Successfully reported this slideshow.
We use your LinkedIn profile and activity data to personalize ads and to show you more relevant ads. You can change your ad preferences anytime.

Estruturaatomica1bach

756 views

Published on

Published in: Education
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

Estruturaatomica1bach

  1. 1. Historia da estrutura atómica 1º bacharelato Física e Química Francisco Mariño Domínguez
  2. 2. Aristóteles Demócrito
  3. 3. John Dalton
  4. 4. O modelo atómico de John Dalton (1808)
  5. 5. J. J. Thompson
  6. 6. As experiencias de J.J. Thompson
  7. 7. O modelo atómico de J.J. Thompson (1898)
  8. 8. Ernest Rutherford
  9. 9. O descubremento dos raios X W. Röntgen
  10. 10. O descubremento da radioactividade H. Becquerel
  11. 11. A experiencia de E. Rutherford (1911)
  12. 12. O modelo atómico de E. Rutherford
  13. 13. O modelo atómico de E. Rutherford
  14. 14. Limitacións do modelo atómico de E. Rutherford Segundo os principios do electromagnetismo, unha carga eléctrica en movemento emite enerxía e polo tanto este debería caer nunha órbita espiral ata o núcleo. A vez que caería, o electrón emitiría enerxía dunha maneira continua
  15. 15. Niels Bohr
  16. 16. A teoría cuántica de M. Planck (1900) E = h · ν
  17. 17. O efecto fotoeléctrico (1905)
  18. 18. O espectro electromagnético
  19. 19. A espectroscopía
  20. 20. Os espectros atómicos
  21. 21. O espectro atómicos
  22. 22. O espectro do átomo de hidróxeno
  23. 23. W. Heisenberg L. de Brogli
  24. 24. W. Heisenberg L. de Brogli Principio de indeterminación (1927): Existe un límite para poder determinar con precisión simultánea a posición e a cantidade de movemento dunha partícula. Dualidade onda-partícula (1924): Tódalas partículas materiais en movemento teñen unha onda asociada
  25. 25. E. Schrödinger
  26. 26. <ul><li>Cada electrón ven determinado por 4 números cuánticos: n , ℓ , m e s (os tres primeiros determinan cada orbital, e o cuarto “s” serve para diferenciar a cada un dos dous electróns que compoñen o mesmo). </li></ul><ul><li>Os posibles valores que poden ter son os seguintes: </li></ul><ul><ul><li>n = 1, 2, 3, 4, ... (nº cuántico principal, tamaño e enerxía) </li></ul></ul><ul><ul><li>ℓ = 0, 1, 2, ... (n – 1) (nº cuántico secundario ou azimutal, forma do orbital) </li></ul></ul><ul><ul><li>m = – ℓ, ... , 0, ... ℓ (nº cuántico magnético, orientación espacial do orbital) </li></ul></ul><ul><ul><li>s = – ½ , + ½ (spin, sentido do xiro do electrón) </li></ul></ul>Os números cuánticos
  27. 27. Os números cuánticos
  28. 28. Principio de exclusión de Pauli: Dous electróns dun mesmo átomo non poden ter os catro números cuánticos iguais. Regra de Hund: Nos orbitais da mesma enerxía (dexenerados) (o mesmo n e o mesmo l) os electróns mantéñense desapareados sempre que sexa posible. Pauli Hund
  29. 29. Pauli Hund
  30. 30. <ul><li>Os electróns colócanse seguindo o criterio de mínima enerxía. </li></ul><ul><li>É dicir primeiro colócanse os electróns nos niveis con menor enerxía. </li></ul>1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 … A enerxía aumenta Regra de Moeller
  31. 31. De orbita a orbital
  32. 32. Orbitais s
  33. 33. Orbitais p
  34. 34. Orbitais d
  35. 35. Orbitais f
  36. 36. Orbitais g

×