LA HISTORIA DEL

1
LA HISTORIA DEL ÁTOMO
2
MODELO ATÓMICO DE DALTON

• Introduce la idea de la discontinuidad de la
  materia. Esta es la primera teoría científica que
  considera que la materia está dividida en átomos.

3

• Su teoría se puede resumir en
• 1.- Los elementos químicos están formados por
  partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
  átomos.
• 2.- Todos los átomos de un elemento químico son
  idénticos en su masa y demás propiedades.
• 3.- Los átomos de diferentes elementos químicos
  son distintos por lo tanto sus masas son
  diferentes.
• 4.- Los átomos son indestructibles
• 5.- Los compuestos se forman cuando átomos de
  diferentes elementos se combinan entre sí, en una
  relación de números enteros sencilla, formando
  entidades definidas (hoy llamadas moléculas).

4
MODELO ATÓMICO DE THOMSON

• Thomson descubrió Partículas Subatómicas cargadas
  a través del estudio de los rayos Catódicos
• Propuso un modelo atómico llamado pudín de pasas
  según el cual los electrones eran partículas'
  negativas incrustadas en una masa positiva.

5
RAYOS CATÓDICOS
La luminosidad producida por los rayos catódicos
siempre se produce en la pared del tubo situada
frente al cátodo.
Los rayos catódicos hacen girar una rueda de
palas ligeras interpuesta en su trayectoria.
Los rayos catódicos son desviados por la acción
de campos eléctricos y magnéticos. Frente a un
campo eléctrico se desvían hacia la placa
positiva.
6
RAYOS CATÓDICOS
Los rayos catódicos tienen las mismas
características independientemente de la
sustancia gaseosa que se encuentre en el tubo o
del metal que constituya los electrodos.
Con sus experimentos, Thomson demostró que los
rayos catódicos estaban formados por partículas
negativas que debían formar parte de todos los
átomos Átomos que no eran indivisibles como
proponía el modelo de Dalton. Hoy llamamos
electrones a estas partículas negativas.
7
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

• El experimento de Rutherford, que pretendía
  comprobar la validez del modelo de atómico de
  Thomson, consistió en bombardear una lámina muy
  fina de oro con un haz de partículas a, cuya
  carga eléctrica es positiva.

8
(No Transcript)
9

• Para poder explicar las grandes desviaciones que
  sufrían algunas partículas a  Rutherford supuso
  que toda la carga positiva del átomo estaba
  concentrada en un pequeño núcleo donde residía
  además la casi totalidad de su masa.

• En el átomo se pueden distinguir dos zonas
• El núcleo, en su parte central, que contiene toda
  la carga positiva y casi la totalidad de la masa
  del átomo.
• La corteza, zona que rodea al núcleo, donde están
  los electrones cargados negativamente. Estos
  electrones girarían en torno al núcleo y
  mantendrían grandes distancias entre sí.

Rutherford sugirió que en los núcleos de los
átomos tenían que existir otras partículas de
masa casi igual a la del protón, pero sin carga
eléctrica, por lo que las llamó neutrones. El
neutrón no fue descubierto experimentalmente
hasta 1932 por chadwick
10
MODELO ATÓMICO DE BOHR

• Bohr afirmó que el electrón sólo
• puede girar en determinadas órbitas
• y que no absorbe ni desprende
• energía mientras no cambie de
• órbita. Supuso que la radiación se
• emite o se absorbe cuando el
• electrón cambia de una órbita a
• otra. A las órbitas más alejadas del
• núcleo les corresponden niveles de
• energía más elevados que a las más
• próximas a él. La energía del fotón
• emitido o absorbido es igual a la
• diferencia entre las energías de los
• dos niveles.

• Para desarrollar su modelo Bohr se
• apoyó en
• El modelo atómico nuclear diseñado por
  Rutherford.
• La teoría cuántica de la radiación del físico
  Max Planck.
• La interpretación del efecto fotoeléctrico dada
  por Albert Einstein.

11

• El modelo de Bohr es un modelo
• cuántico, decimos que un sistema es
• cuántico si sólo puede poseer ciertos
• valores definidos de energía..
• Mientras un electrón gira en una órbita
• permitida no absorbe ni emite energía.
• Cuando pasa de una órbita a otra
• más alejada del núcleo, absorbe
• Energía.
• Cuando desciende a una órbita más próxima al
  núcleo emite energía radiante.

