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1
Generalidades sobre el átomo
•
•
•
•
La materia.
El átomo en la Antigüedad.
El átomo de Dalton.
Experimentos sobre la estructura de los átomos.
• Modelo del átomo de Thomson.
• Modelo del átomo de Rütherford.
• Modelo del átomo de Böhr.
• Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica.
2
La materia
• Materia es todo lo que nos rodea.
• Todo está hecho de materia.
Podemos decir que la materia:
 Ocupa un lugar en el espacio
 Tiene masa
 Está formada por átomos
(Puede ser percibido por los sentidos)
3
• 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.
4
• 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:
Thompson, Rutherford, Becquerel, etc.
5
• 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
6
Generalidades sobre el átomo
• TEORÍA Y ESTRUCTURA ATÓMICA
7
8
9
10
Flogisto
George Emst STAHL (1660-1734)
• La teoría del flogisto, conocida también como «sublime teoría»,
supone que toda sustancia combustible, tal como un metal, contiene
un «principio inflamable», denominado posteriormente, flogisto; en
la combustión se desprende el flogisto con acompañamiento de luz y
calor y queda un residuo, la “ceniza” o “cal” del cuerpo combustible.
Cuanto más inflamable es un cuerpo tanto más rico es en flogisto. El
proceso de combustión puede expresarse en la forma simplificada
siguiente:
• Metal (en la combustión)  Cal + Flogisto
• El principal interés de la teoría está en que explica el fenómeno
inverso de la combustión, la reducción, pues si se calienta la cal (las
cenizas metálicas) con una sustancia rica en flogisto, tal como el
carbón, ésta cede su flogisto a la cal y el metal se revivifica. Esto es,
abreviadamente,
• Cal + Carbón 
Metal
11
Período Griego
12
• Los griegos proponen la existencia de los llamados
"elementos". A partir de ellos, se constituirían todas
las cosas y organismos en la naturaleza.
• De los sabios más connotados se tienen:
• Tales de Mileto (640-546 A.C.)
profundiza las maravillas de la creación. Para él lo
primordial es el agua. "El agua es el principio de
todas las cosas" (así habían pensado ya los hindúes)
• Anaxímenes (611-547 A.C.)
En su filosofía lo fundamental es el aire. "Todo viene
del aire y todo a él retorna". El alma misma es aire.
Este "elemento" había sido designado por los filósofos
hindúes con el nombre de
"viento".
13
• Heráclito de Efeso (540-475 A.C.)
Para Heráclito lo fundamental es el fuego "El
fuego es la fuerza primordial, que tiene bajo su
dependencia todos los fenómenos, todos los
cambios que se operan en los cuerpos”. “El estado
primitivo o primero fue el fuego, el mundo será otra
vez fuego. Los cuerpos pueden transformarse, pero
no el fuego, que modifica todo lo que es“
• Anaxágoras (500-428 A.C.)
Hombre de extraordinario talento. A él se debe
una notable anticipación de la ley de
conservación de la materia, formulada tiempo
después por Lavoisier. "Ninguna cosa se produce o
desaparece, sino que se compone por mezcla de
otras existentes".
14
• Empédocles (495-435 A.C.)
A los tres elementos de Tales, Anaxímenes y
Heráclito, agregó la tierra. Tiene el mérito de
haber divulgado en forma amplia la
concepción de los cuatro elementos.
• Aristóteles.
Discípulo de Platón, agregó un quinto
elemento, el éter, más móvil que los demás
elementos, éste formaría el cielo, y de él hace
derivar Aristóteles el calor de los animales. De
aquí
derivan
los
llamados
"elementos
aristotélicos" (figura).
15
16
Los 4 elementos aristotélicos
17
La Hipótesis Atómica:
En Grecia se estructura la hipótesis atómica, sobre
la base de las concepciones de Leucipo y
Demócrito.
• Leucipo es el verdadero creador de la hipótesis.
"Los átomos y el vacío, decía, son el único
objeto
de
un
conocimiento
auténtico".
Alrededor del siglo V A.C., sostenía con razones
filosóficas que la materia puede ser subdividida
sólo hacia cierto límite. Este límite indivisible lo
llamaron átomo, (cuyo significado es a = sin;
tomos
=
división)
y
se
consideraba
conceptualmente como la parte más pequeña
e indivisible de la materia.
