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ESTRUCTURA
ATOMICA
1
John Dalton
Teoría atómica de Dalton
“La materia está formada por partículas
muy pequeñas, llamadas átomos, que
son indivisibles e indestructibles.”
“Todos los átomos de un mismo
elemento tienen la misma masa atómica.”
Con esta idea,
Dalton publicó
en 1808 su
Teoría Atómica
que podemos
resumir:
2
“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 lo forman.”
Joseph John Thomson (1856-1940)
Descubrió
que
los rayos
catódicos estaban formados
por
partículas
cargadas
negativamente (electrones), de
las que determinó la relación
entre su carga y masa. En
1906 le fue concedido el
premio Nobel por sus trabajos.
Millikan calculó experimentalmente el valor de la carga
eléctrica negativa de un electrón mediante su experimento
con gotas de aceite entre placas de un condensador. Dio
como valor de dicha carga e = 1,6 * 10-19 Coulomb.
3
Thomson define así su modelo de átomo :
Considera el átomo como
una gran esfera con carga
eléctrica positiva, en la cual
se distribuyen los
electrones como pequeños
granitos (de forma similar a
las semillas en una sandía)
4
Experimento de la gota de aceite de Millikan
5
Ernest Rutherford, (1871-1937)
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.
Puesto que las partículas alfa y beta
atraviesan el átomo, un estudio riguroso de
la naturaleza de la desviación debe
proporcionar cierta luz sobre la constitución
de átomo, capaz de producir los efectos
observados.
Las investigaciones se produjeron tras el descubrimiento de
la radioactividad y la identificación de las partículas emitidas
en un proceso radiactivo.
6
7
Experimento para determinar la constitución del átomo
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).
8
Muy pocos rebotan, porque
chocan frontalmente contra esos
centros de carga positiva.
El Modelo Atómico de Rutherford quedó así:
Todo átomo está formado por
un núcleo y corteza.
-
El núcleo, muy pesado, y de
muy pequeño tamaño, donde se
concentra toda la masa atómica.
-
Existe un gran espacio vacío entre
el núcleo y la corteza donde se
mueven los electrones.
-
NÚMERO ATÓMICO= número de protones del núcleo que
coincide con el número de electrones si el átomo es
neutro.
9
En 1932 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.
El núcleo tiene un número de cargas positivas, protones
igual al de electrones corticales. En el núcleo están también
los neutrones. Los electrones giran a grandes distancias
del núcleo de modo que su fuerza centrífuga es igual a
la atracción electrostática, pero de sentido contrario.
-
La composición del átomo
Rutherford
descubrió los
protones en 1919
James Chadwick
descubrió los
neutrones en 1932
El núcleo está formado de protones y neutrones
11
PARTÍCULAS FUNDAMENTALES
Partícula
PROTÓN p+
NEUTRON n
ELECTRÓN e-
Carga
Masa
+1 unidad electrostática
de carga = 1,6. 10-19 C
1 unidad de masa atómica
1 u =1,66 10-27kg
0, no tiene carga
eléctrica, es neutro
-1 unidad electrostática
de carga =-1,6. 10-19C
1 unidad de masa atómica
1 u =1,66 10-27kg
1/1840 u Despreciable
comparada con la de p+ y n
1
1
p
1
0
n
0
1
e
Los protones y neutrones determinan la masa de los átomos y los
electrones son los responsables de las propiedades químicas.
NÚMERO ATÓMICO (Z) es igual al número de protones del átomo. Coincide
con el número de electrones si el átomo está neutro. Todos los átomos de un
mismo elemento tienen el mismo número de protones, por lo tanto, tienen el
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mismo número atómico.
NÚMERO MÁSICO (A) es igual a la suma de los protones y los neutrones que
tiene un átomo.
ISÓTOPOS son átomos de un mismo elemento tienen diferente número de
neutrones. Tienen el mismo número atómico (Z) pero diferente número
másico (A).
35
17
Cl
37
17
Cl
Cuando un elemento está formado por
varios isótopos, su masa atómica se
establece como el promedio ponderado de
las masas de sus isótopos
Un átomo se representa por:
Su símbolo = una letra mayúscula o dos letras, la primera
mayúscula que 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.
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A
Z
E
ISOTOPOS
14
• Son átomos de un mismo elemento que tienen el mismo número atómico
pero diferente número másico (igual número de protones pero diferente
número de neutrones en su núcleo)
Crítica del modelo de Rutherford:
Fue fundamental la demostración de la discontinuidad de la materia
y de los grandes vacíos del átomo. Por lo demás, presenta deficiencias
y puntos poco claros:
 Al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir
radiación constante ya que crea un campo magnético y por tanto, pierde
energía. Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón
terminaría por caer en el núcleo; el átomo sería inestable.
 Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck
que no tuvo en cuenta.
 Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos.
Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento
era incompleto y lógicamente, también los cálculos.
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LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA
•
Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y
otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez,
perpendiculares ambos a la dirección de propagación.
•
Viene determinada por su frecuencia ( ) y por su longitud de onda ( )
relacionadas entre sí por:
λ =LONGITUD DE ONDA:
distancia entre dos puntos
consecutivos de la onda con
igual estado de vibración
 
c

C= velocidad de propagación
de la luz =3·108m/s
  FRECUENCIA: número
de oscilaciones por unidad de
tiempo
λ
16
Propagación
ondulatoria
Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas su longitudes
de onda mediante un prisma óptico.


ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO:Es el conjunto de todas las radiaciones
electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos  10–12 m)
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hasta kilómetros (ondas de radio)
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)
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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.
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
19
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.
20
21
TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK
La teoría cuántica se refiere a la energía:
Cuando una sustancia absorbe o emite energía,
no puede intercambiar cualquier cantidad de
energía, sino que se define una unidad mínima
de energía, llamada cuanto. Esto implica que la
energía que se emita o se absorba deberá ser
un número entero de cuantos
Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (una
radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad
mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene
dada por la ecuación de Planck:
E=h·
22
h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 Joule · segundo
 : frecuencia de la radiación
EL EFECTO FOTOELÉCTRICO
Cátodo
Ánodo
Electrones
 Consiste en la emisión de electrones por la superficie de un metal cuando
sobre él incide luz de frecuencia suficientemente elevada
 La luz incide sobre el cátodo (metálico) produciendo la emisión de e- que
llegan al ánodo y establecen una corriente que es detectada por el
amperímetro
 La física clásica no explica que la energía cinética máxima de los eemitidos dependa de la frecuencia de la radiación incidente, y que por
debajo de una frecuencia llamada frecuencia umbral, no exista emisión
23 electrónica
MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó)
El modelo atómico de Rutherford llevaba a
unas conclusiones que se contradecían
claramente con los datos experimentales.
La teoría de Maxwell echaba por tierra el
sencillo planteamiento matemático del modelo
de Rutherford.
El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitió relacionar
la emisión de radiaciones de determinada “ ” (longitud de onda) con
cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos.
La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino
que estaba cuantizada.
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MODELO ATÓMICO DE BÖHR
1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares
llamadas ÓRBITAS ESTACIONARIAS sin emitir energía
radiante. Cuando el átomo se encuentra en esta situación se
dice que está en ESTADO ESTACIONARIO y si ocupa el nivel
de energía más bajo se dice que está en ESTADO
FUNDAMENTAL. Así, el primer postulado nos indica que el
electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino
que sólo hay unas pocas órbitas posibles.
2. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene
un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π).
3. La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra
de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia
25 viene dada por la ecuación de Planck.
Niveles permitidos según el modelo de Bohr
Energía
(calculados para el átomo de hidrógeno)
26
n=
n=5
n=4
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
MECÁNICA CUÁNTICA
La mecánica cuántica surge ante la imposibilidad de dar una explicación satisfactoria,
con el modelo de Bohr, a los espectros de átomos con más de un electrón. Se
fundamenta en dos hipótesis
 La dualidad onda corpúsculo
De Broglie sugirió que un electrón puede mostrar propiedades de
onda. La longitud de onda asociada a una partícula de masa m y
velocidad v, viene dada por
h

mv
donde h es la constante de Planck
 Principio de incertidumbre de Heisenberg
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Heisenberg propuso la imposibilidad de conocer con precisión, y a la vez,
la posición y la velocidad de una partícula.
Se trata al electrón como una onda y se intenta determinar la probabilidad
de encontrarlo en un punto determinado del espacio
La mecánica ondulatoria describe matemáticamente el
comportamiento de los electrones y los átomos.
Su ecuación medular, conocida como ecuación de Schrödinger, se
caracteriza por su simpleza y precisión para dar soluciones a
problemas investigados por los físicos
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ORBITAL
Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un
átomo. Determina la región del espacio en el átomo donde hay una
probabilidad muy alta de encontrar a los electrones
La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se
encuentra el electrón en cada momento, pero sí la probabilidad de
encontrarlo en una región determinada. La probabilidad de encontrar al
electrón dentro de la región dibujada es del 90%
Las soluciones de la ecuación de
Scroedinger permiten determinar en
que orbital del átomo se encuentra
un determinado electrón. Se
conocen como números cuánticos
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1. El número cuántico principal
n
• Describe el nivel de energía
principal que el electrón ocupa.
• Puede ser cualquier entero
positivo:
n= 1,2,3,4,. . .
