El atomo (parte iv)
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El documento resume las principales teorías atómicas desde la antigua Grecia hasta la física cuántica moderna. Explica los modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr, así como los descubrimientos de electrones, números cuánticos, estructura del átomo y mecánica cuántica. El documento provee una visión general de la evolución del entendimiento científico sobre la estructura atómica.
El atomo (parte iv)
- 1. B. Q. F GABRIEL AGUILAR
- 2. CONTENIDO (PARTE IV) El ÁTOMO Y ESTRUCTURA ATÓMICA: Teorías Atómicas. Composición Atómica. Configuración electrónica. Números cuánticos.
- 3. A través de un pensamiento filosófico, 450 AC en la Grecia antigua, fundan la escuela atomista. Ellos sugirieron que, al dividir cualquier sustancias, se debería llegar a la unidad mínima constituyente e indivisible, el ”ÁTOMO” (del griego a= sin y tomo= división), común para toda la materia. Éste fue el primer modelo atómico propuesto.
- 4. El modelo atómico de Dalton surgido en el contexto de la química, fue el primer modelo atómico con bases científicas, formulado en 1803 por John Dalton. Representa al átomo como un esfera compacta indivisible e indestructible.
- 5. Todos los elementos se componen de diminutas partículas llamadas átomos. No se crean ni se destruyen átomos durante las reacciones químicas Todos los átomos de un elemento dado son iguales, pero los átomos de un elemento difieren de los átomos de los demás elementos Se forman compuestos cuando átomos de diferentes elementos se combinan en proporciones fijas y pequeñas de números enteros, por ej 1 átomo de A con 1 átomo de B, 2 átomos de A con uno de B, ó 3 átomos de A con 2 de B
- 6. Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, cada compuesto tiene una proporción de átomos diferentes, pero definida, de números enteros. Cuando se lleva a cabo una reacción química, los átomos de las sustancias iníciales reaccionan unos con otros para formar sustancias nuevas y diferentes, con combinaciones de átomos distintas, pero no se crean ni destruyen átomos
- 7. SIR WILLIAM CROOKES (1832- 1919): fue el científico británico que inventó el tubo de rayos catódicos. su obra preparó el camino para el descubrimiento de electrón
- 9. Desviación del haz en un campo magnético dentro de un tubo de descarga de Crookes. el recubrimiento de sulfuro de zinc de la tira de metal del tubo emite luz cuando inciden en él los electrones
- 10. En 1879, William Crookes concluye que los rayos catódicos producidos por una corriente eléctrica en un tubo al vacío son una corriente de partículas cargadas que se producen en el cátodo
- 11. CIENTÍFICO INGLES (1856- 1940) DESCUBRIÓ EL ELECTRÓN, QUE LUEGO STONEY LO NOMBRÓ COMO TAL. PREMIO NOBEL DE FÍSICA EN 1906, POR LA CONDUCCIÓN ELÉCTRICA EN GASES. INGENIERO Y LIC. EN MATEMÁTICAS EN 1890 SE CASÓ CON ROSE E. PAGET, CON LA QUE TUVO UN HIJO Y UNA HIJA. SU HIJO GEORGE P. THOMSON FUE PREMIO NOBEL DE FÍSICA EN 1937.
- 12. Tubo de descarga de Thomson Las partículas de los rayos catódicos interactuaban con un campo eléctrico (que desvía la pantalla hacia arriba) y otro magnético que actuaba en sentido contrario Cuando las magnitudes de ambas fuerzas se igualaban la trayectoria era rectilínea
- 14. Utilizad para estudiar partículas positivas.
- 15. Átomo esfera homogénea de electricidad positiva. Los electrones están incrustados en ella. Su modelo atómico lo asemeja a un budín de pasas. Átomo estacionario
- 16. 1909. Robert Millikan. Determinó la carga del electrón a través del experimento de la gota de aceite.
- 17. 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= -1,60219·10-19 coulombs y usando ahora la relación e/m = - 1,75881·108 coulombs/gramo, medida por Thomson, le permitió determinar la masa me para el electrón: me = 1g · 1,60219·10-19 coulombs = 9,10952·10-28g------------------------- 1,75881·108 coulombs
- 18. Ernest Rutherford (Neozelandés) bombardea una laminilla de oro con partículas alfa proveniente de una fuente de radio y descubre que casi toda la masa del átomo está en su diminuto núcleo con carga positiva.
