TEORIA ATOMICA

1. TEORIA ATOMICA

2. Puede decirse que la química nace como ciencia a finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la formulación por Lavoisier, Proust y Dalton, tras la experimentación cuantitativa de numerosos procesos químicos, de las leyes clásicas de la química: Historia: modelos atómicos

3. Descubrimientos fundamentales que respaldan la existencia del átomo y su estructura • La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar las leyes de la Quimica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. • 1808 John Dalton

4. Publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia Los principios fundamentales de esta teoría son: • 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos. • 2. Hay distintas clases de átomos que se distinguen por su masa y sus propiedades. Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas. Los átomos de elementos distintos tienen propiedades diferentes.

5. 3.Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. De modo que en un compuesto los átomos de cada tipo están en una relación de números enteros o fracciones sencillas. • 4.En las reacciones químicas, los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

6. 1897 J.J. Thomson • Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. • De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. Al que llamó • ¨budín de pasas¨

7. 1911 E. Rutherford • Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. • Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.

8. 1913 Niels Bohr • Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. • Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.

9. Modelo atómico del hidrógenopropuesto por Bohr Postulados de la teoría del quantum: • 1.- Los e se mueven en orbitas de energía definidos, • 2.- Mientras conserven su orbita, no absorben ni desprenden energía. • 3.- Los e pueden pasar a un nivel menor o mayor, siempre y cuando absorban o desprendan la energía necesaria. • 4.- Cuando los e absorben o desprenden energía lo hacen en cantidades unitarias llamadas ¨cuantos¨. Representó a los niveles de energía con la letra ¨n¨, que toma valores enteros de 1,2,3,…

10. Modelo Atomico de Schrödinger • En 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de Plank y Luis Broglie y las matematicas de William Rowam Hamilton, desarrollo un modelo matematico en donde aparecen tres parlamentos: n, l y m.

11. En 1916, ArnoldSommerfeld, con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr: • Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas. • A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel. • El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

12. 1926, físico alemán Werner Heisenberg, después de haber diseñado varios experimentos hipotéticos para determinar con precisión la posición y velocidad del electrón, llegó a la conclusión de que esa determinación era imposible. ¨Es imposible determinar con precisión y simultáneamente su posición y velocidad de un electrón ya que al precisar su posición su velocidad se altera y viceversa.

13. Es posible deducir donde se encuentra un electrón, por medio de los números cuánticos. • n, l, m y s • El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.

14. El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital atómico. Toma valores desde 0 hasta n-1. Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. • l = 0    orbital s (sharp) • l = 1    orbital p (principal) • l = 2    orbital d (diffuse) • l = 3    orbital f (fundamental)

16. El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Toma valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.

17. El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2. Principio de construcción de Auf Bau En un átomo los electrones buscan su acomodo primero en aquellos subniveles de menor energía, es decir, aquellos en que su valor de n + l sea menor.

18. Principio de exclusión de Pauli. En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro número cuánticos iguales. • Regla de Hund. Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete orbitales f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir, desapareados.