18
Demócrito, perfecciona el sistema de Leucipo.
Según
él,
"los
átomos
son
indivisibles,
impenetrables, eternos, inmutables, plenos y
corporales".
Esta hipótesis fue relegada al olvido por la
sistemática oposición de Aristóteles, ya que
postulaba que la materia era continua y no tenía
límite de división. Ahora, las leyes de la
combinación
química
sugieren
que
los
compuestos están formados por unidades de
peso definido que se combinan con otros en
proporciones fijas.
19
Demócrito
Defendió la idea de que la materia era compuesta por
pequenísimas partículas.
Átomo
Modelo basado en la intuición y no en la lógica.
20
Modelo propuesto por Demócrito:
• Toda la materia está constituída por átomos y vacío (no era
compacta)
• Un átomo es una partícula pequenísima,
no puode ser dividida;
invisible, y que
• Los átomos se encuentran en constante movimiento;
• El Universo está constituído por un número infinito de
átomos, indivisibles y eternos;
21
Aristóteles
El modelo de Demócrito fue rechazado por uno
de los mayores filósofos de todos los tiempos –
Aristóteles.
Aristóteles acreditaba que la materia era
contínua y compuesta por cuatro elementos:
Aire
Agua
Aristóteles
(384 a.C. - 322 a.C.)
Tierra
Fuego
El modelo de Demócrito permanece en la sombra durante
22
más de 20 siglos...
Descubriendo al átomo
23
Teoría Atómica
¿Constitución de la
materia?
Modelos
Demócrito y
Leucipo
Conceptos
Dalton
Thomson
Estructura Atómica
ÁTOMO
Rutherford
- Bohr
Mecano
cuántico
Tipos de átomos
24
Dalton (1807)
S. XIX – Dalton “resucita” La Teoría Atómica.
En la segunda mitad del s. XVIII, la
Química sufrió una gran evolución.
Ciertos hechos no podían ser
explicados
por
la
teoría
de
Aristóteles, como la Ley de Lavoisier:
“La masa de los reactantes es igual a la
masa de los productos”.
John Dalton
Para explicar esto Jonh Dalton
propuso, en 1807, su modelo atómico.
(1776 – 1844)
25
Dalton dijo:
…La materia no es infinitamente
divisible.
Debe haber un punto a partir del cual
del cual no podemos seguir
dividiendo.
He escogido la palabra “átomo” para
nombrar a estas ultimas partículas de
materia,
cuya
existencia
es
escasamente dudosa, aunque son
probablemente, muy pequeñas para
apreciarse
con
los
mejores
microscopios…
26
El átomo de Dalton (1808)
• Dalton imaginó al átomo
como una esfera compacta
e indivisible.
• Tomando como base esta
idea, en 1808 introduce la
idea de la discontinuidad
de la materia, postulando
lo siguiente:
27
Postulados de Dalton (1766 – 1844):
• La materia está dividida en unas partículas indivisibles e
indestructibles, que se denominan átomos.
•Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple
vista.
•Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre sí
(presentan 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.
•Los átomos no se pueden crear ni destruir, si un compuesto se
descompone los átomos se reagrupan para formar otros, sin alterarse.
28
El átomo de Dalton permite explicar:
• La formación de compuestos químicos
“Como las piezas de un juego de construcción”
• Las reacciones químicas
• La Ley de conservación de la masa
En toda reacción química la suma de las masas de los
reactivos es igual a la suma de las masas de los
productos de la reacción
29
Ley de Lavoisier
En toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la
suma de las masas de los productos de la reacción
- Ley de conservación de la masa
- Concepto de elemento químico
- Composición del aire
- Importancia de la precisión en la
experimentación
- Identifica la respiración con una
oxidación
- Primeras nociones de nomenclatura
química
- ….
30
• Cuando los elementos reaccionan entre sí, los átomos de los
elementos sólo se combinan, sin transformarse.
• Cuando ocurre esta combinación, los átomos se unen unos a
otros en proporciones fijas, constantes y sencillas.
• 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
31
• Estos postulados fueron suficientes para explicar
todos los fenómenos observados por los
científicos durante unos 100 años. Posteriormente
surgen interesantes interrogantes en varias
áreas del conocimiento, que derrumban las ideas
de Dalton.
