1. Estructura atómica Química – 2 do Año Prof. Oscar Salgado B. [email_address]

4. Aportes al Conocimiento del Átomo

5. Aportes al Conocimiento del Átomo

6. Generalidades sobre los átomos Toda la materia que conocemos está constituida por partículas muy pequeñas, los átomos . La idea de que la materia está constituida por partículas muy pequeñas es antigua. Demócrito (460 – 370 a. de C.)

9. Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y comprobado: El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles . La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación. La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier . La ley de composición constante. La ley de las proporciones múltiples.

11. Los átomos de los distintos elementos se caracterizan mediante dos números:

13. Los átomos de los distintos elementos se representan mediante símbolos y se caracterizan por el número de protones en el núcleo

14. Dos átomos con el mismo número de protones, pero con distinto número de neutrones, se denominan isótopos . Ejemplo: el elemento Hidrógeno (H), presenta 3 isótopos:

15. Si un átomo pierde o gana electrones, adquiere una carga eléctrica , y ahora recibe el nombre de ión (catión, positivo y anión, negativo ) electrón

16. Experimentos sobre la estructura de los átomos ¿Cómo los científicos han investigado la disposición de las partículas al interior del átomo? Rayos Catódicos (fines del siglo XIX) Al variar la polaridad de las placas, se ve el punto aparecer en distintos lugares de la pantalla.

17. Determinación de la carga del electrón Robert A. Millikan efectuó la primera medición directa y concluyente de la carga eléctrica de un electrón. Con un atomizador desparramó pequeñas gotas de aceite dentro de una cámara transparente. En las partes superior e inferior había placas metálicas unidas a una batería. Cuando el espacio entre las placas metálicas era ionizado por radiación (rayos X), electrones del aire se pegaban a las gotitas de aceite, adquiriendo éstas una carga negativa. Como cada gotita adquiría una leve carga de electricidad a medida que viajaba a través del aire, la velocidad de su movimiento podía ser controlada alterando el voltaje entre las placas.

18. Todas las cargas que Millikan midió, fueron mútiplos enteros de un mismo número, deduciendo así que la carga mas pequeña observada era la del electrón. Su valor es actualmente e= -1,6 x 10 -19 coulomb

19. J.J.Thomson (1856 – 1940) Tras el descubrimiento del electrón; en 1898 Thomson propuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica. Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro. El modelo de Thomson era parecido a un pastel de frutas: los electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga positiva. La carga negativa total de los electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el átomo era neutro. Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas fundamentales

20. Experimento de Rutherford Lo observado fue tan sorprendente que equivale a disparar balas de cañ ó n sobre una hoja de papel y descubrir que en algunos casos ellas rebotan

21. Rutherford (1871 – 1937) En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día. Considera que el átomo se divide en: un núcleo central, que contiene los protones y neutrones (y por tanto allí se concentra toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo) una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares, de forma similar a como los planetas giran alrededor del Sol.

22. Deficiencias del modelo atómico de Rutherford No explica cómo se pueden encontrar cargas eléctricas iguales (positivas) en un espacio tan pequeño (núcleo). Los neutrones otorgan estabilidad al núcleo del átomo porque permiten que las fuerzas de repulsión entre los protones disminuya y, así, hay muchas partículas en un mínimo de espacio.

23. La teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formados por neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas "nucleares" extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicos tienen que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículas extremadamente energéticas. Estos bombardeos han revelado más de 200 partículas elementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sólo existe durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.

24. El modelo atómico de Rutherford no cumple con las leyes del electromagnetismo y la mecánica newtoniana, según las cuales el movimiento circular de los electrones alrededor del núcleo implicaba una emisión continua de radiación, con la siguiente pérdida de energía. Por lo tanto el electrón debería describir órbitas cada vez más pequeñas alrededor del núcleo hasta caer en éste, colapsando el átomo. Como los átomos son eternos mientras no sean perturbados, el modelo de Rutherford resultó ser inconsistente, y por ello, descartado.

25. Otros Problemas ¿cómo explicarse estas líneas obtenidas en experimentos con los elementos?

26. Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

27. Niels Bohr (1885 – 1962) El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n. Los niveles de energía del electrón en el átomo están cuantizados

29. Cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión). Al absorber energía pasa de un estado basal a un estado excitado Al liberar energía pasa de un estado excitado a un estado fundamental.

30. Modelo para el Átomo de Hidrógeno propuesto por Bohr

31. El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico. Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.

32. Correcciones al modelo de Böhr: En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón.

33. En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para caracterizar al electrón. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal ( l ), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1 Por ejemplo, si n = 3 , los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2

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