- 21. Prácticamente toda la masa y la carga del átomo se concentran en un núcleo extremadamente diminuto, lo que hacía que las partículas alfa se desviaran abruptamente.
- 22. Carga 2+ del núcleo de Helio es dos veces mayor que la carga 1+ del núcleo de hidrógeno, pero la masa es 4 veces mayor que la masa del núcleo de hidrógeno En una investigación relacionada con la radioactividad descubre el: Neutrón: partícula con masa casi igual a la del protón pero sin carga eléctrica.
- 23. Una forma de energía radiante es la luz. La luz blanca se descompone al pasar por un prisma.
- 24. Además de la luz visible existen otras formas de energía radiante o radiación electromagnética. “Espectro electromagnético”
- 25. La longitud de onda es la distancia que recorre la onda en el intervalo de tiempo transcurrido, entre dos máximos consecutivos. Esta es inversamente proporcional a la frecuencia, ya que a mayor frecuencia debe ser menor la longitud de onda y asi pasen mas ondas en un segundo.
- 26. Frecuencia es una medida que se utiliza generalmente para indicar el número de repeticiones de cualquier fenómeno o suceso periódico en la unidad de tiempo. Según el SI (Sistema Internacional), la frecuencia se mide en hercios (Hz). Un hercio es aquel suceso o fenómeno repetido una vez por segundo.
- 29. 1900. Max Planck propuso una explicación de las frecuencias de la luz emitida por los sólidos muy calientes (Teoría Cuántica) 1905. Albert Einstein amplió la teoría incluyendo todas las formas de luz. Los cuerpos del microcosmos (electrones, nucleones, átomos y moléculas) absorben y emiten luz de manera discontinua, en pequeños paquetes de energía llamados cuantos de energía (latín QUANTUM “cantidad elemental”
- 30. La frecuencia de la luz , aumenta en forma proporcional con el incremento en la energía E y el valor de h la constante de Planck es 6,63 x 10-34 joule- segundo E = h
- 31. En 1913 Niels Bohr discípulo de Rutherford propone un nuevo modelo para el átomo de Hidrógeno aplicando acertadamente la Teoría Cuántica de la radiación de Planck.
- 32. La comunidad científica cuestionaba a Rutherford el hecho de que el electrón de su modelo tendría que acercarse, en cada vuelta, al núcleo, impactando con este y desintegrando a la materia.
- 33. Para esto propuso que el electrón no emitía energía cuando estaba en un nivel estable. Este nivel estable no puede tener cualquier radio solo aquel que cumple con la estabilidad del electrón, por lo tanto los radios y las energías asociadas a este radio están cuantificadas. Cuando el electrón de un nivel absorbe energía, lo hace en un valor cuantificado y pasa a otro nivel de mayor energía. Cuando el electrón retorna a su nivel original, siempre lo hace emitiendo esa energía absorbida, en forma de luz.
- 34. La frecuencia de la luz , aumenta en forma proporcional con el incremento en la energía E y el valor de h la constante de Planck es 6,63 x 10-34 joule- segundo E = h
- 35. Es un modelo matemático probabilístico. Está basado en los principios de Louis de Broglie, Werner Heisenberg y Erwin Schrodinger. Establece el concepto "orbital".
- 36. 1924. Louis De Broglie presentó la idea de que si las ondas luminosas exhiben ciertas características de partículas, entonces quizá las partículas de materia podrían mostrar características de onda En otras palabras “Un rayo de electrones debería presentar características de onda y comportarse como un haz de luz”
- 37. 1926. Erwin Schrödinger desarrolló ecuaciones matemáticas detalladas con base en el trabajo de De Broglie Con estas ecuaciones se obtienen valores que corresponden a regiones de alta probabilidad electrónica en torno al núcleo
- 38. Las nubes de electrones no son órbitas definidas de tipo planetario, sino que representan niveles de energía menos definidos y regiones llamadas subniveles o subcapas Cada uno de estos subniveles tiene uno o más orbitales Cada orbital es una región ocupada por un máximo de dos electrones con espines opuesto
- 40. El ÁTOMO unidad básica de toda la materia.
