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Generalidades sobre el átomo
• Experimentos sobre la estructura de los átomos.
• Modelo de Thomson.
• Modelo de Rütherford.
• Modelo de Böhr.
• Modelo Atómico de la Mecánica Cuántica.
• 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:
Thompson, Rutherford, Becquerel, etc.
• 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
Generalidades sobre el átomo
• TEORÍA Y ESTRUCTURA ATÓMICA
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
El Período Griego:
• 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".
• 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".
• 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).
Los 4 elementos aristotélicos
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.
• 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.
Toda la materia que conocemos
está constituida por partículas
muy pequeñas, los átomos
Aportes al Conocimiento del Átomo
Aportes al Conocimiento del Átomo
Descubriendo al átomo
• En 1808 Dalton postula:
• Representa al átomo como un esfera
compacta indivisible e indestructible.
Teoría Atómica
Dalton (1766 – 1844):
En 1808 introduce la idea de la discontinuidad de la
materia
• 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.
• 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
• 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.
Descubriendo al átomo
• En 1898 Thomson propone
El átomo es una esfera de carga eléctricamente
positiva con pequeñas incrustaciones de carga
negativa que llamó electrones
y que se encuentran en número suficiente
para neutralizar la carga positiva.
Experimentos sobre la estructura
de los átomos
• ¿Cómo los científicos han investigado la
disposición de las partículas al interior del
átomo?
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)
Rayos Catódicos
(fines del siglo XIX)
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.
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.
• 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
• En 1908 Robert Millikan determinó
directamente la carga del electrón
y por lo tanto, su masa:
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.
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.
• 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
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).
• 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.
• La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin
desviarse, porque 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.
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.
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.
Conclusiones que llevan al modelo atómico de
Rutherford (1911)
» El átomo está prácticamente vacío.
» Toda la masa del átomo se concentra en un núcleo,
pequeñísimo y muy denso, de carga positiva, pues repele
las partículas alfa.
» Los electrones deben girar alrededor del núcleo en
órbitas a grandes distancias del núcleo.
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
P+ n P+
n
P+ n +
P
P+
n
Chadwick (1932)
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
NEUTRÓN
En el núcleo se encuentran los neutrones y los protones.
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.
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.
Resumiendo
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?”.
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.
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
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
2
E  
Indica el orden de los niveles de energía y se le denomina
número cuántico principal
1
m v2
2
2
K
2
n
2
4
2
Intercambios
energéticos
E fotón = h  ν
= h  c/λ
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
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.
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
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 
 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)
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
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
N
Dirección
del campo
magnético