12
MODELO ATÓMICO ACTUAL

• -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
• Principal (n) energía del electrón, toma valores
  del 1 al 7.
• Secundario o 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.

• 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.

13
DESARROLLO HISTÓRICO DE LOS MODELOS ATÓMICOS

Demócrito Materiaátomos
W. Roentgen Rayos X
R. Millikan Carga-electrón
N. Bohr Modelo capas
J.J. Thomson Electrón
1909
1913
400a.C.
1895
1897
1896
1898
1911
1803
J. Dalton Teoría atómica
E. Rutherford Núcleo átomo
M. y P. Curie Radio y polonio
H. Becquerel Radioactividad
14
La estructura de los átomos
Partícula Símbolo Carga Absoluta (C) Carga Relat. Masa Absoluta (g) Masa Relativa
Electrón e- -1.60 x10-19 -1 9.11 x 10-28 0
Protón p 1.60 x10-19 1 1.673x10-24 1
Neutrón n0 0 0 1.675x10-24 1
Átomo de hidrógeno
15
Partículas subatómicas
Partícula Masa (uma) Masa (gramos) Carga(culombios)
Electrón 0,000549 (5,49 10-4) 9,1095 10-28 -1,6 10-19
Protón 1,00728 1,6726 10-24 1,6 10-19
Neutrón 1,00867 1,6750 10-24 0
1,6 10-19 Culombios 1 unidad
16
Tamaño
17
A Número másico Z Número atómico X Símbolo
químico
ISÓTOPOS el mismo Z pero distinto A
18
(No Transcript)
19
EJEMPLOS

• CALCULAR EL Nº DE PROTONES Y ELECTRONES DE
• Fe
• Na
• Ca
• Mn
• Cl

• K
• F
• Sr
• Ba
• Au
• Ne
• S
• Cu

20
Configuración Electrónica de un Elemento
He
21
PRINCIPIOS FUNDAMENTALES DE DISTRIBUCIÓN PROBABLE
DE ELECTRONES.
Es posible expresar la configuración electrónica
probable de cualquier átomo de un elemento en su
estado basal considerando el número máximo de
electrones por orbitales, subniveles y niveles de
energía así como los siguientes principios.
PRINCIPIO DE EXCUSIÓN DE PAULI
REGLA DE HUND O PRINCIPIO DE LA MÁXIMA
MULTIPLICIDAD ELECTRÓNICA
PRINCIPIO DE EDIFICACIÓN PROGRESIVA O REGLA DE
AUF BAU.
22
PRINCIPIO DE EXCUSIÓN DE PAULI
Establece que no es posible que dos electrones en
el mismo átomo tengan sus cuatro números
cuánticos iguales es decir que en un orbital solo
puede haber como máximo 2 electrones siempre que
tengan spin opuesto.
23
REGLA DE HUND O PRINCIPIO DE LA MÁXIMA
MULTIPLICIDAD ELECTRÓNICA
Considera que para un subnivel en los orbitales
de un mismo tipo, los electrones ocupan cada
orbital separado con electrones de spin paralelo
antes de que dichos orbitales se ocupen por un
par de electrones con spin opuesto, por ejemplo
para el boro y el nitrógeno esta regla se aplica
como sigue
Observa como se van ocupando primero los tres
orbitales del subnivel (p) en un sentido y con
el elemento numero 8 aparecerá el primero con
spin opuesto.
24
PRINCIPIO DE EDIFICACIÓN PROGRESIVA O REGLA DE
AUF BAU.
Este principio establece que al realizar la
configuración electrónica de un átomo cada
electrón ocupará el orbital disponible de mínima
energía
25
Este principio también se conoce como regla de
las diagonales, considerando las energías
relativas de los orbitales de un átomo poli
electrónico el orden de llenado de orbitales se
podrá determinar por la siguiente figura
siguiendo las líneas diagonales
26
(No Transcript)
27
De acuerdo con la figura anterior el orden de
ocupación progresiva será
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d,
5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
28
1s1 1s2
Configuraciones electrónicas delos primeros dos
periodos de la tabla periódica
He2s1 He2s2 1s2,2s2,2p1 1s2,2s2,2p2 1s2,
2s2,2p3 1s2,2s2,2p4 1s2,2s2,2p5   1s2,2s2,2p6
29
TABLA PERIODICA
30
(No Transcript)