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ESTRUCTURA
ATÓMICA
CRISTHIAN Y. HILASACA ZEA
INTRODUCCIÓN
Se define átomo como la partícula más pequeña en
que puede dividirse un elemento sin perder las
propiedades químicas que le caracterizan.
Está compuesto por una parte central con carga
positiva donde se encuentra concentrada casi toda la
masa, constituyendo el núcleo atómico, y por un cierto
número de partículas cargadas negativamente, los
electrones, que forman la corteza.
El núcleo atómico está constituido por protones y
neutrones, denominados por ello nucleones, con carga
positiva igual a la carga negativa de los electrones, de
modo que la carga eléctrica total del átomo sea neutra
(los protones tienen carga positiva y los neutrones no
tienen carga eléctrica).
Teorías
Atómico-Moleculares
Modelos
Demócrito y
Leucipo
Dalton Thomson
Rutherford
- Bohr
Mecano
cuántico
Teoría Atómica
¿Constitución de la
materia?
Estructura Atómica
Conceptos Tipos de átomos
ÁTOMO
Heisenberg
Broglie
Científicos que cambiaron la concepción
del universo
John Dalton
Joseph John
Thomson
Ernest
Rutherford
Niels Borh
Sommerfeld Pieter Zeeman Schrodinger
LOS FILÓSOFOS GRIEGOS SE PREGUNTABAN:
¿Es posible dividir la materia en pedazos cada vez más pequeños,
o hay un punto en el que no se puede dividir más?
Platón y Aristóteles
“La materia es
infinitamente divisible”
“La materia se compone de
pequeñas partículas indivisibles “
A esas partículas las llamó
ATOMOS
FALSO
Cierto:
Dalton 2000 años después
Demócrito
1. Primeras ideas acerca del Átomo
2. La Teoría Atómica de Dalton
Entre 1803 y 1807 Jhon Dalton utilizó las leyes fundamentales
de las combinaciones químicas, que se conocían hasta el
momento, para publicar una teoría atómica congruente.
Antoine Lavoisier:
1734-1794
Joseph Louis Proust,
(1754-1826)
Dalton
1766-1844
En una reacción química,
la materia no se crea ni
se destruye, tan sólo se
transforma.
Antoine Lavoisier: 1734-1794
1789.
Ley de Lavoisier de la
conservación
de la masa.
LEYES PONDERALES.
1799. Ley de Proust de las proporciones definidas.
Afirma que:
Cuando dos elementos se
combinan para formar un
compuesto, lo hacen
siempre en proporciones de
peso fijas y definidas. Joseph Louis Proust,
(1754-1826)
1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples.
Dalton 1766-1844
Cuando dos elementos se
combinan para dar más de un
compuesto, los pesos de un
elemento que se combinan con
una cantidad fija del otro,
guardan entre si una relación
numérica sencilla.
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1808
La teoría atómica de John Dalton puede resumirse en los
siguientes puntos:
1.- La materia está compuesta por partículas indivisibles,
extremadamente pequeñas, denominadas atomos.
2.- Hay diferentes clases de átomos.
Cada clase posee su tamaño y propiedades características.
3.- Cada clase de átomos corresponde a un elemento distinto.
Todos los átomos de un elemento dado son idénticos.
4.- Los compuestos químicos puros están constituidos por átomos de
distintos elementos combinados entre sí, mediante relaciones sencillas.
5.- Las reacciones químicas consisten en la combinación, separación o
reordenación de los átomos. Los átomos permanecen inalterados en
cualquier transformación.
“La materia se compone de pequeñas partículas
indivisibles “
Demócrito
Dalton: 1808
Teoría
atómica
El químico inglés HUMPHREY DAVY en 1.800 :
Comprueba que al hacer pasar
corriente eléctrica a través de
algunas sustancias, estas se
descomponían.
3. La naturaleza eléctrica de la materia
1.- El peso de una sustancia que se
deposita en un electrodo debido a una
cantidad fija de electricidad es siempre
igual.
2.- Los pesos que se depositan debido a
una cantidad fija de electricidad son
proporcionales a los pesos equivalentes de
la sustancia.
MICHAEL FARADAY
(1791-1867)
A las conclusiones a las que llego Faraday
se les
conoce como Leyes de la electrólisis:
Se conoce como ELECTROLISIS al empleo
de una corriente eléctrica para
producir una reacción química.
“una corriente de algo electrificado emergiendo del cátodo”
3.1. Rayos Catódicos y Electrones
J. J. Thomson trabajando con los tubos de Croques
J. J. Thomson
calculó la relación
entre la carga
eléctrica y la masa
de un electrón
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).
