Estructura Atómica

Materia

Átomo

Dalton

Núcleo Orbitales

Electrones

Negativa

Protón Neutrón

Positiva Neutro

Thompson

Rutherford

Bohr

Mecanico

cuántico

T

e

o

r

í

a

s

¿Constitución de la materia?

• La comprensión de su composición se

remonta a tiempos antiguos y

• Para su explicación, existen distintas

teorías.

Teoría Atómica

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

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

……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

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.

2. Hay distintas clases de átomosque 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.

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 isóbarosrespectivamente.

• El único postulado que aun permanece es que los átomos se combinan en relaciones enteras sencillas formando compuestos.

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.

• Se propagan en línea

recta.

• Atraviesan láminas de

espesores pequeños.

Rayos Catódicos

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.

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.

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.

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.

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.

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.

Modelo atómico de Rutherford

• 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

Orbitas

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.

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.

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.

Electrón

Núcleo

Orbitas

Modelo atómico de Bohr

2. El electrón solo gira

en determinadas

órbitas radios

definidos, llamados

niveles cuánticos de

energía.

Orbitas Cuantiadas

Modelo atómico de Bohr3. 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.

Observaciones

• A partir de 1925 el modelo atómico de Bohrfue objeto a sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático –probabilístico que explica el comportamiento del electrón.

NÚMEROS CUÁNTICOS

• En el modelo mecano-cuánticoactual se utilizan los mismos númeroscuánticos que en el modelo deBöhr, pero cambia su significado físico(orbitales).

• Los números cuánticos se utilizan paradescribir el comportamiento de loselectrones dentro del átomo. Haycuatro números cuánticos:

• 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.

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

Orbitales

s (l=0)

Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:

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;

fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros

l : Número cuántico del momento

orbital angular

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

m : Número cuántico de la orientación espacial

del orbital.Magnético

(m):

orientación

en el

espacio, sus

valores van

del -l a +l

Orbitales p (l=1)ml (-1; 0; 1)

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

El conjunto de los cuatro númeroscuánticos definen a un electrón, nopudiendo existir en un mismo átomodos electrones con los cuatronúmeros cuánticos iguales, por lo queuna vez definido el tamaño, el tipo y laorientación de un orbital con los tresprimeros números cuánticos, es decir losvalores de n, l y m, sólo es posibleencontrar un máximo de doselectrones en dicha situación quenecesariamente tendrán valores diferentesde su número cuántico de spin.

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.

Modelo atómico Mecano

Cuántico

1. Louis de Broglie

propuso que el

electrón tendría

propiedades

ondulatorias y de

partícula.

Este modelo está basado en los siguientes

principios:

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.

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.

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.

Configuración

Electrónica de

acuerdo al PRINCIPIO

DE AUF-BAU

( Típicamente

conocida como

“LA REGLA DE LAS

DIAGONALES”)

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