · 10–19 J Energía n = E = –5,43 · 10–19 J n = E = –21,76 · 10–19 J

27 MECÁNICA CUÁNTICA La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria, con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un electrón. Se fundamenta en dos hipótesis La dualidad onda corpúsculo De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y velocidad v, viene dada por donde h es la constante de Planck Principio de incertidumbre de Heisenberg Heisenberg propuso la imposibilidad de conocer con precisión, y a la vez, la posición y la velocidad de una partícula. Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad de encontrarlo en un punto determinado del espacio

28 La mecánica ondulatoria describe matemáticamente el comportamiento de los electrones y los átomos.
Su ecuación medular, conocida como ecuación de Schrödinger, se caracteriza por su simpleza y precisión para dar soluciones a problemas investigados por los físicos

29 ORBITAL Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Determina la región del espacio en el átomo donde hay una probabilidad muy alta de encontrar a los electrones La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de encontrarlo en una región determinada. La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90% Las soluciones de la ecuación de Scroedinger permiten determinar en que orbital del átomo se encuentra un determinado electrón. Se conocen como números cuánticos

30 1. El número cuántico principal n
Describe el nivel de energía principal que el electrón ocupa. Puede ser cualquier entero positivo: n= 1,2,3,4,. . . Determina la distancia al núcleo de un electrón.

31 l  El número cuántico secundario determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre 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) y determina el tipo de orbital que ocupa el electrón

32 ml  El número cuántico magnético determina la orientación espacial de los orbitales
ml, puede tomar valores enteros desde -l hasta +l, incluyendo el cero ml = (-l),…., 0,…..,(+l)

33 ms El número cuántico de espín
Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico de spin ms, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

34 Números cuánticos orbitales n l m tipo Nombres 1 s 1s 2 2s -1, 0, +1 p 2py, 2pz, 2px 3 3s 3py, 3pz, 3px -2,-1,0,1-2 d 3dxy,3dyz,3dz2, 3dxz3dx2-y2

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36 l = 0 orbital s

37 l = 1, orbital p

38 ml para los orbitales p

39 l = 2, orbital d

40 La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única. Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es el siguiente: Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a su llenado es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l). Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que tenga menor valor de n

41 COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA
Principio de mínima energía (aufbau) Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund) Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados). Principio de exclusión de Pauli No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo

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43 Elemento Orbitales 1s 2s 2px 2py 2pz 3s Configuración electrónica H He Li Be B C N O F Ne Na 1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1

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45 Configuración electrónica de iones
Para cationes : 19K : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 4s1 K+ : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 Para aniones 17Cl : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p5 Cl- : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6

46 n = ; l = ; m = ; s = n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½
2 p 3 p 4 f Energía 4 s 4 p 3 d 5 s 5 p 4 d 6s 6 p 5 d n = ; l = ; m = ; s = ORDEN EN QUE SE LLENAN LOS ORBITALES n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½ n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½ n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½ n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½

47 Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4d 4p 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los diferentes elementos.

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49 Sustancias Paramagnéticas:
- Sustancias que poseen electrones desapareados - Son atraídas por campos magnéticos Sustancias Diamagnéticas: apareados - Son repelidas por campos magnéticos

50 Formación de iones más probables
Un ión perderá o ganará electrones, hasta que se estabilice. La forma más común de estabilización es la de formar estructuras electrónicas de gas noble. ¿Por qué de gas noble? Los gases nobles son los elementos que menos tienden a perder o ganar electrones, apenas reaccionan bajo condiciones extremas. Por tanto todos los átomos tienden a adquirir una estructura electrónica similar a la de éstos.

51 Ejemplos de formación de iones más probables
11Na -Podemos observar que el Nº atómico del SODIO está más cerca del Nº atómico del Neón. -Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa) ,adquiere configuración de Neón. -Entonces deja de ser neutro . 11Na :1s22s2p63s e Na+

52 Ejemplos de formación de iones más probables
17Cl 17Cl=1s22s22p63s23p5 +1electrón 17 Cl- 1s22s22p63s23p6 [Ar]