Con este experimento
Thomson averiguó cómo se
desplazaban los rayos. Pudo
observar que los mismos se
desplazaban en línea recta y
producían un destello al llegar
a una pantalla formada por
una sustancia fluorescente.
¿DE DÓNDE PARTEN LOS RAYOS?
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).
Interponiendo un objeto
metálico opaco, como se
muestra en la figura, en el
camino de los rayos observó
que se formaba una sombra
en la pared opuesta al cátodo.
los rayos parten del
cátodo. Por eso se les llama
RAYOS CATÓDICOS.
¿TIENEN MASA LOS RAYOS?
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).
Con este experimento Thomson
averiguó si los rayos tenían masa.
En el camino de los rayos
interpuso una pequeña rueda.
Observó que la rueda giraba
como consecuencia del paso de
los rayos. Por lo tanto los rayos
poseían masa.
¿QUÉ CARGA TIENEN LOS RAYOS?
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).
Con este experimento Thomson
averiguó qué carga tenían los rayos.
Utilizando un campo eléctrico o un
campo magnético, comprobó que
los rayos se desviaban alejándose
del polo negativo del campo y se
acercaban al polo positivo. Este
comportamiento indicaba que los
rayos eran partículas negativas
GEORGE STONEY (1874) estudió
cuidadosamente las investigaciones de
FARADAY y THOMPSON y sugirió que
las unidades de carga eléctrica están
asociadas con los átomos.
1850 los científicos habían empezado a acumular datos que
sugerían que el átomo se compone de piezas todavía más
pequeñas llamadas
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
En 1891 STONEY propuso llamarlas ELECTRONES.
Millikan calculó la masa del electrón
3.2. Rayos Canales y Protones Eugen Goldstein
4. El modelo atómico de Thomson
El modelo de
“Puding de ciruela”
Wilhelm Roentgen (1845-1923) físico
alemán (primer premio Nobel en
1901). Descubrió rayos X en 1895
que revoluciono toda la vida de
humanidad.
El científico descubrió que el tubo emite haz de rayos de
naturaleza indefinida ( por eso los llamó “los rayos X”) que
poseen la capacidad de penetrar muchas sustancias y dejar
su imagen en pantallas luminescentes o películas fotográficas
5. La Radiactividad
Los rayos X producían radiaciones muy penetrantes capaces de
velar placas fotográficas cubiertas y de producir fluorescencia
en algunos materiales, aun cuando ante éstos se interponían
obstáculos delgados, como hojas de papel
Enseguida se descubrió que los
rayos X no son nada más que las
ondas electromagnéticas de muy
baja longitud de onda.
Ocupa su lugar en el espectro
electromagnético GRABADO DE LA NOTICIA DEL
DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X.
Este descubrimiento sirvió de
motivación para ciertos estudios
de Henri Becquerel, en París, el
cual estaba muy interesado en
entender el fenómeno de la
fluorescencia.
Esas radiaciones eran producidas por cualquier sal de uranio,
fosforescente o no, con luz o sin ella, por lo que concluyó que
el fenómeno estaba directamente relacionado con la
presencia de uranio en los compuestos. Becquerel había
descubierto la radiactividad.
Una vez descubierta la
radioactividad… (sustancias que
emiten espontáneamente radiación)
Poco tiempo después, también en París, la polaca Marie
Sklodowska-Curie descubrió que el torio tenía propiedades
similares a las del uranio y, junto con su marido, el francés
Pierre Curie, descubrió el elemento radio que es millones de
veces más activo que el uranio.
Ernest Rutherford
reveló que estas
sustancias emitían
tres tipos de
radiación: a,b,y g
6. El modelo atómico de Rutherford
En 1906 la Universidad de Manchester ofreció a Rutherford un
puesto de investigador y aceptó como ayudantes al joven
alemán Hans Wilhelm Geiger (25 años).
Geiger, a sugerencia de Rutherford, empezó de inmediato a
estudiar la dispersión de rayos a por hojas delgadas de oro.
Una muestra de radio se ponía en un contenedor con un
pequeño orificio por el que escapaba un haz delgado de rayos
a que se hacía incidir sobre una placa de sulfato de zinc, la
cual tiene la propiedad de emitir luz cuando es alcanzada por
un rayo a
Al interponer a este una hoja delgada de oro podían estudiarse las
desviaciones que inducían los átomos de oro en los rayos a incidentes.
Según el propio Rutherford, ".... era como disparar
balas sobre un hoja de papel y ver que rebotan".
RUTHERFORD postuló
que la mayor parte de la
masa del átomo, y toda su
carga positiva, residían en
una región
extremadamente pequeña
y densa que llamó
NÚCLEO
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)
En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario.
Considera que el átomo se divide en:
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 sospechaba en 1920,que debía existir una
partícula de masa comparable a la del protón.
Según él, esta partícula podía originarse en un átomo de
hidrógeno en el que el electrón habría caído al núcleo
neutralizándolo eléctricamente.
MODELO
James Cadwick, en 1932, físico inglés, dirigió un chorro de
partículas a sobre un blanco de berilio.
Se produjo una radiación
muy penetrante sin carga
que Chadwick identificó
como un rayo de partículas
neutras con una masa casi
igual a la del protón y sin
carga.
A estas partículas subatómica
fundamentales las denominó
NEUTRONES
En el modelo atómico de
Rutherford los electrones no
pueden estar inmóviles
los electrones deben estar en
movimiento alrededor del
núcleo en órbitas dinámicas
estables, parecidas a las que
forman los planetas alrededor
del sol.
Thompson
Rutherford
Dalton
Demócrito
Nuestros días
Naturaleza eléctrica de
la materia
Descubrimiento de la
radiactividad
La naturaleza de la luz
“CUANTOS”
7.-La naturaleza ondulatoria de la luz
Entender los fundamentos actuales de la estructura
electrónica
- La luz
que ven
nuestros
ojos es un
tipo de
radiación
electromag
nética
- La radiación
electromagnética
transporta, a
través del
espacio, energía:
ENERGIA
RADIANTE.
- Hay muchos
tipos de
radiaciones
muy distintas
que comparten
ciertas
características
fundamentales.
-Todas viajan
a
3.00·108m/s
“velocidad de
la luz” y
tienen
naturaleza
ondulatoria
-
Estructura atomica EPIIA
105 1012
106 1011
107 1010
108 109
109 108
1010 107
1011 106
1012 105
1013 104
1014 103
1015 102
1016 101
1017 100
1018 10-1
1019 10-2
Hz nm
380 nm
780 nm
VISIBLE
Rayos g
Rayos X
Ultravioleta Lejano
UV Próximo
Infrarrojo Próximo
Infrarrojo Lejano
Microondas
Radiofrecuencias
Efecto fisiológico de las
radiaciones:
Como E= hn y n=c/l, a mayor n,
mayor energía y menor l. Es decir, la
radiación será más energética y más
penetrante cuanto más elevada sea
su frecuencia. (Ver flecha roja
vertical)
Espectros
Electrónicos
Espectros
Electrónicos y
Vibracionales
Espectros de
Vibración-Rotación
Espectros de:
Rotación pura
Resonancia de Spin
Electrónico (RSE)
Espectros de:
Res. Magnética Nuclear
(RMN)
Res. Cuadrupolar Nuclear
(RQN)
n l DE(J/mol) = NAhn =
NAhc/l = Nahcn =
3,99x10-10 n(Hz)
DE
108
(J/mol)
106
101
10-2
10-5
ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.
7.1. La radiación del Cuerpo Negro
Hacia fines del siglo XIX era claro que la absorción y emisión
de luz por los cuerpos se debía a la interacción de la radiación
electromagnética con los electrones del medio, al hacerlos
vibrar.
La intensidad de la radiación de
emisión del cuerpo negro puede ser
medida como función de la
frecuencia, o sea se obtiene el
espectro del cuerpo negro.
LA INTENSIDAD ES FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA DEL CUERPO
Cuando los sólidos se calientan, emiten radiación
A finales del s XIX varios
físicos estudiaban este
fenómeno tratando de
entender
“la relación entre la
temperatura y la longitud
de onda de la radiación
emitida”
que las leyes físicas del
momento no podían
explicar.
La ley del desplazamiento de
Wien
l . T = W (0.298cm ºK)
a medida que la temperatura del
cuerpo aumenta, el máximo de
su distribución de energía se
desplaza hacia longitudes de
onda más cortas, lo que origina
un cambio en el color del cuerpo.
Distribución de Plank: curva que representa la variación de la
potencia de la radiación en función de la longitud de onda a
cada temperatura para el cuerpo negro.
Distribución de Plank: curva que representa la variación de
la potencia de la radiación en función de la longitud de
onda a cada temperatura para el cuerpo negro.
Pero hasta ese momento no se
sabía la relación entre la
temperatura y la intensidad y
longitud de onda.
