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Estructura del átomo. Primeras teorías. FILÓSOFOS Analizaban los misterios de la vida. (bajos sus experiencias) La materia se considera formada por: (4 elementos) También se aceptaba que la materia podía dividirse infinitamente. AGUA AIRE FUEGO TIERRA.
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Primeras teorías • FILÓSOFOS • Analizaban los misterios de la vida. (bajos sus experiencias) • La materia se considera formada por: (4 elementos) También se aceptaba que la materia podía dividirse infinitamente. AGUA AIRE FUEGO TIERRA
Ideas de Demócrito (430 – 370 a. C) • Primera propuesta de materia no divisible. • Materia formada por partículas pequeñas = átomos. • Los átomos = no se crean, dividen o destruyen. • Átomos = sólidos, homogéneos, indestructible e indivisible. • Diferentes átomos = tamaño y forma. • Propiedades de la materia = átomos.
Debilidades • ¿Qué mantiene unidos a los átomos? = No respondía • No sostuvo pruebas científicas • Aristóteles = niega la presencia de átomos, así por 2000 años.
Ideas de John Dalton • Siglo XIX (1766- 1844) Inglés. • Marca el inicio de la T. A. M (teoría atómica moderna). • Toda materia se compone de átomos. • Átomos =, = en masa, tamaño y propiedades. • Átomos diferentes entre sí. • Átomo indestructible
Se combinan en relaciones simples de números enteros para formar compuestos. (Ley Prop Def) • Dos o más elementos pueden combinarse de manera diferente para formar más de un compuesto. • En una reacción: átomos se separan, se combinan o se reordenan. (Ley de conservación de la masa – simple)
Debilidades • Se ha comprobado la existencia de isótopos (por tanto la masa de mismo átomos es diferente), por tanto sus propiedades varían. • Átomo = sin división y si se puede dividir en sus partículas.
William Crookes • Mientras trabajaba en el laboratorio descubrió un destellos de luz en un tubo. • El experimento se ilustra como:
PROPAGACIÓN DE LOS RAYOS CATÓDICOS • El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).
Conclusiones • Los rayos catódicos eran partículas cargadas. • Las partículas eran ( - ) • Partículas llamadas electrones
Joseph Thomson • Se sabía que el electrón era negativo, pero no su masa. • Thomson en 1890 al utilizar campos magnéticos y eléctricos de un rayo, determinó su razón carga/masa de la partícula. • Los datos (e/m) los comparó con otros datos y obtuvo que su masa era menor que la de un átomo de H2. • e/m = 1.75 * 10 11 C /kg.
Conclusiones • El átomo si se podía dividir, en partículas más pequeñas. • Determinó la primera partícula subatómica: el electrón. • Propone el modelo de pudín con pasas. “Los electrones se distribuían por toda la carga positiva uniforme”
Robert Millikan (1868-1953). EU • Quince años después determinó la carga del electrón. 1909- 1913. • Carga 1.6 * 10 -19 C. Con la determinación de la masa del electrón, se comprueba que es una partícula material que es parte fundamental de la materia y tiene carga.
Carga del e- : 1.6 * 10 -19 C. • Al encontrar la carga se obtiene con q/m la masa del electrón que es 9.1 * 10 -19 kg Tabla 1. Características del electrón (e/m) descubierto por Thomson, carga y masa por Millikan
Ideas de Ernest Rutherford (1871-1937) • Nació en Nueva Zelanda y en 1908 gana premio Nobel de química. • Se interesó por descubrir si las partículas alfa desviaban la trayectoria al chocar con una lámina de Au. • Un pequeño rayo de partículas apuntaba hacia la lámina. • La lámina se recubría con ZnS para producir un destello de luz cuando era golpeada por la partícula.
Resultados del experimento 1. La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío.
2. Hay una densa y diminuta región que llamó núcleo, que contiene masa positiva y casi toda la masa del átomo. 3. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA). 4. Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.
Modelo Planetario • Los e- se mueven en el espacio que rodea al núcleo y se mantienen dentro del átomo por fuerzas de atracción con carga (+) . • 2 Canchas de fútbol con una moneda de cinco colones. Analogía volumen del átomo 10 000 veces el núcleo. • Se cae modelo de Thomson
James Chadwick • Rutherford propone que debe existir una pratícula neutra: neutrón. • En 1932 Chadwick somete al Be y otros a partículas alfa que emitían partículas sin carga y masivas. • Neutrón: Masa del protón o de átomo de H2 = 1.67 * 10 -24 g.
Deficiencias de Rutherford Cuestionamientos generales 1. ¿Cómo estaban ordenados los e- en el átomo? 2. ¿Por qué los e- con carga (-) no eran atraídos por el núcleo con carga (+)?
Teoría cuántica de Planck • Los sólidos al calentarse emiten radiación. (Luz roja de un calentador). Trata de explicar los fenómenos de radiación. • La física proponía que los átomos podían emitir o absorber cualquier cantidad de energía radiante. • Planck propone que un átomo emite o absorbe sólo cantidades discretas de energía, como pequeños paquetes o cumulos. Planck los llamó cuantos • Un cuanto es la mínima cantidad de energía que puede ser emitida o absorbida en forma de radiación.
