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LA ESTRUCTURA ATÓMICA
Cuando se estudie el tema se aprenderá:
Acerca de la evidencia de la existencia y
propiedades de los electrones, protones y neutrones.
Las distribuciones de estas partículas en los
átomos.
Acerca de la naturaleza ondulatoria de la luz y
cómo se relacionan longitud de onda, frecuencia y
velocidad.
La descripción corpuscular de la luz, y como se
relaciona con la descripción ondulatoria.
Acerca de los espectros atómicos de emisión y
absorción y cómo fueron la base de un importante
avance en la teoría atómica.
Acerca de la descripción mecanocuantica del
átomo.
Hechos experimentales
•naturaleza eléctrica de la
materia
•la interacción de la materia
con la energía en forma de
luz.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
Un elemento se compone de partículas indivisibles
extremadamente pequeñas llamadas átomos.
Todos los átomos de un elemento tienen propiedades
idénticas que difieren de las de los átomos de los otros
elementos.
Los átomos no pueden crearse, destruirse o transformarse
en átomos de otro elemento.
Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes
elementos se combinan unos con otros en una relación de
números enteros sencillos.
Los números relativos y clases de átomos son constantes
en un compuesto dado.
“los átomos no se crean ni se destruyen”
Un átomo puede definirse como la unidad básica de un
elemento que puede entrar en combinación química y
las partículas subatómicas que interesan en este hecho
son:
NATURALEZA ELECTRICA DE LA MATERIA
Experimentos permitieron determinar que el
átomo contiene partículas cargadas:
Radiactividad
rayos ,  y 
Tubos de descarga
electrón
Década de 1890:
Roetgen …..rayos X
Becquerel, Cuerie, Rutherford ……..radiactividad
La radiactividad es un término que se aplica para describir
la descomposición espontánea de los átomos de ciertos
elementos para producir tres clases de radiación: rayos  ,
rayos  y rayos  :
“ la descomposición del núcleo atómico”
Los rayos  son corpúsculos materiales que transportan
carga eléctrica positiva. Se mueven a altas velocidades
(30000 km/s), no son detectables por el ojo humano, son
núcleos del elemento helio: 42 He 2+
Los rayos  son partículas muy pequeñas que transportan
carga eléctrica negativa. Son electrones que se mueven a
velocidades cercanas a 200000 km/s.
Los rayos  radiaciones luminosas invisibles al ojo humano
con propiedades semejantes a los de la luz, se mueven a
una velocidad de 300000 km/s.
ELECTRON
En 1881 George Stoney sobre el trabajo realizado
por Faraday de electrólisis, sugirió el nombre de
electrones a las unidades de cargas eléctricas
asociada con los átomos.
La evidencia más convincente de la
existencia de los electrones vino de los
experimentos que usaban tubos de
rayos catódicos
Thomson determinó la relación entre carga (e) y
masa (m) de los electrones, “existencia del electrón”
 c arg a   e 
8 C

     1,75882 .10
g
 masa   m 
1909 Robert Millikan
Con el «experimento de la gota de aceite determinó la
carga de un electrón:
1,60218 .10-19 C
En base a la relación (carga/masa) y al valor de la
carga, se determinó la masa del electrón :
9,10940 .10-31 kg
PROTONES
En 1886 Eugen Goldstein trabajando con tubos de
rayos catódicos descubrió la existencia de partículas
con una carga eléctrica positiva igual a la del electrón
a la que denominó protones. Su masa es casi 1836
veces mayor que la masa del electrón.
MODELO ATOMICO DE THOMSON
modelo del bizcocho de
ciruelas o modelo del budín
de pasas.
•Es estático porque los
electrones no tienen movimiento.
•La masa y la carga eléctrica
positiva se hallan repartidas y
distribuidas uniformemente en
todo el espacio ocupado por la
esfera
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
1909: Ernest Rutherford había establecido que las
partículas alfa () son partículas cargadas
positivamente que pueden ser emitidas por algunos
átomos radiactivos.
Las experiencias de Rutherford y colaboradores
determinaron que el átomo consiste en un núcleo
cargado positivamente muy pequeño y denso rodeado
por una nube de electrones que se hallan a una
distancia relativamente grande de él .
Rutherford postuló también que los electrones se
mueven alrededor del núcleo a altas velocidades, y
este movimiento genera una fuerza (FC) de igual
dirección pero de distinto sentido que la fuerza de
atracción (FA).
NATURALEZA DE LA LUZ
Gran parte del conocimiento actual sobre la
naturaleza de los átomos y moléculas, con todos sus
detalles, procede de experiencias en las que la luz o
las radiaciones interaccionan con la materia.
Los fenómenos provocados por la luz pueden ser
explicados a partir de las teorías ondulatoria y
corpuscular
TEORIA ONDULATORIA
Considera que la luz o radiación luminosa está formada
por ondas electromagnéticas que se propagan en el
vacío a una velocidad de 300.000 km/s.
 