Las más significativas corresponden a:
• descubrimiento de la radiactividad
• descomposición del agua mediante corriente
eléctrica
• descargas eléctricas en gases a baja presión
• espectros de luz
Todos estos fenómenos permitieron establecer, que
la materia es discontinua y presenta una naturaleza
eléctrica.
32
¿Cómo
los
científicos
han
investigado la disposición de las
partículas al interior del átomo?
33
El átomo de Thomson
• J.J. Thomson construyó el primer
modelo atómico basado en
experimentos científicos.
• Permite explicar los fenómenos
eléctricos
• Realizó experimentos con el tubo
de rayos catódicos y descubrió el
electrón.
34
Es descubierta la primera partícula
subatómica: el electrón
Thomson realizó una serie de
experiencias utilizando un tubo de
rayos catódicos (tubo semejante a
los tubos existentes al interior de
los televisores).
J. J. Thomson
(1856 - 1940)
En este tubo, eran efectuadas
descargas eléctricas a través de
un gas raro.
Tubo de rayos catódicos
35
El experimento de Thomson
en el polo
negativo,
por un
voltaje de
10000
voltios se
generan
los rayos
los rayos son
acelerados por el polo
positivo y se dirigen a
la pantalla
-
+
rayos
pantalla
fluorescente
emite
destellos
gas comprimido a
alta presion
36
Cuando se sitúan unas aberturas en A y B, el brillo se limita a un punto bien
definido sobre el vidrio, este punto puede desviarse mediante campos
eléctricos o magnéticos.
37
Al estudiar las descargas al interior de este
aparato, Thomson, descubrió el electrón.
Observó una fluorescencia
verdosa debido a la
existencia de partículas de
carga negativa que salen de
los átomos del cátodo.
La descarga emitida tenía carga eléctrica negativa
Thomson probó que los electrones eran corpúsculos,
dotados de carga eléctrica y de masa, que forman parte
de toda la matéria.
38
Experimentos en Tubos
de Descarga posibilitó el
descubrimiento de:
los rayos catódicos
Los Rayos Catódicos son
un chorro de partículas
cuya relación
q/m = - 1,76 108 C/g
A esas partículas
negativas se las llamó
electrones
(1897)
39
40
41
Al estudiar estos fenómenos Crookes determinó que:
• 1. Los rayos luminosos observados, se propagaban en
línea recta, ya que al colocar un objeto u obstáculo
en
su
trayectoria,
se
produce
sombra
(comportamiento similar a la luz).
• 2. El sentido de su trayectoria es de negativo (cátodo)
a positivo (ánodo), debido a esto se les denominó
RAYOS CATÓDICOS.
• 3. Al chocar con un cuerpo, lo calienta y hace girar
un molinete si es situado en su trayectoria, es decir,
estos rayos están formados por partículas (poseen
masa) que tienen energía cinética y la pueden
transmitir.
• 4. Las partículas que forman los rayos catódicos
poseen carga eléctrica negativa, ya que se desvían
al acercarle un imán, de igual forma a como se
desviaría una carga eléctrica de signo
negativo.
42
En 1897 Thomson propone un nuevo modelo:
Los rayos catódicos se
desplazan en línea recta
mmm.
Los rayos catódicos parten del
polo negativo
poseen masa
son partículas negativas
Ya entiendo!
A las partículas que forman los rayos
catódicos las llamaré electrones
43
Modelo propuesto por Thomson (1904):
El átomo se encuentra formado por una esfera con toda la masa y la
carga positiva dispersa en la cual se encuentran incrustadas las cargas
negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas
en un pastel.
Así:
44
Postulados de Thomson:
•El átomo está formado por una esfera de materia con carga positiva.
•Los electrones están colocados arbitrariamente sobre esa masa
positiva
•Como la materia es neutra debería haber igual carga positiva y
negativa.
•La carga está cuantizada. Así la unidad de carga es el electrón.
45
Experimentos sobre la estructura
de los átomos
• ¿Cómo los científicos han investigado la
disposición de las partículas al interior del
átomo?
46
Rayos Catódicos
(fines del siglo XIX)
47
Experimento de Robert Millikan
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.