- 41. Partícula Carga Masa Protón (p+) +1 1 Neutrón (n) 0 1 Electrón (e-) -1 1/1840
- 42. Número atómico (Z): Indica el nº de protones del núcleo Z = p+ Átomo neutro p+ = e- Z = p+ = e-
- 43. 11Na : 19K : 17Cl : Nº Protones 11 Nº Electrones 11 Nº Protones 19 Nº Electrones 19 Nº Protones 17 Nº Electrones 17
- 44. Número másico (A): Es la suma entre los protones y neutrones. A = p+ + n0 Como Z = p+ se cumple A = Z + n0 Despejando los p+ + n0 tenemos p+ = A - n0 n0 = A – p+
- 45. A = Nº másico Z = Nº atómico X = Carga iónica
- 46. Protones Neutrones Electrones 22 26 22 Protones Neutrones Electrones 35 44 36 Protones Neutrones Electrones 12 12 10 Br- Mg2+ Ti 79 24 48 35 12 22
- 47. Conjunto de átomos que pertenecen a un mismo elemento, que tienen igual número atómico y diferente masa atómica. Sus propiedades físicas son diferentes y sus propiedades químicas similares.
- 48. - Átomos de un mismo elemento - Tienen = Z y ≠ A
- 49. Conjunto de átomos que pertenecen a diferentes elementos que tienen el mismo # de masa atómica y diferente # atómico
- 50. Conjunto De Átomos Que Pertenecen A Diferentes Elementos Y Que Tienen El Mismo Número De neutrones.
- 51. Son átomos que tienen igual números de electrones. Ejemplo 10Ne; 11Na+; 12Mg2+; 9F- = 10 e-
- 52. NOS PERMITE DETERMINAR LA MASA REAL DE UN ELEMENTO DE LOS DIFERENTES ISÓTOPOS QUE EN ESTE SE FORMA M relativa = (Misótopo A * % ABUNDANCIA A) + …….. …………………/100
- 53. 1927. Werner Heisenberg Llegó a la conclusión de que no es posible establecer simultáneamente con precisión tanto la posición como la energía de un electrón Si el electrón actúa como partícula, debiera ser posible establecer en forma precisa su localización, pero si es una onda, como De Broglie había propuesto, entonces no se puede conocer su ubicación precisa
- 54. Número Cuántico Rango de valores Describe Principal, n 1, 2, 3, .... Nivel energético Secundario, l, Desde 0 hasta n- 1 Forma del orbital Magnético, m Desde - l hasta + l Orientación espacial Espín, s ± 1/2 Espín del electrón
- 55. VALORES= 1,2,3….7 DEFINE: NIVEL ENERGETICO No. MAX. DE ELECTRONES POR NIVEL N° e= 2n2
- 56. VALORES= 0,1,2,3….(n-l) Indica el nivel de energía donde se encuentra el electrón. Define: forma de los orbitales por medio de los subniveles s= SPHERICAL 1 orbital 2 e max p= PRINCIPAL 3 orbitales 6 e max d= DIFUSSO 5 orbitales 10 e max f= FUNDAMENTAL 7 orbitales 14 e max
- 60. ml VALORES= -1,0,1 DEFINE ORIENTACIÓN EN EL ESPACIO DE CADA SUBNIVEL
- 61. ms VALORES= +1/2, -1/2 DEFINE: EL GIRO DEL ELECTRON A FAVOR O EN CONTRA DE LAS MANECILLAS DEL RELOJ
- 62. • REPRESENTACIÓN SIMBÓLICA DE LA DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES DE UN ÁTOMO EN LOS DIFERENTES SUBNIVELES (s,p,d y f) • UTILIZANDO EL DIAGRAMA DIAGONAL
- 65. ES UN ESTADO DE ENERGÍA DENTRO DE UN ÁTOMO QUE PUEDE CONTENER COMO MÁXIMO: 2 ELECTRONES EL ORBITAL SE PUEDE ENCONTRAR: VACIO SEMILLENO LLENO
- 67. “LOS ELECTRONES TIENDEN A OCUPAR EL MÁXIMO NÚMERO DE ORBITALES EN UN SUBNIVEL DADO” EJEMPLO: 8 o
- 68. ESTRUCTURA DE LEWIS: Es un diagrama, donde el símbolo del átomo es rodeado por puntos, aspas o círculos que correspondan al número de electrones de valencia del elemento. Ej: