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Teoría atómica presentación

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Teoría atómica presentación

  1. 1. Estructura Atómica
  2. 2. Materia Dalton T e o r í a s Átomo Thompson Rutherford Bohr Núcleo Orbitales Mecanico cuántico Protón Neutrón Electrones Positiva Neutro Negativa
  3. 3. ¿Constitución de la materia? • La comprensión de su composición se remonta a tiempos antiguos y • Para su explicación, existen distintas teorías. Teoría Atómica
  4. 4. Edad Antigua • 500 años A.C. cuando Demócrito y Leucipo funda la escuela atomista, en la que sostenían que la materia era finita, discontinua, indivisible formada por una partícula común a la que llamaron ÁTOMO. ÁTOMO Sin División
  5. 5. Teoría de los 4 elementos • Las ideas de Demócrito y Leucipo fueron desestimadas por Aristóteles, que sostenía que la materia era continua formada por 4 elementos: Agua, aire, tierra y fuego
  6. 6. ……2400 años después • Evidencias experimentales y el desarrollo natural del conocimiento (cambio de mentalidad de una forma filosófica a otra científica) llevaron a proponer en 1808 al inglés John Dalton su teoría atómica
  7. 7. Modelo Atómico de Dalton • Representa al átomo como una esfera compacta indivisible e indestructible. Postulados 1. La materia está formada por minúsculas partículas indivisibles llamadas átomos.
  8. 8. 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. 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas.
  9. 9. Observaciones • El 1º postulado ya no se ajusta a la realidad por el descubrimiento de las partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón. • El 2º postulado ya no se cumple con el descubrimiento de los isótopos e isóbaros respectivamente. • El único postulado que aun permanece es que los átomos se combinan en relaciones enteras sencillas formando compuestos.
  10. 10. Descubrimiento de los rayos catódicos • Posteriormente Michael Faraday al realizar estudios con la ELECTRICIDAD considera que la materia debe ser de naturaleza eléctrica. • Esto fue demostrado por William Crookes en 1850 al realizar estudios en tubos de descarga descubriendo los rayos catódicos.
  11. 11. Rayos Catódicos • Se propagan en línea recta. • Atraviesan láminas de espesores pequeños.
  12. 12. Descubrimiento del electrón • En 1897, Joseph Thompson ideó una serie de experiencias con los rayos catódicos, concluyendo que estos rayos al ser afectados por un campo eléctrico y uno magnético, que se dirigían al ánodo (+) debían ser partículas con carga negativa, las que posteriormente se les llamó electrones.
  13. 13. Modelo atómico de Thompson • Representa al átomo como una especie de esfera homogénea de electricidad positiva, en donde se encuentran distribuidos los electrones. Su modelo lo asemeja a un budín de pasas. El átomo que representa éste modelo es un átomo estacionario por la inmovilidad de los electrones.
  14. 14. Descubrimiento del protón • En 1886 Eugene Goldstein al trabajar con un tubo de descarga de cátodo perforado, observó otro tipo de rayos que precedían del ánodo (+). • Estos rayos atravesaban las perforaciones del cátodo y por ellos se les llamó rayos canales. Goldstein postuló que estos rayos estaban compuestos por partículas positivas, las que posteriormente se les llamó protones.
  15. 15. Observaciones • Los descubrimientos del electrón y del protón revelaron que el átomo tendría una estructura compuesta, que contiene e- y p+ en igual número para hacer un todo eléctricamente neutro.
  16. 16. Descubrimiento del núcleo atómico • En 1911 Ernest Rutherford y sus colaboradores utilizando un haz de partículas α lo llevan a establecer su propio modelo atómico de la materia.
  17. 17. Experimento Resultados • La mayoría de las partículas α atravesaban la lámina de oro. • Algunas partículas eran desviadas (1 de 1.000.000). • Sólo una pequeña fracción de las partículas era fuertemente repelida por la lámina de oro e invertía su trayectoria.
  18. 18. Modelo atómico de Rutherford Orbitas • El átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se encuentran las cargas (+) y alrededor se encuentran los electrones. • El e- se encuentra girando alrededor el núcleo, describiendo órbitas circulares. • Este modelo se asemeja a un sistema planetario en miniatura. Electrón Núcleo
  19. 19. Error de Rutherford • Según la física clásica un cuerpo cargado eléctricamente al estar en movimiento este emite energía, por lo tanto, el electrón perderá energía y caería hacia el núcleo con una trayectoria en espiral.