48
• Todas las cargas que Millikan midió, fueron múltiplos 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
49
• En 1908 Robert Millikan determinó
directamente la carga del electrón
y por lo tanto, su masa:
50
Experimento de Eugen Goldstein
•
La carga negativa (rayos catódicos) sale de un gas eléctricamente
neutro (sin carga), por lo tanto, es lógico pensar que simultáneamente
debe existir una descarga de partículas positivas.
Así lo comprobó
• Eugen Goldstein, en 1886,
Utilizando un cátodo perforado.
Descubrió detrás de él un haz visible
que se desplazaba de polo positivo a
negativo:
• LOS RAYOS CANALES.
Los rayos canales (rayos anódicos)
son rayos positivos,
cuya relación carga /masa
la determina el físico W. WEIN, encontrando que esta relación depende del
gas en estudio, y se encuentra relacionado en forma inversa a su peso
atómico.
51
Modelo de 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.
52
• 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.
Modelo atómico de Thomson
53
Es descubierta la segunda partícula
subatómica: el protón
Físico neozelandés, estudió con J.J.
Thomson.Premio Nobel de Química en 1908.
Sus brillantes investigaciones sobre la
estructura atómica y sobre la radioactividad
iniciaron el camino a los descubrimientos más
notables del siglo. Estudió experimentalmente
la naturaleza de las radiaciones emitidas por
los elementos radiactivos.
Ernest Rutherford
(1871 - 1937)
54
Tras las investigaciones de Geiger y Mardsen sobre la
dispersión de partículas alfa al incidir sobre láminas
metálicas, se hizo necesario la revisión del modelo atómico de
Thomson, que realizo Rutherford entre 1909 - 1911.
Em 1908 realizó una experiencia que le permitió proponer un
nuevo modelo atómico.
55
• Rutherford parte de una experiencia que el modelo
anterior no puede explicar:
El experimento de Rutherford
• Ernest Rutherford, construyó en 1911 el llamado
Modelo Planetario del átomo.
• Realizó experimentos con sustancias radiactivas que
emiten rayos alfa (α), beta (ß) y gamma (γ).
56
Experimento de Rütherford
Descubrimiento del núcleo
Para verificar si los átomos eran macizos, Rutherford
bombardeó uma finísima lámina de oro (0,001cm) con
partículas alfa(α) positivas, emitidas por um material
radioativo.
Las observaciones hechas durante el experimento
llevarán a Rutheford a tirar uma série de conclusiones:
57
Experimento de Rütherford
Descubrimiento del núcleo
Bombardea lámina de oro con partículas alfa con la
sorpresa de que la mayoría la atraviesan sin desviarse,
muy pocas se desvían y algunas rebotan (poquísimas).
58
Otro esquema del experimento de Rutherford:
microscopio
lamina de oro
muy delgada
fuente de
rayos alfa
pantalla
sensitiva
produce
destello al
chocar las
particulas
Los rayos alfa deben
atravesar la lamina de oro y
chocar con la pantalla, el
destello que producen es
observado con el
microscopio. De la
observación se obtuvo lo
siguiente:
59
• 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.
60
61
62
mmm
.
63
64
• La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin
desviarse, porque igual que en caso de una
reja, la mayor parte del espacio de un átomo
es espacio vacío.
Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy
cerca de centros con carga eléctrica del mismo
tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).
Muy pocos rebotan, porque chocan
frontalmente contra esos centros de
carga positiva.
65
Ya entiendo!
66
Rutherford concluye que:
•
•
•
•
•
•
La masa del átomo se concentra en el núcleo, puesto que sólo
algunas partículas alfa son repelidas cuando chocan con algo sólido
(núcleo del átomo).
El núcleo del átomo es positivo, puesto que algunas partículas alfa
experimentan desviación al pasar cerca de él, (cargas de igual signo
se repelen).
La mayor parte del átomo es espacio vacío, ya que casi la totalidad
de las partículas alfa atraviesan la lámina sin experimentar
desviación.
El tamaño del átomo es aproximadamente 100.000 veces el tamaño
del núcleo, esta gran desproporción explica la escasa desviación
que experimentan algunas partículas alfa.
Los electrones deben estar en continuo movimiento, pues no
interfieren en el paso de las partículas alfa, tampoco son atrapados
por el núcleo.
En 1920 Rutherford predijo la existencia, en el núcleo del átomo, de
una partícula sin carga eléctrica que impedía la repulsión entre los
protones. Doce años más tarde, James Chadwick detecta esta
partícula sin carga y calcula su masa (aproximadamente igual a la
del protón, 1u.m.a). De esta forma se descubren los NEUTRONES.
67
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.
68
69
Postulados de Rutherford (1911):
•El átomo está constituido por una gran cantidad de espacio vacío
•Hay una zona muy pequeña y muy densa , que
concentra toda la masa y una carga positiva
muy intensa, NÚCLEO, que hace posible que
reboten las partículas alfa.
•Si los electrones son negativos, existen en el
núcleo cargas positivas llamadas protones
que equilibran la carga del átomo.
• Los electrones deben girar alrededor del núcleo en órbitas a
grandes distancias del núcleo.
•Rutherford vrs. Thomson:
La materia positiva no está dispersa, sino concentrada en un núcleo
central y compacto, que es 10.000 veces más pequeño que el átomo
70
Rutherford deduce la presencia del NEUTRÓN:
No lo detecta pero necesita de su presencia para:
• Disminuir la repulsión entre los protones en el núcleo.
• Compensar la deficiencia de masa (el número de protones
es aproximadamente la mitad de la masa del átomo) el
resto de la masa la aportan los NEUTRONES
71
MODELO PLANETARIO
núcleo
Protones
Carga +
masa
Neutrones
masa
Electrones
Carga -
(masa y carga
positiva)
Átomo
corteza
(Carga negativa,
sin masa
apreciable)
72
El modelo atómico planetario:
electrones giran alrededor del núcleo, pudiendo
ocupar cualquier órbita existente.
Velódromo:
el ciclista puede ocupar
cualquier parte de la pista.
73
Es descubierta la tercera partícula
subatómica: el neutrón
• Se percibe que el núcleo podría tener más de 1 próton
• Comprometería la estabilidad del núcleo (fuerzas de
repulsión muy fuertes).
• Rutherford admitió que en el núcleo existían
partículas semejantes a los protones, pero sin cargas.
• Chadwick (1932) descubrió los neutrones.
• Los neutrones servirían para diminuir la repulsión
entre los protones (mayor estabilidad en el núcleo).
74
En 1932 el inglés Chadwick al bombardear átomos con
partículas observó que se emitía una nueva partícula sin
carga y de masa similar al protón, acababa de descubrir el
NEUTRÓN
En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones.
75
Las partículas subatómicas
Partícula
Símbolo
Carga
Absoluta (C)
Masa
Absoluta (Kg)
Electrón
e-
-1.60 x10-19
9.11 x 10-31
Protón
p+
1.60 x10-19
1.673x10-27
Neutrón
n0
0
1.675x10-27
76
Constitución básica del núcleo
Rutherford
demuestra
que
los
componentes básicos de los núcleos de
todos los átomos son los
Pares protón-electrón
Protones
(partículas elementales cuya carga es de
igual valor absoluto a la carga del
electrón, pero de signo positivo)
(neutros)
para completar la masa que faltaba
Pero la masa de los núcleos de los átomos más pequeños
venía a ser aproximadamente el doble de la
correspondiente a los protones presentes
Número másico
A
Z
X
P+
Número
atómico
(protones)
Masa ligeramente superior a la
del protón, pero sin carga
P+
n
(nucleones: protones +
neutrones)
Neutrones
n
n
Chadwick (1932)
P+ n P+
n
P+ n +
P
P+
n
77
Número atómico y número másico
Z = Número atómico
Es el número de
protones, determina la
identidad del átomo
A
Z
X

11 protones
núcleo 
23
Na

11
12 neutrones
A = Número másico: nº
corteza 11 electrones
de protones + nº de

neutrones del núcleo
78
A = Número másico: nº de protones + nº de neutrones del núcleo
-Es un número entero
-Describe a cada átomo de un elemento
- No tiene unidades
Mat = Masa atómica: nº de veces que la masa de un átomo es mayor
que, o contiene, a la uma (uma: unidad de masa atómica).
