Estructura Atómica

1. Estructura Atómica Proyecto PREUcúpate Ciencias/Química

2. El concepto de átomo Demócrito filosofo griego ( 460-370 a.C.) discípulo de Leucipo, Planteo que debía existir una partícula diminuta de Materia, la cual no se podría subdividir. Átomo = Sin división

3. John Dalton y su teoria atómica(1803) • Toda la materia se compone de átomos • Los átomos son partículas extremadamente pequeñas • Los átomos son indivisibles • Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre si. • Los átomos se unen unos con otros par formar diferentes compuesto • Los átomos en los cambios químicos se reordenan, sin destruirse

4. Sir William Crookes(1879) • Experimentando con tubos de descarga observó que se desprendía un rayo desde el cátodo al ánodo, por lo cual lo denominó rayo catódico

5. Joseph Thomson(1856-1940) • Utilizando un tubo de descarga descubrió que los rayos catódicos se desviaban en un campo magnético. • Descubrió que los rayos catódicos poseían carga eléctrica negativa. • Demostró que el rayo catódico eran idénticos sin importar el material de los electrodos y del gas dentro del tubo.

6. Robert Millikan • En 1909, el físico estadounidense R. Millikan realiza un experimento con gotas de aceite eléctricamente cargadas en un campo eléctrico.

7. Experimento de la gota de aceite de Millikan • Determina la carga de un electrón= -1,6 x 10 -19 coul

8. Eugene Goldstein • En 1886,utilizando un tubo de descarga con el cátodo perforado, observó que además de los rayos catódicos había un rayo que provenía del ánodo hacía el cátodo . • A estos rayos los llamó rayos anódicos o rayos canales • Los rayos canales poseen carga eléctrica positiva. • El experimento de Goldstein permitió descubrir los protones

9. Modelo atómico de J. Thomson(1898) • El átomo es una esfera de carga positiva. • El átomo poseía electrones dispersos en él. • La cantidad de electrones era suficiente para anular la carga positiva, por lo cual el átomo era neutro. • Las cargas positivas y negativas eran estáticas en el átomo. • Este modelo se conoce como el budín de pasa.

11. Konrad WilhelmRoentgen • En 1895 Roentgen trabajando con tubos de descarga descubre un nuevo tipo de rayo, el cual presenta las siguientes características: a) Produce la fluorescencia de muchos materiales b) Es capaz de imprimir placas fotográficas. c) Ioniza los gases, d) No son desviados por campo eléctricos ni magnéticos. e) Son capaces de atravesar diferentes materiales. Roentgen al no poder determinar que tipo de rayos son los descubiertos los llamó : Rayos X

12. Aplicación de los rayos x descubiertos por Roentgen

13. Trabaja con minerales de uranio, los cuales son capaces de velar una placa fotográfica. En 1896 descubre la radiactividad natural Antoine HenriBecquerel(1853 – 1908)

14. Componentes de la radiactividad • Los rayos alfas son atraídos por el polo negativo. • Los rayos beta so atraídos por el polo positivo. • Los rayos gamma no sufren atracción.

16. Pantalla Fluorescente Bloque de Plomo Material radiactivo Lámina de oro

17. El resultado…

18. Explicación: • El átomo es casi vacío. • El átomo posee un núcleo denso y positivo en el centro.

19. Modelo atómico de Rhuterford1911 • El núcleo del átomo es positivo • La masa del átomo se concentra en el núcleo • La mayor parte del volumen del átomo es espacio vacio • Los electrones debe estar en la envoltura del átomo en continuo movimiento

20. Chadwick y el Neutrón (1932) • átomo H - 1 p; • átomo He - 2 p • masa He/masa H …debería ser = 2 • masa medida He/masa H = 4 El neutrón es una partícula neutra masa neutrón ~ masa protón Masa del neutrón = 1.67 x 10 -24 g

21. Partículas subatomicas Masa actual (g) Masa Relativa Simbolo Carga Nombre Electrón e- -1 1/1840 9.11 x 10-28 Protón p+ +1 1 1.673x 10-24 Neutrón n0 0 1 1.675x 10-24

