Teoría atómica

1. INTRODUCCIÓN A LA
QUIMICA ORGANICA
Recopilación

2. Friedrich Wöhler estudiando la síntesis de la urea.

3. TEORÍA MODERNA
La teoría atómica moderna comienza con John Dalton, en el año 1808 publicó un
libro que explica su teoría de los átomos bajos algunos principios: los elementos
químicos se componen de átomos, y estos a su vez son idénticos en peso,
aunque los de diferentes elementos tienen diferente peso.
JHON DALTON (1766-1844)
MODELO ATOMICO DE DALTON
Los elementos están formados por partículas indivisibles,
llamados átomos. Una reacción química simplemente cambia
la forma en que los átomos se agrupan.
Todos los átomos de un determinado elemento son idénticos.
Los átomos de un elemento se combinan con los átomos de
otros elementos para formar compuestos químicos, un
compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de
tipos de átomos.

4. SIR JOSEPH JOHN THOMSON (1856-1909) Thomson, descubre el electrón,
cuando se dedicaba a estudiar la conducta eléctrica de los gases. La
identificación por J.J. Thomson de unas partículas subatómicas cargadas
negativamente, los electrones, a través del estudio de los rayos catódicos, y su
posterior caracterización, le llevaron a proponer un modelo de átomo que
explicara dichos resultados experimentales. Se trata del modelo conocido
informalmente como el pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran como
“ciruelas” negativas incrustadas en un “pudín” de materia positiva

5. MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
El átomo posee un núcleo central con carga positiva.
En el núcleo reside la masa del átomo.
El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los
electrones formando una corona alrededor del núcleo.
La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total
presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones
de la corona.
El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un
giro alrededor del núcleo, que permite que se mantenga en
su órbita.

6. MODELO ATOMICO DE NIELS BHOR
Postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico.
Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan
diferentes niveles de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos
concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M,
N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...). Bohr supuso que el átomo solo puede tener
ciertos niveles de energía definidos.
Bohr establece así, que los electrones solo pueden girar en ciertas órbitas de radios
determinados. Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la
energía más baja, se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan,
absorben energía y saltan a niveles de estados energéticos superiores. Se dice
entonces que los átomos están excitados. El átomo sólo puede existir en un cierto
número de estados estacionarios, cada uno con una energía determinada.

7. MODELO ATOMICO DE SOMMERFELD
En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de
Bohr. Para eso introdujo dos modificaciones básicas:
1) Supone que las órbitas del electrón pueden ser circulares
y elípticas. En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban
en órbitas circulares.
2) Introduce el número cuántico secundario o azimutal, en la actualidad llamado (L), que
tiene los valores 0, 1, 2… A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles
en el mismo nivel. (s,p,d,f…) Finalmente manifiesta que el electrón es una corriente eléctrica
minúscula, y posee velocidades relativistas.
ERWIN SCHRODINGER
En el año de 1926, Schrödinger, partiendo de ideas de Plank
y Broglie y las matemáticas de Hamilton, desarrolló un
modelo matemático en donde aparecen tres parámetros: n, l,
m.
No manejó trayectorias determinadas para los electrones,
solo la probabilidad de que se hallen en zonas, llamadas
orbitales. Explica parcialmente los aspectos de emisión de
todos los elementos.

8. PAUL DIRAC
Predijo la existencia del positrón, la antipartícula del
electrón, que interpretó para formular el LLAMADO
MAR DE DIRAC, que es un modelo teórico del vacío,
que lo considera como un mar infinito de partículas con
energía negativa.
Contribuyó también a explicar el spin (cuarto número cuántico “s”), como un fenómeno
relativista. Su ecuación de ondas relativista para el electrón fue el primer planteamiento exitoso
de una mecánica cuántica relativista. Así mismo, fue el primero en formular la electrodinámica
cuántica.
Fue desarrollado para tratar de explicar los estados cuánticos anómalos, con energía
negativa, predichos por la ecuación de Paul Dirac, para electrones relativistas.

9. Modelos Atómicos

10. NÚMEROS CUANTICOS
Los números cuánticos son unos números asociados a magnitudes físicas
conservadas en ciertos sistemas cuánticos descubiertos por Niels Bohr y
Sommerfield. Los números cuánticos permiten caracterizar los estados
estacionarios, es decir los estados propios del sistema.

11. Número cuántico principal
Valor de 1>∞
Niveles energéticos principales se relaciona
con el tamaño
Número cuántico secundario
Valor de 0> n-1,indica la forma del espacio
que ocupa el electrón
Número cuántico magnético
Valor de -1>+1 muestra la orientación de los
orbitales en un campo magnético
Número cuántico de Spin
valores permitidos, +1/2 y -1/2 representan el
tipo de movimiento de los electrones
NÚMEROS CUANTICOS

12. NUMERO ATÓMICO, MÁSICO E ISÓTOPOS
Si todos los elementos están compuestos por átomos, ¿Qué hace que un elemento
sea diferente a otro?
Todos los átomos de un elemento tienen igual número de protones.
- hidrógeno: 1
- helio: 2
- oxígeno: 16
- carbono: 12
- hierro: 55
- cloro: 35
La diferencia entre elementos se debe exclusivamente a la diferencia en el número
de sus partículas subatómicas en cada átomo.
Si los átomos tienen carga neutra, el número de electrones es el mismo que el de
protones.

13. Numero Atómico (Z): el número de protones de los átomos de un elemento; es
lo que define al elemento.
Numero Másico (A, peso atómico): numero de la suma de protones (Z) y
neutrones (N) de un elemento.
NUMERO ATÓMICO, MÁSICO E ISÓTOPOS

14. Existen en la naturaleza elementos que poseen igual cantidad de protones, pero
diferente cantidad de neutrones….se llaman isótopos.
Se nombran por su número másico, por ejemplo: Carbono 12, Carbono 13,
Carbono 14.
NUMERO ATÓMICO, MÁSICO E ISÓTOPOS

15. NUMERO ATÓMICO, MÁSICO E ISÓTOPOS
Se conocen 3 isótopos del elemento hidrógeno: 1
1H es el hidrógeno
ligero, el más abundante, con un protón y cero neutrones. El 2
1H es el
deuterio (D), cuyo núcleo alberga un protón y un neutrón y el 3
1H es el
tritio (T), cuyo núcleo contiene un protón y dos neutrones.

16. • Isótopo, una de las dos o más variedades de un átomo que tienen el mismo
número atómico, constituyendo por tanto el mismo elemento, pero que difieren en
su número másico. Puesto que el número atómico es equivalente al número de
protones en el núcleo, y el número másico es la suma total de protones y
neutrones en el núcleo, los isótopos del mismo elemento sólo difieren entre ellos
en el número de neutrones que contienen.
• Isótopos del carbono
El carbono tiene tres isótopos naturales: el carbono 12 constituye el 98,89% del
carbono natural y sirve de patrón para la escala de masas atómicas; el carbono
13 es el único isótopo magnético del carbono, y se usa en estudios estructurales
de compuestos que contienen este elemento; el carbono 14, es radiactivo (con
una vida media de 5 760 años) y se emplea para datar objetos arqueológicos.
NUMERO ATÓMICO, MÁSICO E ISÓTOPOS