-Puede ser decimal
-Describe a los átomos de ese elemento en general
-Es la media ponderada de la masa de los distintos isótopos de
ese elemento, teniendo en cuenta la abundancia relativa de cada
uno de ellos
-Se mide en umas (u)
79
Iones
• Catión: - pierden electrones
- Tienen Carga positiva
Ej:
+
Na
11
80
• Anión: - Ganan electrones
- Tienen carga negativa
Ej: 17Cl-
81
Determinación de partículas
atómicas
Br-
Protones
35
Neutrones
44
Electrones
36
Mg2+
Protones
12
Neutrones
12
Electrones
10
Protones
Neutrones Electrones
22
26
79
35
24
12
48
22
Ti
22
82
Tipos de átomos
• Isótopos:
- Átomos
de
un
mismo elemento
- Tienen = Z y ≠ A
83
Cl
(Z=17, A=35)
Cl
(Z=17, A=36)
Nº protones
Nº neutrones
Nº electrones
17
18
17
17
19
17
84
• Isóbaros:
- Átomos de distintos elementos
- Tienen = A y ≠ Z
85
• Isótonos:
- Átomos de distintos elementos
- Tienen = n, ≠ Z y ≠ A
86
Isoelectrónicos
• Son átomos que tienen igual números de
electrones.
• Ejemplo
+; Mg2+; F- = 10 eNe;
Na
10
11
12
9
87
Deficiencias del modelo atómico de
Rutherford
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia y de los grandes
vacíos del átomo. Pero, presenta deficiencias y puntos poco claros:
• 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.
88
El modelo atómico de Rutherford no cumple con las leyes del
electromagnetismo y la mecánica newtoniana,
- Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el
electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación
constante y por tanto, perder energía, en su movimiento circular
alrededor del núcleo.
Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría
por caer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede
simplificar el problema planteado, para un electrón, que la fuerza
electrostática es igual a la centrífuga.
Como los átomos son eternos mientras no sean perturbados, el modelo de
Rutherford resultó ser inconsistente, y por ello, descartado.
89
... una partícula
cargada moviéndose
en una trayectoria
circular debe perder
energía
90
• Otros problemas:
¿cómo explicarse estas líneas obtenidas en experimentos
con los elementos?
91
Cada elemento tiene un espectro
característico; por tanto, un modelo
atómico debería ser capaz de justificar el
espectro de cada elemento.
92
-Era conocida la hipótesis de Planck que Rutherford no tomó en
cuenta.
-Tampoco es coherente con los resultados de los espectros
atómicos.
- Ya se conocían los espectros atómicos y las fórmulas de la
serie de Balmer (1885) y la serie de Paschen (1908-1909) que
mostraban claramente el carácter cuantizado de la energía de los
electrones y de los valores de r, que tampoco tuvo en cuenta
Rutherford al deducir una continuidad geométrica y una
consiguiente continuidad de energía.
93
Espectros atómicos
Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de
descomponer una radiación electromagnética compleja en todas las
radiaciones sencillas que la componen, caracterizadas cada una por un valor
de longitud de onda, λ
94
El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que
corresponden cada una a una longitud de onda.
Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento
(espectro de absorción) o la radiación que emite (espectro de
emisión).
95
Espectro atómico de absorción
Espectro de absorción: se obtiene cuando
un haz de luz blanca atraviesa una muestra
de un elemento y, posteriormente, la luz
emergente se hace pasar por un prisma
(que separa la luz en las distintas
frecuencias que la componen)
Espectro de absorción
Cuando la radiación atraviesa un
gas, este absorbe una parte, el
resultado es el espectro continuo
pero con rayas negras donde falta
la radiación absorbida.
96
ESPECTRO DE EMISIÓN
Espectro de emisión: se obtiene cuando una muestra gaseosa de un elemento se
calienta hasta altas temperaturas y se hace pasar la luz emitida a través de un prisma
Cuando a los elementos en estado
gaseoso se les suministra energía
(descarga eléctrica, calentamiento...)
éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
Estas radiaciones dispersadas en un
prisma de un espectroscopio se ven
como una serie de rayas, y el
conjunto de las mismas es lo que se
conoce como espectro de emisión.
Espectro de emisión
97
98
99
El espectro de emisión de un elemento es el negativo del espectro de absorción: a la
frecuencia a la que en el espectro de absorción hay una línea negra, en el de emisión
hay una línea emitida ,de un color, y viceversa
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo
atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento .
