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Estructura atómica
Química – 1er Año
Prof. Ivonne Gacitúa
Estructura Atómica de la Materia
•Generalidades sobre el átomo
•Experimentos sobre la estructura de los
átomos
•Estructura atómica
•Modelos atómicos
(Thomson a Rutherford)
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.
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.
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.
Aportes al Conocimiento del Átomo
Aportes al Conocimiento del Átomo
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.)
Generalidades sobre los átomos
Dalton (1766 – 1844):Introduce la idea
de la discontinuidad de la materia
Teoría Atómica
•
La materia está dividida en unas partículas
indivisibles e inalterables llamadas átomos.
•
Los átomos son partículas muy pequeñas y
no se pueden ver a simple vista.
•
Todos los átomos de un mismo elemento son
iguales entre sí, igual masa e iguales
propiedades.
•
Los átomos de distintos elementos tienen
distinta masa y distintas propiedades.
•
Los compuestos se forman cuando los
átomos se unen entre sí, en una relación
constante y sencilla.
•
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.
Esta concepción se mantuvo casi
durante un siglo
Generalidades sobre los átomos
Hace aproximadamente 100 años se descubrió
que los átomos estaban formados por partículas
más pequeñas, las que poseían cargas eléctricas.
Un átomo está constituido por una región
interna y otra externa.
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.
Los átomos de los distintos elementos se
caracterizan mediante dos números:
Numero Atómico y Número Másico
Número atómico (Z):
 Es el número de protones que tienen
los núcleos de los átomos de un
elemento.
 Todos los átomos de un elemento
tienen el mismo número de protones.
 Como la carga del átomo es nula, el
número de electrones será igual al
número atómico.
Número másico(A):
 Es la suma del número de protones y
de neutrones.
Los átomos de los distintos
elementos se representan mediante
símbolos y se caracterizan por el
número de protones en el núcleo
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:
Si un átomo pierde o gana electrones, adquiere una
carga eléctrica, y ahora recibe el nombre de ión
(catión, positivo
electrón
y anión, negativo
)
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.
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.
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
J.J.Thomson
(1856 – 1940)
Introduce la idea de que el átomo puede
dividirse en las llamadas partículas
fundamentales
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.
Experimento de Rutherford
Lo observado fue tan sorprendente que
equivale a disparar balas de cañón sobre una
hoja de papel y descubrir que en algunos
casos ellas rebotan
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.
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.
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 "nucleares"
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.
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.
Otros Problemas
¿cómo explicarse estas líneas obtenidas en
experimentos con los elementos?
Cada elemento tiene un espectro
característico; por tanto, un modelo
atómico debería ser capaz de justificar el
espectro de cada elemento.
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
Bohr considerando el concepto de cuantización
de la energía propone un nuevo modelo:
• Los electrones describen órbitas
circulares alrededor del núcleo.
• Solamente están permitidas ciertas
órbitas.
• Los electrones no emiten ni absorben
radiación mientras se encuentren en
una órbita permitida.
• Sólo hay emisión o radiación cuando
el electrón cambia de una órbita a
otra permitida.
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.
Modelo para el Átomo de Hidrógeno
propuesto por Bohr
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.
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.
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
Estructura atómica
Química – 1er Año
Prof. Ivonne Gacitúa G.