Estructura atmica

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Estructura atmica

  1. 1. Estructura atómica Química – 2 do Año Prof. Oscar Salgado B. [email_address]
  2. 2. Estructura Atómica de la Materia <ul><li>Generalidades sobre el átomo </li></ul><ul><li>Experimentos sobre la estructura de los átomos </li></ul><ul><li>Estructura atómica </li></ul><ul><li>Modelos atómicos </li></ul><ul><li>(Thomson a Rutherford) </li></ul>
  3. 3. <ul><li>La comprensión de la química así como de gran parte de las otras ciencias depende al menos en parte al conocimiento de la estructura atómica. </li></ul><ul><li>La disposición de los componentes del los átomos es lo que determina las propiedades de los distintos tipos de materia. Sólo si entendemos la estructura atómica podremos saber de que manera se combinan los átomos para constituir las diferentes sustancias de la naturaleza y, lo que es más importante, como podemos modificar los materiales para satisfacer nuestras necesidades. </li></ul><ul><li>La imagen que el hombre a tenido del átomo a pasado por una serie de conceptos evolutivos. Estos cambios se han presentado como consecuencia de las diferentes evidencias experimentales encontradas por diferentes investigadores como son los experimentos de: Thomson, Rutherford, Becquerel, etc. </li></ul>
  4. 4. Aportes al Conocimiento del Átomo
  5. 5. Aportes al Conocimiento del Átomo
  6. 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.)
  7. 7. Generalidades sobre los átomos Dalton (1766 – 1844): Introduce la idea de la discontinuidad de la materia <ul><li>La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos. </li></ul><ul><li>Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista. </li></ul><ul><li>Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual masa e iguales propiedades. </li></ul>Teoría Atómica
  8. 8. <ul><li>Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades. </li></ul><ul><li>Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla. </li></ul><ul><li>En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero ningún átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento. </li></ul>Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo
  9. 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.
  10. 10. Generalidades sobre los átomos <ul><li>Hace aproximadamente 100 años se descubrió que los átomos estaban formados por partículas más pequeñas, las que poseían cargas eléctricas. </li></ul><ul><li>Un átomo está constituido por una región interna y otra externa. </li></ul>
  11. 11. Los átomos de los distintos elementos se caracterizan mediante dos números:
  12. 12. Numero Atómico y Número Másico <ul><li>Número atómico (Z): </li></ul><ul><li>Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento. </li></ul><ul><li>Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones. </li></ul><ul><li>Como la carga del átomo es nula, el número de electrones será igual al número atómico. </li></ul><ul><li>Número másico(A): </li></ul><ul><li>Es la suma del número de protones y de neutrones. </li></ul>
  13. 13. Los átomos de los distintos elementos se representan mediante símbolos y se caracterizan por el número de protones en el núcleo
  14. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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. 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 &quot;nucleares&quot; 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. 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. 25. Otros Problemas ¿cómo explicarse estas líneas obtenidas en experimentos con los elementos?
  26. 26. Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.
  27. 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
  28. 28. Bohr considerando el concepto de cuantización de la energía propone un nuevo modelo: <ul><li>Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo. </li></ul><ul><li>Solamente están permitidas ciertas órbitas. </li></ul><ul><li>Los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren en una órbita permitida. </li></ul><ul><li>Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida. </li></ul>
  29. 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. 30. Modelo para el Átomo de Hidrógeno propuesto por Bohr
  31. 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. 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. 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
  34. 34. Estructura atómica Química – 2 do Año Prof. Oscar Salgado B. [email_address]

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