100
Resumiendo
101
Aportes al Conocimiento del Átomo
102
Aportes al Conocimiento del Átomo
103
Conclusión
• Con los resultados obtenidos en el experimento de la lámina de oro,
Rutherford efectivamente puede despejar sus dudas respecto a la
ubicación de las partículas atómicas. Sin embargo, el modelo no
tenía asidero físico, en otras palabras, es imposible comprender, el
cómo los electrones no sienten atracción por el núcleo, girando
hasta caer en él.
• Años más tarde, el gran Niels Bohr resuelve el problema y abre el
camino a la física relativista, un nuevo mundo asombroso que hasta
el día de hoy busca respuestas.
• Detengamos el estudio en este punto y cuestionemos lo siguiente:
“Si todos los átomos de distintos elementos están formados por el
mismo tipo de partículas, y además están distribuidos en la misma
forma ¿En qué se diferencian los átomos de un elemento, por
ejemplo, oxígeno, de otro como hidrógeno?, ¿qué hace que un
elemento sea oro y otro helio, un gas de comportamiento
absolutamente distinto?”.
104
Orígenes de la Teoría Cuántica
El modelo de Rutherford se basa en los principios de la mecánica
clásica:
 Una partícula cargada en movimiento emite energía continuamente.
El electrón acabaría cayendo sobre el núcleo.
 Esa energía emitida presentaría un espectro de emisión continuo.
Experimentalmente, los espectros de emisión
de los átomos son discontinuos.
105
El átomo de Bohr
• En 1913, Niels Bohr mejoró la
concepción del átomo,
introduciendo la estructura
electrónica.
• La teoría clásica no permite
explicar algunos aspectos
importantes del modelo de
Rutherford:
106
Ok, los electrones giran alrededor del
núcleo…
Al girar poseen aceleración…
La teoría clásica dice que cuando una
partícula con carga se acelera emite
radiación…
Entonces, si emite radiación pierde parte
de su energía
Y si pierde energía, disminuye su velocidad,
y con ella la fuerza centrífuga, que ya no
puede
compensar
la
atracción
electrostática...
Entonces caería contra el núcleo del
átomo
Pero…
El electrón nunca cae!!
¿Qué pasa con los espectros?
107
Los electrones que giran
alrededor del núcleo no emiten
radiación.
Solo
emiten radiación cuando cambian el radio de
su orbita, es decir que se acercan al núcleo.
Según
esto, los electrones solo pueden ocupar
ciertas órbitas a determinadas distancias del núcleo.
Los
electrones giran en forma circular
alrededor del núcleo, y solo en ciertos
niveles de energía.
Esto
se llamará NIVELES DE ENERGIA.
108
Puntos más importantes:
•Solo son posibles determinadas órbitas, llamadas órbitas estacionarias
en las que el electrón al girar alrededor del núcleo no emite energía.
•Los electrones tienden a ocupar la órbita de menor energía posible, o
sea la órbita más cercana al núcleo posible
• Un electrón al pasar de una órbita superior a una inferior emite energía
en forma de radiación electromagnética (luz)
• Un electrón para pasar de una órbita inferior a una superior debe
ganar energía
• La energía que se absorbe o emite en los cambios de órbita de un
electrón son característicos de los átomos de cada elemento químico
(espectro atómico) y permiten identificarlo
109
POSTULADOS DE BOHR
Los electrones giran
alrededor del núcleo
sin emitir energía
Las órbitas permitidas
poseen un momento
angular múltiplo entero
de h/2
Los electrones cambian de
órbita intercambiando
cuantos de energía
Ea – Eb = h
Fc = Fe
m v R = n h/2

v
Z ee
m
 k

R
R
k Ze
m R
2
v2 
3º
2º
1º
m 2  k Z e2  R 2
h2
2
 n
mR
4 2
E  Ec  E p  
h2
R n 
m k Z e2 4 2
1 kZe
1 k Z e 4p
E 
  2
2 mR
n
2 h2
2
R
n:
a0  n 2
;
a0 
5,29  10 11 m
1
m v2
2
2
E  
2
K
2
n
Indica el orden de los niveles de energía y se le denomina
número cuántico principal
110
2
4
2
Modificaciones del Modelo de Bohr:
Orbitas
n
distancia
1
0,53 Å
2
2,12 Å
3
4,76 Å
4
8,46 Å
5
13,22 Å
6
19,05 Å
7
25,93 Å
En 1916, Arnold Sommerfeld
modifica el modelo atómico de
Bohr, en el cual los electrones
sólo giraban en órbitas circulares,
al decir que también podían girar
en ORBITAS ELIPTICAS.