La energía esta dada por: E= hν donde h= cte de Plank y ν= frecuencia
Efecto Fotoeléctrico • Es un fenómeno que ocurre cuando la luz incide sobre una superficie metálica, haciendo que los electrones salgan expulsados de la superficie. Fenómeno fotoeléctrico en el uso de calculadoras y en las casas para convertir luz en energía eléctrica.
Alberth Einstein propone que la luz tiene carácter de onda y de partícula. • O sea, que aunque LA LUZ es una onda es una corriente de partículas pequeñísimas, llamadas FOTONES (que es una partícula pequeña, sin masa, que transporta un quantum de energía)
Niels Bohr • Niels Bohr (1913) responde dicha interrogante. • Propuso un modelo para el H. • El modelo dice: • Al nivel de energía más bajo se le llama estado raso o basal. • Cuando un átomo gana energía se encuentra en estado excitado. Y aunque el H tiene un solo un e- puede tener varios estados excitados.
Bohr relaciona los estados de energía con el movimiento del e- y sugirió que éste se mueve en orbitas circulares alrededor del núcleo. • Cuanto menor sea la orbita del e-menor será el estado de energía del átomo o nivel de energía y viceversa. • Bohr asignó el primer número cuántico (n) a cada orbita y calculó el radio de c/u. • Bohr describe siete orbitas para el H. que va desde n=1 hasta n= 7.
Explicación del espectro de líneas • Cuando un e- se encuentra en el n=1 está en su estado raso y cuando se le agrega energía desde cualquier fuente, brinca a un nivel superior de energía (n=2). Cuando se devuelve a su estado raso (n=1) emite un fotón de energía.
De manera que dependiendo del nivel de donde caiga el e- así será la luz que emita. Serie Visible de Balmer
Fallos del modelo • Explica adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos poli electrónicos y al intentar justificar el enlace químico. • Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica
MODELO MECANICO CUANTICO • Para 1924 se propone una idea que explicaba los niveles de energía de los átomos. • Louis De Broglie, propone que si un e- tiene un movimiento similar al de una onda y está restringido a orbitas de radio fijo entonces tiene longitudes de onda, frecuencia y energías posibles
Principio de complementariedad: El aspecto corpuscular y el aspecto ondulatorio son dos representaciones “complementarias” de una sola y la misma realidad. Un ser físico único puede manifestársenos tanto en la forma de corpúsculo (centelleo en pantalla fluorescente) como en la forma de onda (interferencia por flujo de e-).
Por tanto plantea una ecuación λ= h/mv Donde h es cte plank, m=masa y v= velocidad “Se predice que toda partícula en movimiento tiene características de onda”
Principio de Incertidumbre • Werner Heisenberg propone que no se puede determinar, simultáneamente y con precisión arbitraria, ni la posición ni el momento lineal (cantidad de movimiento) de una partícula. (electrón) • En palabras sencillas, cuanta mayor certeza se tenga en la posición de una partícula, menos se conoce su cantidad de movimiento lineal.
Erwin Schrödinger • Propone una ecuación de onda aplicable al átomo de hidrógeno, que permite obtener la probabilidad de encontrar una partícula en el espacio. Obteniéndose así lo que se denomina nube de probabilidad o densidad electrónica.
En el modelo atómico de Bohr, el electrón se mueve alrededor del núcleo de una orbita determinada. En la teoría cuántica del átomo, un electrón no esta limitado a una orbita, sino que es libre para moverse en las tres dimensiones, en una nube de probabilidad que tiene una determinada forma en el espacio.
En este modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón.Diferenciar orbital de órbita
Correcciones al modelo de Böhr: números cuánticos • Los NC especifican energía y movimiento del electrón. • Cada conjunto de los 4 NC está asociado con un mov electrónico. • Son 4= (n y l) dan información de la energía. • (ml y ms) asociados con el movimiento del electrón sobre su propio eje y su alrededor del núcleo.
Número cuántico principal (n) Representa los niveles energéticos. Se designa con números enteros positivos desde n=1 hasta n=7 para los elementos conocidos.Para calcular el número máximo de electrones que acepta cada nivel se calcula con la fórmula 2n2donde "n" es el nivel. El valor de "n" determina el volumen efectivo.
NIVEL ( n )Número máximo de electrones fórmula 2n2 n=1 es 2( 1 ) 2= 2 n=2 es 2 ( 2 ) 2 = 8 n=3 es 2 ( 3 ) 2 = 18 n=4 es 2 ( 4 ) 2 = 32
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( l ) • Describe la forma del orbital y los subniveles de energía donde se ubica 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).
Fórmula l= n-1 • nl = 0:Subórbita "s" ("forma circular") →s proviene de sharp (nitido) • l = 1:Subórbita "p" ("forma semicircular achatada") →p proviene de principal • l = 2:Subórbita "d" ("forma lobular, con anillo nodal") →d proviene de difuse (difuso) • l = 3:Subórbita "f" ("lobulares con nodos radiales") →f proviene de fundamental (*) l = 4:Subórbita "g" • l = 5:Subórbita "h"