  20. 20. Observaciones • En 1913 Niels Bohr propone una mejora al modelo de Rutherford. Se basa en la Teoría Cuántica de la Radiación Electromagnética dada a conocer por Max Planck.
  21. 21. Modelo atómico de Bohr • Su modelo está hecho en base al átomo de hidrógeno y se fundamenta en los siguientes postulados. 1. El átomo de hidrógeno consta de un núcleo (+) y a su alrededor gira en forma circular el electrón. Orbitas Electrón Núcleo
  22. 22. Modelo atómico de Bohr 2. El electrón solo gira en determinadas órbitas radios definidos, llamados niveles cuánticos de energía. Orbitas Cuantiadas
  23. 23. Modelo atómico de Bohr 3. Mientras los electrones permanezcan en un mismo nivel de energía (estado estacionario) no ganan ni pierden energía. Un electrón puede cambiar de un nivel a otro ganando o perdiendo energía.
  24. 24. Observaciones • A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto a sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático – probabilístico que explica el comportamiento del electrón.
  25. 25. NÚMEROS CUÁNTICOS • En el modelo mecano-cuántico actual se utilizan los mismos números cuánticos que en el modelo de Böhr, pero cambia su significado físico (orbitales). • Los números cuánticos se utilizan para describir el comportamiento de los electrones dentro del átomo. Hay cuatro números cuánticos:
  26. 26. • Principal (n): energía del electrón, toma valores del 1 al 7. • Secundario/ azimutal (l): subnivel de energía, sus valores son (n-1). • Magnético (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l. • Espín (s): sentido del giro del electrón sobre su propio eje, sus valores son el -1/2 y +1/2.
  27. 27. n : Número cuántico principal Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir su cercanía al núcleo. Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor 0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia esférica, recibe el nombre de 1s
  28. 28. Orbitales s (l=0)
  29. 29. l : Número cuántico del momento orbital angular Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital: Si l = 0 el orbital es del tipo s Si l = 1 los orbitales son del tipo p Si l = 2 los orbitales son del tipo d Si l = 3 los orbitales son del tipo f Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse : líneas difusas;
  30. 30. m : Número cuántico de la orientación espacial Magnético del orbital. (m): orientación en el espacio, sus valores van del -l a +l
  31. 31. Orbitales p (l=1) ml (-1; 0; 1)
  32. 32. s: Número cuántico del momento angular (de giro del electrón). “ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin (s) ”. Para s los valores pueden ser: + 1/2 - 1/2
  33. 33. El conjunto de los cuatro números cuánticos definen a un electrón, no pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y m, sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones en dicha situación que necesariamente tendrán valores diferentes de su número cuántico de spin.
  34. 34. ALGUNAS DEFINICIONES • Órbita: cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del núcleo. • Orbital: región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar un electrón • El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos • Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución.
  35. 35. Modelo atómico Mecano Cuántico Este modelo está basado en los siguientes principios: 1. Louis de Broglie propuso que el electrón tendría propiedades ondulatorias y de partícula.
  36. 36. Modelo atómico Mecánico Cuántico 2. Werner Heisenberg formula el principio de incertidumbre, que establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y velocidad exacta del electrón.
  37. 37. Modelo atómico Mecánico Cuántico 3. Erwin Schrodinger propone una ecuación que da la posición más probable del electrón en su giro en torno al núcleo.
  38. 38. Modelo atómico Mecánico Cuántico • Según este modelo el electrón no se circunscribe a una órbita fija, sino a una zona llamada orbital, dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón. • Estos orbitales se agrupan en los distintos niveles de energía.
  39. 39. Configuración Electrónica de acuerdo al PRINCIPIO DE AUF-BAU ( Típicamente conocida como “LA REGLA DE LAS DIAGONALES”)
  40. 40. Distribución Electrónica de algunos elementos usando la Regla de Auf -Bau • K 19 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 • Ni 28 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 • O 8 1s2 2s2 2p4 • Ne10 1s2 2s2 2p6

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