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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
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; 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