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Modelos AtóMicos Modelos AtóMicos Presentation Transcript

  • Modelos Atómicos. Demócrito (V aC) : postuló la idea de que toda la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles a las que llamó átomos. Durante el siglo XVIII y principios del XIX algunos científicos obtuvieron las llamadas leyes clásicas de la Química . 1. En el siglo XVIII, Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química, estableció la ley de la conservación de la masa . En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas . 2. La ley de la composición definida o constante . Establecida en 1801 por el químico Joseph Proust, nos dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas . 3. La ley de las proporciones múltiples . Formulada por John Dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: Establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos .
  • John Dalton : aportó las bases de la teoría atómica moderna.
    • Los elementos están formados por partículas muy pequeñas llamadas átomos. Los átomos de un elemento son idénticos, es decir tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas.
    2) Los compuestos están constituidos por átomos diferentes, en un compuesto la relación del nº de átomos entre los elementos presentes siempre es un número entero. 3) Una reacción química consiste en la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, pero estos no se crean ni se destruyen.
  • Modelo Atómico de Joseph Thomson (1897): 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 View slide
  • Modelo Atómico de Rutherford: publicado en 1911 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. View slide
  • Átomo En 1900, el físico alemán Max Planck plantea una hipótesis revolucionaria: “la energía solo puede liberarse (o ser absorbida) por los átomos en paquetes discretos con un tamaño mínimo”, Cuantos : “la mínima cantidad de energía que puede ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética” . De acuerdo con la Teoría Cuántica de Planck , la energía se emite o absorbe siempre en múltiplos de la relación h n; por ejemplo, h n, 2 h n, 3 h n, etc., es decir, 1 cuanto, 2 cuantos, 3 cuantos, respectivamente. Por esto se indica que la energía está cuantizada Donde: E Es la energia. h Constante de Planck (6,63 ・ 10-34 J ・ s). v Corresponde a la frecuencia de la luz (Hertzs). Efecto fotoeléctrico: Donde: Ec Es la energía cinética. Ee Es la energía de enlace del electrón al metal.
  • Niels Bohr, gracias al espectro del átomo de hidrogeno, observo que las líneas de espectro eran diferentes, lo que le permitió deducir que dichas líneas existían por el viaje de los electrones ( e – ) en diferentes niveles de energía dentro del átomo. Modelo atómico de Niels Bohr. 1913 3. Un electrón podría absorber o emitir energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro distinto, emitiendo o absorbiendo energía en forma de fotón. 1. Solo estarían permitidas orbitas con ciertos radios, correspondientes a energías definidas por los electrones de un átomo. 2. Un electrón en una orbita permitida tendrá una energía especifica, presentándose entonces como un electrón en estado de energía permitida , razón por la que no irradia energía y no cae al núcleo.”.
  • Modelo atómico de Niels Bohr.
  • En 1924 Louis de Broglie planteo que “ si las ondas luminosas se pueden comportar como un rayo de partículas, es posible que los electrones posean la propiedades ondulatorias”. Donde:  Longitud de onda. h Corresponde a la constante de Planck. mv Relación de masa y velocidad que describe la cantidad de movimiento (momentum) para cualquier objeto. En 1927,Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento (masa por velocidad) y la energía de un electrón y, en general, de una partícula de pequeño tamaño, lo que se resuelve a medida que la materia tiene mayor tamaño por la razón masa / velocidad que puede alcanzar. A este fenómeno, Heisenberg lo denomino principio de incertidumbre
  • Mecánica ondulatoria o mecánica cuántica. En 1927, el físico austriaco Erwin Schrodinger, establece una ecuación compleja que al ser resuelta permite obtener una función de onda (  ), también denominada orbital . que contiene la información que describe probabilisticamente el comportamiento del electrón en el átomo. Con la teoría de E. Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en órbitas alrededor del núcleo, sino que en orbitales , que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones. Números cuánticos 1. Número cuántico principal ( n ): corresponde a los niveles de energía 2. Número cuántico secundario ( l ): también conocido como numero cuántico de momento angular o azimutal, puede tener valores desde 0 hasta (n - 1) para cada valor del numero cuántico principal (n). Este define la forma que tiene el orbital. 3. Número magnético ( m ): se calcula según el valor del numero cuántico secundario (l), adquiriendo todos los valores, que van desde el -l hasta + l ( -l, …, 0, …+l ). Este número describe la orientación del orbital en el espacio. 4. Espín ( s ): los electrones se desplazan girando sobre su propio eje, lo que genera a su alrededor un campo magnético que permitiría la existencia de un máximo de dos electrones por orbita con espines opuestos + 1/2 y –1/2.
  • 1. Número cuántico principal ( n ): 2. Número cuántico secundario ( l ): 3. Número magnético ( m ): Adquiere todos los valores, que van desde el -l hasta + l 4. Espín ( s ): Máximo electrones por orbital. 18 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 1 3 5 0 -1;0;+1 -2;-1;0;1;2 0 1 2 3 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 + 1/2 ; - 1/2 spin 2 1 0 0 1 32 1 3 5 7 0 -1;0;+1 -2;-1;0;1;2 -3;-2;-1;0;1;2;3 0 1 2 3 4 8 1 3 0 -1;0;1 0 1 2 Máximo de electrones n° orbitales m= - l,0, + l forma l Numérico l=n-1 n