22. Max Planck en 1900 determinó que la energía se puede emitir o absorber en cantidades discretas, en pequeños paquetes a los que llamó Cuantos. E = h.v h =6,63x10 -34 J.s v = Frecuencia (s-1) Teoría cuántica de Planck

23. Niels Bohr, físico Danés, recibió el premio Nobel de física en 1922 por su teoría que explicaba el espectro del átomo de hidrógeno

24. Modelo atómico de Sommerfeld En 1916 Arnold Sommerfeld postula que los electrones giran en orbitas circulares y elípticas en torno al núcleo

25. Louis de Broglie • En 1924 De Broglie propuso que los electrones pueden tener propiedades ondulatorias. Electrón = partícula y onda

26. El electrón en un átomo se comporta como una onda estacionaria.( no se dezplaza) La longitud de la orbita debe ser un múltiplo exacto de la longitud de onda del electrón. 2 r = n  De broglie y su modelo atómico

27. La circunferencia de la órbita no es igual a un número entero de la longitud de onda. Ésta no es una órbita permitida para el electrón Órbitas no permitidas

28. Órbitas permitidas

29. Físico Francés Tenía título de príncipe. Recibió el premio Nobel de física el año 1929 por proponer que la materia tenía propiedes de onda y partícula. Louis Victor Pierre Raymond Ducde Broglie

30. En el año 1925 Werner Heisenberg formuló el principio de incertidumbre. Para un electrón resulta imposible conocer en forma exacta y simultánea su velocidad y posición ¿Dónde está el electrón?

31. La reflexión de la luz • Para ver un objeto la luz debe reflejarse en su superficie

32. Schrödinger en 1926 propone una ecuación que interpreta el comportamiento de los electrones como una onda. Ecuación de Schrödinger Modelo atómico de Schrödinger

33. Modifica el concepto de órbita ( Bohr) por orbital. Orbital es la zona de mayor probabilidad en la cual se encuentra el electrón Orbital

34. Ecuación de Schrödinger • De la ecuación de Schrödinger surgen 3 soluciones matemáticas, las cuales corresponden a lo números cuánticos.

35. Números cuanticos • 1. Numero cuántico principal: (n) Determina la energía del orbital y la distancia del electrón al núcleo • Valores n= 1, 2, 3, 4, …….

36. 2. Número cuántico secundario, azimutal o momento angular : ( l ) • Determina la forma de los orbitales atómicos • Valoresl = 0 , 1 , 2 ,3, (n -1)

37. Valores ml = - l ,… o,…+l • 3.- Número cuántico magnético (ml) • Determina la orientación de los orbitales en el espacio • La cantidad de orientaciones es ( 2 l + 1 )

38. Subnivels • Cuando l = 0 existe un orbital s

39. Subnivel p • Cuando l =1 existen 3 orbitales p

40. Subnivel d • Cuando l = 2 existen 5 orbitales d

41. Subnivel f • Cuando l = 3 existe 7 orbitales f

42. Números cuanticos y orbitales atómicos

43. s • s • Px py pz • s • Px py pz • d1 d2 d3 d4 d5 • s • Px py pz • d1 d2 d3 d4 d5 • f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7

44. 4.- Número cuántico de espín (ms) • Determina el sentido de giro del electrón en su propio eje (rotación ) • Valores = +1/2 -1/2 • +1/2 • - 1/2

45. 2p • 2p • Paramagnetico • Diamagnetico • electrones no-apareados • Todos los electrones apareados • 7.8

47. Interpretación simple de los números cuánticos • Indica el número cuántico principal n • Indica la cantidad de electrones en el orbital… • Indica el número cuántico secundario l • Numero cuánticos • n = 3 l = 1 m = -1 s = -1/2 • incompleto

48. Configuración electrónica Es la distribución de los electrones dentro de un átomo, en niveles y subniveles de energía • Principios que rigen la configuración electrónica • Principio de Constitución (Aufbau) • Principio de Exclusión de Pauli • Principio de Máxima Multiplicidad de Hund

49. Principio de Constitución (Aufbau) • “Los electrones irán ocupando los niveles de mas baja energía en forma creciente”.

50. REALIZACIÓN DE UNA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA