clase estructura atomica

8/16/2019 Clase Estructura Atomica

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ESTRUCTURA ATÓMICA


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John Dalton (Teoría atómica de Dalton 1803-1807)

La materia está formada por partículas muy

pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e

indestructibles.

Todos los átomos de un mismo elemento tienen lamisma masa atómica.

Los átomos se combinan entre si en relaciones

sencillas para formar compuestos.

Los cuerpos compuestos están formados por

átomos diferentes. Las propiedades del

compuesto dependen del número y de la clase de

átomos que tenga.


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Thomson define así su modelo de átomo :

Considera el átomo como una gran

esfera con carga eléctrica positiva, en lacual se distribuyen los electrones como

pequeños granitos (de forma si-milar a

las semillas en una sandía)

Modelo atómico de Thomson

Concebía el átomo como una esfera de carga positiva uniforme en la cual están

incrustados los electrones.


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Descubrimiento del protón

• En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein,empleando un tubo catódico con un cátodoperforado, descubrió una nueva radiación, que fluía

por los orificios del cátodo en dirección opuesta a lade los rayos catódicos.

• Se le denominó "rayos canales".

• Puesto que los rayos canales se mueven en direcciónopuesta a los rayos catódicos de carga negativa , éstaera de naturaleza positiva.


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El modelo del átomo de RUTHERFORD: con losprotones en el núcleo y los electrones girando

alrededor.

El Modelo Atómico de Rutherford

- Todo átomo está formado por un núcleo y

corteza.

- El núcleo, muy pesado, y de muy pequeño

tamaño, formado por un número de protones

igual al NÚMERO ATÓMICO, donde se concentra

toda la masa atómica.

- Existiendo un gran espacio vacío entre el núcleo y

la corteza donde se mueven los electrones.


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En 1932 el inglés Chadwik al bombardear átomos con

partículas observó que se emitía una nueva partícula

sin carga y de masa similar al protón, acababa de

descubrir el NEU TRÓN

En el núcleo se encuentran los neutrones y los

protones.

Santiago Antúnez de Mayolo

En 19 24 du rante e l III Co ngreso C ientíf ico P anam ericano presentó la p onencia

Hipó tesis sobre la c onstitución de la m ateria, en la q ue predijo la e xistencia de l

elem ento n eutro, ad elantándose o cho añ os a s u de scubrimiento a c argo del físico

inglés James C hadwick, quien lo l lam ó Neutrón

https://es.wikipedia.org/wiki/James_Chadwickhttps://es.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3nhttps://es.wikipedia.org/wiki/Neutr%C3%B3nhttps://es.wikipedia.org/wiki/James_Chadwickhttps://es.wikipedia.org/wiki/James_Chadwickhttps://es.wikipedia.org/wiki/James_Chadwick


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Partícula Carga Masa

PROTÓNp+

+1 unidadelectrostática decarga = 1,6. 10-19 C

1 unidad atómica demasa(u.m.a.) =1,66 10-27kg

NEUTRONn

0 no tiene carga

eléctrica, es neutro

1 unidad atómica demasa(u.m.a.) =1,66 10-27 kg

ELECTRÓNe-

-1 unidadelectrostática decarga =-1,6. 10-19C

Muy pequeña y portanto despreciablecomparada con la de p+y n

p11

n1

0

e01

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES

Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los electrones son losresponsables de las propiedades químicas.

NÚCLEO = Zona central

del átomo donde seencuentran protones yneutrones

CORTEZA =Zona queenvuelve al núcleo dondese encuentranmoviéndose los electrones


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NÚMERO ATÓMICO (Z) al número de protones que tiene un átomo. Coincide con el número deelectrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número de

protones, por lo tanto, tienen el mismo número atómico.

NÚMERO MÁSICO (A) a la suma de los protones y los neutrones que tiene un átomo.

ISÓTOPOS a átomos de un mismo elemento que se diferencian en el número deneutrones. Tienen por tanto el mismo número atómico(Z) pero diferente númeromásico(A).

Un átomo se representa por:

Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera mayúsculaque derivan de su nombre. Ca , H , Li, S, He....

Su número atómico (Z) que se escribe abajo a la izquierda.Su número másico (A) que se escribe arriba a la izquierda. E

A

Z IONES a átomos o grupos de átomos que poseen carga eléctrica porque han ganado o perdidoelectrones. Pueden ser:

CATIONES si poseen carga positiva y, por tanto, se han perdido electrones.ANIONES si poseen carga negativa y , por tanto, se han ganado electrones.


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RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

Ondas producidas por la oscilación o laaceleración de una carga eléctrica. Es unacombinación de campos eléctricos y magnéticos

oscilantes, que se propagan a través del espaciotransportando energía de un lugar a otro.


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PROPIEDADES

Las ondas electromagnéticas no necesitan unmedio material para propagarse. Así, estasondas pueden atravesar el espacio

interplanetario e interestelar y llegar a la Tierradesde el Sol y las estrellas.Independientemente de su frecuencia y

longitud de onda, todas las ondaselectromagnéticas se desplazan en el vacío auna velocidad c = 299.792 km/s.


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TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK

La teoría cuántica se refiere a la energía:

Albert Einstein años mas tarde en su experimento del efecto fotoeléctrico le da el nombre de

fotón

.La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck

:

E(fotón) = h · ν

h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo

ν: frecuencia de la radiación

Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no

puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de

energía, sino que definimos una unidad mínima de

energía, llamada cuanto (que será el equivalente en

energía a lo que es el átomo para la materia).

O sea cualquier cantidad de energía que se emita o

se absorba deberá serun número entero de

cuantos.


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Segundo postulado

Sólo son posibles aquellas órbitas en lasque el electrón tiene un momento angular

que es múltiplo entero de h /(2 · π)

ÓRBITAS ESTACIONARIAS

Así, el Segundo Postulado nos indica que 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 denominanúmero cuántico principal n.

Primer postulado

El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas

circulares sin emitir energía radiante.

Tercer Postulado

La energía liberada al caer el electrón desde

una órbita a otra de menor energía se emite

en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada

por laecuación de Planck

:

Ea - Eb = h · ν

Así, 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 atómico de absorción (o de emisión).

MODELO ATÓMICO DE BÖHR


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Radio y energía de para cada nivel

2

0

0

0

08

0, 53

1 10

r n a

a

cm

A

A


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Salto cuántico ∆E)


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2 2

2 2

7 1 1

1 1 1......( , )

1 1 1......(absorción, )

1,10 10 .............(109737 )

Número de onda

1

H f i

f i

H f i

i f

H

R emisión n nn n

R n nn n

R x m cm


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Niveles permitidos según el modelo de Bohr

(para el átomo de hidrógeno)

n = 1 E = – 21,76 · 10 – 19 J

n = 2 E = – 5,43 · 10 – 19 J

n = 3 E = – 2,42 · 10 – 19 J

E n e r g í a

n = 4 E = – 1,36 · 10 – 19 Jn = 5 E = – 0,87 · 10 – 19 Jn = E = 0 J


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SERIES ESPECTRALES: y su explicación con el modelo de Bohr

Los espectroscopistas habían

calculado y estudiado a fondo lasrayas del espectro atómico más

sencillo, el del átomo de

hidrógeno. Cada uno estudió ungrupo de rayas del espectro:

• Serie Balmer :

aparece en la zona

visible del espectro.

• Serie Lyman:

aparece en la zona

ultravioleta del

espectro.• Serie Paschen

• Serie Bracket

• Serie Pfund

Aparecen

en la zona

infrarroja

del

espectro

n = 2

n = 3

n = 4n = 5n =

n = 1

Series espectrales

n = 6

Lyman

Paschen

Balmer

Bracket

Pfund

Espectro

UV Visible Infrarrojo

SERIES: Lyman Balmer Paschen Bracket Pfund

E = h ·


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Hipoteis de De Broglie

Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se

comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un

comportamiento dual de onda y corpúsculo

, pues tiene masa y se

mueve a velocidades elevadas. Esta propuesta constituyó la base de la

MECÁNICA CUÁNTICA .

λ: long. De onda , h: cte de Planck ; m: masa del

e

-

; v: velocidad del e

-

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

A consecuencia de este comportamiento dual de los electrones (onda y

partícula), surgió el principio enunciado por WERNER HEISENBERG,

conocido también como PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE , que dice:

Es imposible determinar simultáneamente y con exactitud, la posición y

la v elocidad de l electrón.

.

h

m v


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ECUACIÓN DE SCHRODINGER Erwin Schrödinger, formula una ecuación que incorpora

ambos comportamientos, el de partícula con masa y elondulatorio, mediante la incorporación de una función deonda, Ψ (psi), que depende de la posición del sistema en elespacio. Con esta ecuación se describe el comportamiento

y las energías de las partículas sub-atómicas.

E:energía total del sistema; V: Energía potencial del sistema;h: cte de Plack; m: masa del e ; x,y,z : coordenadas

cartesianas.Por otro lado, el cuadrado de la función de ondas Ψ2,corresponde a la probabilidad de encontrar al electrón enuna región determinada.


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Orbital y orbita

• En modelo (Ec. SCHRODINGER) aparece elconcepto de orbital (región del espacio en laque hay una alta probabilidad de encontrar al

electrón) No debe confundirse el concepto deorbital con el de órbita, que corresponde almodelo de Bohr: una órbita es una trayectoria

perfectamente definida que sigue el electrón,y por tanto es un concepto muy alejado de lamecánica probabilística.

Forma de los orbitales atómicos


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Forma de los orbitales atómicos

•Orbitales s :

•Todos los orbitales s son esféricos.

•El tamaño se incrementa de acuerdo al numeroprincipal.

•

La característica más importante son su forma ytamaño relativos.

1s 2s 3s


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•Orbitales p:

•Comienzan con el numero cuántico principal n=

2.•Si n=2 y l=1, se tienen tres orbitales 2p: 2p x ,2p y y 2pz.

•Los tres orbitales p tienen el mismo tamaño,

forma y energía; solo difieren en su orientación.


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Orbitales d:

• si n= 3 y l=2, se tienen cinco orbitales 3d ( 3d xy ,3d yz , 3d xz , 3d x

2 y

2 y 3dz2).

•Todos los orbítales d tienen la misma energía ypara valores mayores de n tienen una formasimilar.

•Los orbitales de mayor energía que los d son los f y g.no es fácil representarlos.


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Modelo actual.

CORTEZA electrones.

ÁTOMO protones.

NÚCLEO

neutrones.

-Los electrones no describen orbitas definidas ,sino que se distribuyen en una

determinada zona llamada ORBITAL.

-En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta (95%)

-Se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.


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Descripción de los números cuánticos

• El modelo mecánico-ondulatorio describecada electrón en termino de cuatronúmeros. Estos números nos permitencalcular la energía del electrón y predecir

el área alrededor del núcleo donde depuede encontrar el electrón


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Núm ero cuántico principal, n

Define el tamaño del orbital.

Representa el número de la capa o nivel de

energía del átomo, en el cual se encuentra el

electrón. A mayor valor de n mayor es la

probabilidad de encontrar al electrón más lejos

del núcleo.

Corresponden a números enteros positivos:

n

= 1,2,3,…


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Número cuántico secundario o az imutal, l

Determina la forma del orbital, influye muy poco

en la energía del electrón.

El número de valores del

, para un determinado

valor de n, indica cuantos tipos diferentes de

orbitales existen en un determinado nivel.

Los valores posibles de l son: 0, 1, 2,……(n -1)

Cada uno de estos números representa un

subnivel energético, que normalmente se designa

por letras específicas:


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Número cuántico magné tico, m

Define la orientación del orbital.

Indica en qué orbital, dentro de este subnivel, está ubicado el

electrón.

Los valores van desde -l a +l, pasando por 0.

Número cuántico de giro o espin, s

Da cuenta del giro del electrón sobre sí mismo.

Sus valores pueden ser -1/2 ó +1/2. Si el

electrón gira en el sentido de las agujas del

reloj tiene un m

s

= +1/2. Si un electrón gira en

contra del sentido de las agujas del reloj tiene

un m

s

= -1/2 .

+1/2-1/2


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n = 1, 2, 3, 4, ... (nº de capa o nivel)

l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbital o subnivel)

m = – l, ... , 0, ... l (orientación orbital)

s = – ½ , + ½ (spín o rotación del electrón )

Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m y s (los tres

primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno

de los dos e – que componen el mismo).

Los valores de éstos son los siguientes:

Números cuánticos.

FACTORES QUE DETERMINAN LA


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FACTORES QUE DETERMINAN LA

CONFIGURACION ELECTRONICA

Principio de mínima

energía (aufbau)

• Se rellenan primero los niveles con menor energía.

• No se rellenan niveles superiores hasta que no

estén completos los niveles inferiores.

Principio de máxima

multiplicidad (regla

de Hund)

• Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con

la misma energía, los electrones se van colocando lo

más desapareados posible en ese nivel electrónico.

• No se coloca un segundo electrón en uno de dichos

orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel

de igual energía están semiocupados (desapareados).

Principio de exclusión

de Pauli.

“No puede haber dos electrones con los cuatro

números cuánticos iguales en un mismo átomo”


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ORDEN DE ENERGIAS


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1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 f

E n e r g

í a

4 s

4 p 3 d

5 s

5 p

4 d

6s

6 p

5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½ n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½ n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s =

ORDEN EN QUE SE

RELLENAN LOS

ORBITALES

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