111
Modelo atómico de Bohr
(1913)
MODELO ATÓMICO DE BOHR
basado en
TEORÍA CUANTICA DE PLANCK
TEORÍA CORPUSCULAR DE EINSTEIN
sostiene que
sostiene que
ENERGÍA ESTÁ CUANTIZADA
LA LUZ TIENE NATURALEZA DUAL
(ONDA Y PARTÍCULA)
E = h 
PARTÍCULA (Efecto fotoeléctrico,
Efecto Compton)
ONDA
(Reflexión, difracción)
POSTULADOS DE BOHR
112
Limitaciones del Modelo de Bohr

Las órbitas de los electrones bajo la
atracción del núcleo debían ser
elípticas (Modificación de
Sommerfeld)

Sólo es aplicable al átomo de
hidrógeno y a los átomos o iones
hidrogenoides.

En los espectros atómicos aparecen
nuevos desdoblamientos (efecto
Zeeman) y otros.
113
Intercambios
energéticos
E fotón = h  ν
= h  c/λ
114
Fórmula de Rydberg.
Permite calcular la longitud de onda
de cualquiera de las líneas que
forman el espectro del hidrógeno:
1/λ = R (1/n12 – 1/n22)
n1, n2: números enteros positivos
(n1 < n2)
R: cte de Rydberg = 109677, 7 cm-1
En función del valor de n1 , podemos
distinguir diferentes series en el
espectro del hidrógeno:
n1 = 1: serie de Lyman
n1 = 2: serie de Balmer
n1 = 3: serie de Paschen
n1 = 4: serie de Brackett
n1 = 5: serie de Pfund
n1 = 6: serie de Humphreys
115
El átomo en la actualidad
Los modelos atómicos siguen seguido evolucionando,
debido a:
-Descubrimiento de nuevos fenómenos
-Disponibilidad de instrumentos más precisos que
permiten observar cosas desconocidas antes
Siguiente modelos: NUBE DE CARGA
- Incorpora las ideas de la teoría de la relatividad y
la mecanica-cuántica.
- Próximos años…
116
MODELO
MECANO-CUÁNTICO
E  m c2
E  hv
mc  hv
2
DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULO
DE LOUIS DE BROGLIE
(1924)
h
c

 m c
como
2
si c   V
PRINCIPIO DE INDETERMINACIÓN
DE HEISENBERG
(1927)
v
h
c
m
h
V
m
h
x   p 
4
117
c

MECÁNICA ONDULATORIA
DE SCHRÖDINGER
(1926)
 2  2  2 8 2 m
( E  V )  0
2 
2 
2 
2
x
y
z
h
 : la funcion de onda describe el comportamiento
ondulatorio del electron
E : energia del electron
V : energia potencial del electron
las soluciones de la ecuación de onda nos informa del estado
energético del electrón y de la función de onda asociada a ese
estado energético 
118
 La ecuación de Schrödinger da como solución
una ecuación de estado  que depende de tres
números cuánticos.
 n, l, ml nos ofrece la zona de máxima
probabilidad de encontrar al electrón.
ORBITAL
12,0,0 (x,y,z)
119
Los números cuánticos
Un orbital está determinado por el valor de los
números cuánticos (n, l, ml)
 Número cuántico principal, n
Cuantiza la energía total del electrón
 Número cuántico secundario, l
n =1, 2, 3, 4, …
l = 0, 1,2, … (n-1)
Cuantiza el módulo del momento angular del electrón
 Número cuántico magnético, ml
m = - l,…, 0,…. + l
Cuantiza la orientación del momento angular del electrón
120
El cuarto número cuántico
• En 1928, se descubre que un electrón posee un momento angular o
spin.
• En un campo magnético, el eje de rotación tiene sólo dos posibles
orientaciones.
• Nueva definición de SPIN. Propiedad intrínseca de los electrones
ms = ½
N
Momento
Magnético
S
Nº cuántico de spin:
S
Dirección
del campo
magnético
Momento
Magnético
ms = ½
Dirección
del campo
magnético
N
121
122