1

.=c

 
c

c = 2,9979 1010 cm/s ;  se expresa en nm ó Å;  en s-1 (Hz)
 
c

TEORIA CORPUSCULAR
“la luz está formada por un conjunto de paquetes de
energía, cuantos o fotones “
Explica fenómenos como el efecto fotoeléctrico
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD – BOHR
los electrones en los átomos se mueven alrededor del
núcleo en determinadas órbitas circulares permitidas
ESPECTROS DE LOS ELEMENTOS
Espectro electromagnético de la luz blanca:
Luz de neon:
“Los espectros de los elementos son como las
huellas dactilares de los átomos.”
Aplicación de la TEORIA DE BOHR
al ATOMO DE HIDRÓGENO
Cálculo el radio y la energía que tienen las órbitas permitidas
en el átomo de hidrógeno.
La teoría de Bohr aplicada al átomo de hidrógeno tiene
cuatro postulados :
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas
circulares permitidas.
Cada órbita permitida tiene una energía definida, es
decir la energía está cuantificada.
Cuando el electrón se halla en una órbita permitida
es estable, es decir no irradia energía, sólo puede
ganar o perder energía cuando pasa de una órbita
permitida a otra.
Para que el electrón se halle en una órbita permitida
debe cumplir con la condición cuántica, la cual
establece que el momento angular del electrón debe
ser un múltiplo entero de la cantidad ( h/2).
ESPECTROS DE RAYOS X Y NÚMERO ATÓMICO
Moseley demostró con experimentos con Rayos X que
el número de orden de un elemento (Z) es
numéricamente igual a la carga sobre su núcleo
atómico
ESPECTRO ATOMICO DEL
ELEMENTO HIDRÓGENO
Al analizar con un espectroscopio las radiaciones emitidas cuando el
electrón pasa de una órbita de mayor energía a otra de menor
energía experimentalmente se ha encontrado que existen cinco
conjunto de rayas espectrales, cada una de ellas tiene un nombre
específico
ONDAS DE MATERIA
Toda partícula o cuerpo que se halla en movimiento
tiene asociado un carácter ondulatorio, llamado onda
de materia
“las partículas de materia exhiben propiedades
ondulatorias y propiedades corpusculares”
PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
DE HEISENBERG
"es imposible determinar simultáneamente y con
exactitud, la posición y la velocidad del electrón"
MODELO ATOMICO MODERNO
Orbital atómico a la región o espacio alrededor del
núcleo donde es máxima la probabilidad de encontrar
al electrón
Bibliografía:
• Atkins, P. y Jones, L. “Principios de Química. Los caminos del
descubrimiento”. Editorial Panamericana. 2006.
• Atkins, P. y Jones, L. “Química. Moléculas. Materia. Cambio”.
Ediciones Omega S.A. Barcelona. España. 1998
• Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. “Química la Ciencia Central”.
Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México. 1998.
• Burns. “Fundamentos de Química”. Prentice Hall. 1996.
• Chang, R. “Química”. McGraw-Hill Interamericana de México, S.A.
de C. V. México. 2006.
• Whitten, K., Davis, R., Peck, M. Química General. McGrawHill/Interamericana de España S.A.U. 1998
http://www.uv.es/~borrasj/EQEM_web_page/EQEM_index.html
http://www.educared.net/aprende/anavegar3/premiados/ganadores/d
/456/
http://www.puc.cl/sw_educ/qda1106/frame_contenidos.htm
Teoría Atómica
En 1808, John Dalton estableció las hipótesis sobre las
que fundó su teoría atómica:
• a) Los elementos están formados por partículas
pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un
elemento son idénticos (tamaño, masa, propiedades
químicas) y diferentes de los de otro elemento.
• b) Los compuestos están formados por átomos de más
de un elemento en una relación que es un número
entero o una fracción sencilla.
• c) Una reacción química consiste en la separación,
combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales
no se crean ni se destruyen.
El átomo
• Es la unidad básica que puede intervenir en una
combinación química. Está formado por partículas
subatómicas, de las cuales las más importantes son los
electrones, los protones y los neutrones.
• Los electrones son partículas con carga negativa que se
encuentran en lugares energéticos conocidos como
rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x 10 -28 g.
• Los protones son partículas con carga positiva que se
encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de
1.67 x 10 -24 g.
• Los neutrones son partículas eléctricamente neutras,
