1. Estructura Atómica

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. ¿Constitución de la materia?
• La comprensión de su composición se
remonta a tiempos antiguos y
• Para su explicación, existen distintas
teorías.
Teoría Atómica

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. 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. ……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. 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. 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. 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. 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. Rayos Catódicos
• Se propagan en línea
recta.
• Atraviesan láminas de
espesores pequeños.

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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. Modelo atómico de Bohr
2. El electrón solo gira
en determinadas
órbitas radios
definidos, llamados
niveles cuánticos de
energía.
Orbitas Cuantiadas

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. 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. 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. • 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. 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. Orbitales
s (l=0)

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. m : Número cuántico de la orientación espacial
Magnético
del orbital.
(m):
orientación
en el
espacio, sus
valores van
del -l a +l

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

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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. Configuración
Electrónica de
acuerdo al PRINCIPIO
DE AUF-BAU
( Típicamente
conocida como
“LA REGLA DE LAS
DIAGONALES”)

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