• Determina la distancia al núcleo
de un electrón.
30
l
El número cuántico secundario
determina la excentricidad de la
órbita, cuanto mayor sea, más
excéntrica será, es decir, más aplanada
será la elipse que recorre el electrón.
•
Su valor depende del número
cuántico principal n, pudiendo variar
desde 0 hasta una unidad menos que
éste (desde 0 hasta n-1) y determina el
tipo de orbital que ocupa el electrón
31
ml
El número cuántico magnético
determina la orientación
espacial de los orbitales
ml, puede tomar valores enteros
desde -l hasta +l, incluyendo el
cero
ml = (-l),…., 0,…..,(+l)
32
ms
El número cuántico de espín
Cada electrón, en un orbital,
gira sobre si mismo.
Este giro puede ser en el
mismo sentido que el de su
movimiento orbital o en
sentido contrario.
Este hecho se determina
mediante un nuevo número
cuántico, el número cuántico
de spin ms, que puede tomar
dos valores, 1/2 y -1/2.
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Números cuánticos
n
l
m
1
0
0
2
0
0
1
-1, 0, +1
3
0
0
1
-1, 0, +1
2
-2,-1,0,1-2
34
tipo
s
s
p
s
p
d
orbitales
Nombres
1s
2s
2py, 2pz, 2px
3s
3py, 3pz, 3px
3dxy,3dyz,3dz2,
3dxz3dx2-y2
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
35
n
1
2
2
3
3
3
4
4
4
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
m
0
0
–1,0,1
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
–3,–2, –1,0,1,2,3
s
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
l = 0 orbital s
36
l = 1, orbital p
37
ml para los orbitales p
38
l = 2, orbital d
39
La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única.
Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar
es el siguiente:
Regla de llenado de Hund: la energía de un orbital en orden a su llenado
es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l). Cuando hay
varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que
tenga menor valor de n
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COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA
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
41
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Orbitales
Elemento
Configuración electrónica
1s 2s 2px 2py 2pz 3s
43
H
1s1
He
1s2
Li
1s2 2s1
Be
1s2 2s2
B
1s2 2s2 2p1
C
1s2 2s2 2p2
N
1s2 2s2 2p3
O
1s2 2s2 2p4
F
1s2 2s2 2p5
Ne
1s2 2s2 2p6
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
44
Configuración electrónica de iones
• Para cationes :
2 2s2 2p2 3s2 3p6 4s1
K
:
1s
19
K+ : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6
• Para aniones
2 2s2 2p2 3s2 3p5
Cl
:
1s
17
Cl- : 1s2 2s2 2p2 3s2 3p6
45
Energía
6p
5d
6s
4 f
5p
4d
5s
4s
4p
3d
ORDEN EN QUE
SE LLENAN LOS
ORBITALES
3p
3s
2s
2p
n = 4;
1;; l = 1;
2;
3;
0;; m = +
2;
0;
– ;1;
2;
ss=
s==
+
–+
–½
½
46
1s
Se llama CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo a la distribución de
sus electrones en los diferentes orbitales , teniendo en cuenta que se van llenando en
orden creciente de energía y situando 2 electrones como máximo en cada orbital.
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4d 4p 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
LA TABLA PERIÓDICA SE ORDENA SEGÚN EL NÚMERO
ATÓMICO, como es el número de protones pero coincide con
el de electrones cuando el átomo es neutro, la tabla periódica
queda ordenada según las configuraciones electrónicas de los
diferentes elementos.
47
48
• Sustancias Paramagnéticas:
- Sustancias que poseen electrones
desapareados
- Son atraídas por campos magnéticos
• Sustancias Diamagnéticas:
- Sustancias que poseen electrones
apareados
- Son repelidas por campos magnéticos
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Formación de iones más probables
• Un ión perderá o ganará electrones, hasta que se
estabilice.
• La forma más común de estabilización es la de
formar estructuras electrónicas de gas noble.
• ¿Por qué de gas noble?
Los gases nobles son los elementos que menos
tienden a perder o ganar electrones, apenas
reaccionan bajo condiciones extremas. Por tanto
todos los átomos tienden a adquirir una estructura
electrónica similar a la de éstos.
50
Ejemplos de formación de iones más
probables
11Na
-Podemos observar que el Nº atómico del SODIO
está más cerca del Nº atómico del Neón.
-Si el SODIO pierde un electrón (una carga
negativa) ,adquiere configuración de Neón.
-Entonces deja de ser neutro .
22s2p63s1
Na
:1s
11
51
-1 e
Na+
Ejemplos de formación de iones más
probables
17Cl
22s22p63s23p5
Cl=1s
17
+1electrón
- 1s22s22p63s23p6
Cl
17
[Ar]
52