que se encuentran en el núcleo y que tienen una masa
un poco mayor que la de los protones.
Carga
coulombs
Partícula
Masa (g)
Electrón
9.1 x 10 -28 g
-1.6022 x 10-19
-1
Protón
1.67 x 10 -24g +1.6022 x 10-19
+1
Neutrón
1.675 x 10 -24g
0
Carga
unitaria
0
Número atómico, Masa atómica. Isótopos y
Peso atómico
• El número de protones en el núcleo de un elemento se
conoce como número atómico (Z).
• El número de protones y de neutrones presentes en el
núcleo de un átomo de un elemento se conoce como
número de masa. Cuando se mide en uma (unidades de
masa atómica, referidas a la masa de un átomo de
carbono 12), se llama masa atómica (A).
A=p+n
• Algunos elementos presentan más de una masa
atómica, dependiendo del número de neutrones en su
núcleo. A estos átomos se les llama isótopos.
• El peso atómico de un elemento es el promedio de las
masas de los isótopos naturales expresado en uma.
Modelos atómicos
• A principios del siglo XX, Bohr propuso un
modelo planetario para explicar la estructura
atómica: en el centro del átomo se encontraba
el núcleo donde están los protones y los
neutrones y rodeando dicho núcleo, los
electrones giraban distribuidos en capas o
niveles energéticos. Entre más cercanos
estuvieran al núcleo, menor energía
presentaban. Este modelo no explicaba algunos
resultados experimentales y por ello, a finales
de los 1920, Schrödinger y Heisenberg
propusieron un modelo mecánico cuántico.
• Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud
la posición y la velocidad de un electrón en un
momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que
se describieron unas “regiones estadísticas de mayor
probabilidad electrónica” –rempe- que definían la
posible posición de un electrón en determinado
momento. Estas regiones también se conocen como
orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La
posición de un electrón puede definirse por 4 números
cuánticos: n, l, m y s.
•
n: es el número cuántico principal y
describe el nivel energético en el
que está un electrón dado.
l: es el número cuántico del momento
angular; hace referencia al subnivel
energético y a la forma del orbital.
m: es el número cuántico magnético y
describe la orientación del orbital
en el espacio.
s: es el número cuántico del espín
electrónico y corresponde al giro
del electrón.
Según el Principio de exclusión de Pauli,
dos electrones no pueden tener los
mismos números cuánticos.
Configuración electrónica
• La disposición de los electrones en los
diversos orbitales atómicos se conoce
como configuración electrónica y cumple
con algunas reglas básicas:
•
•
a) un orbital no puede tener más de dos
electrones, los cuales deben girar en
direcciones opuestas.
b) los electrones no se juntan en un orbital si
existe otro disponible con la misma energía.
• Existe un orden en que se llenan los
orbitales y está descrito en la tabla
siguiente:
Tabla periódica
• Los elementos químicos presentan algunas propiedades
debido a la configuración electrónica que presentan.
Estas propiedades se repiten de manera periódica y fue
Dmitri Mendeleev quien lo descubrió en 1869. Este
investigador organizó los elementos en grupos o familias
químicas, cuyas propiedades químicas dependen del
número de electrones que se encuentran en el último
nivel energético (electrones de valencia). Asimismo,
describió 7 períodos, correspondientes a los 7 niveles
energéticos en los que pueden encontrarse los
electrones de todos los elementos conocidos a la fecha.
Ley periódica, Tamaño atómico,
energía de ionización y afinidad
electrónica.
• Algunas propiedades físicas y químicas de los
átomos varían periódicamente, de acuerdo con
su número atómico y es lo que conocemos
como Ley periódica. Entre estas propiedades se
encuentran el tamaño atómico: el radio atómico
disminuye de izquierda a derecha en la tabla
periódica (del grupo I al VII) y aumenta de arriba
abajo (del período 1 al 7).
• La energía de ionización, que es la energía
necesaria para que un átomo pierda un electrón
de su nivel externo de energía, aumenta
conforme se avanza en un período y disminuye
de arriba abajo en un grupo.
• La afinidad electrónica (electronegatividad), que
es la capacidad que tiene un átomo para
adquirir o ganar un electrón, aumenta a través
de un período y disminuye en el grupo.