En 1900 Max Planck (1858-1947)
resolvió el problema con una hipótesis
audaz:
propuso que la energía sólo puede ser
liberada (o absorbida) por los átomos
en "paquetes" de cierto tamaño
mínimo.
h, llamada constante de Planck, vale de 6, 63 10-34 Joule-segundos (J-s)
7.2. Los Cuantos de Planck
El electrón no puede tener una energía por debajo de la del modo fundamental, así
que una vez allí no puede perder más y precipitarse al núcleo. Si, estando en este
estado, de pronto llega un fotón, el electrón puede absorberlo aumentando su
energía y pasando a un estado excitado, como un pájaro que salta de una rama de
un árbol a otra más alta.
También como un pájaro baja saltando a una rama más baja, el electrón puede despedir
un fotón y caer en un estado de menor energía. Estos brincos son siempre entre
estados de energías fijas, y por tanto la luz emitida corresponde a frecuencias también
bien definidas, y no son posibles saltos entre ramas intermedias.
7.3. El Efecto Fotoeléctrico
La luz, o mejor, la radiación electromagnética,
provocan efectos sobre la materia.
uno en especial, llamado efecto fotoeléctrico, fue ya
descubierto por Hertz en 1887, y descrito por
Lenhard (1905) como que ..
Hertz
"la luz de la región visible puede
producir emisión de electrones
(fotoelectrones) pero en la mayoría de
los metales es necesaria luz
ultravioleta”.
Los fotones con
energía suficiente
(frecuencia umbral),
consiguen arrancar
electrones,
reflejándose o
transformándose en
otras formas de
energía.
Generan corriente
eléctrica.
Las leyes del efecto fotoeléctrico se resumen en:
1º-.El número de fotoelectrones emitidos por segundo es
proporcional a la intensidad de la radiación incidente.
Si mantenemos la
polaridad y el tipo de luz
(la misma frecuencia)
pero utilizamos más
potencia de iluminación
(bombilla más potente o
varias bombillas) el nº de
electrones extraído es
mayor y llegan más al
amperímetro.
Mayor intensidad de luz
(I) significa mayor flujo
de fotones y la corriente
en el circuito externo ( i )
aumenta.
2º-.Los fotoelectrones son emitidos con un intervalo de
velocidad entre cero y un máximo. La velocidad aumenta con
la frecuencia pero no con la intensidad de la radiación.
Los fotones con energía
insuficiente (frecuencia
inferior a la umbral), no
consiguen arrancar
electrones, reflejándose
o transformándose en
otras formas de
energía.
No generan corriente
eléctrica.
3º-.Para un metal dado existe un cierto valor de la
frecuencia de la radiación "frecuencia umbral" m0 por debajo
de la cual no se produce emisión de fotoelectrones por muy
elevada que sea la intensidad de la radiación incidente.
COMO EXPLICAR EL EFECTO FOTOELÉCTRICO
En 1905 Albert Einstein (1879-1955) usó la teoría cuántica de
Planck para explicar el efecto fotoeléctrico
Cuando la luz llega a la superficie del metal la energía no se
reparte equitativamente entre los átomos que componen las
primeras capas en las que el haz puede penetrar, sino que por
el contrario sólo algunos átomos son impactados
por el fotón que lleva la energía
…y, si esa energía es
suficiente para extraer los
electrones de la atracción de
los núcleos, los arranca del
metal.
La energía cinética de los electrones emitidos depende de la
frecuencia de la radiación incidente y de la posición que ocupa
ese electrón en el metal.
El valor de la energía para estos electrones será: E = hu
hu = huo +1/2 mv2
Energía
umbral
Energía del
electrón
emitido
= El exceso (aparece
como energía cinética
del electrón emitido)
+
Niels Bohr, físico Danés,
(1913) primer modelo de
un átomo basado en la
cuantización de la energía.
El modelo de Bohr explica la estructura del átomo de
hidrógeno y su espectro.
Supera el modelo atómico de Rutherford suponiendo,
simplemente, que la física clásica estaba equivocada.
8. Modelo Atómico de Bohr
Espectro:
componentes de la radiación de emisión de fuentes
de luz.
Espectro de líneas: contiene
radiación de longitudes de
onda específicas y
características
Espectro continuo:
contiene todas las
longitudes de onda
El modelo de Bohr explica la estructura del átomo de
hidrógeno y su espectro discontínuo.
Balmer demuestra que las líneas se ajustan a una fórmula
simple:
n= 3,4,5,6
C= 3.29 1015 s-1
Pero antes que Bohr lograra explicar las líneas espectrales del
hidrógeno, el suizo Johann Jacob Balmer, logró establecer –en
1885, el mismo año en que naciera Bohr– una simple relación
numérica, que ligaba las longitudes de onda de las rayas
espectrales del átomo de hidrógeno.
u = C
1
22
- 1
n2
Su fórmula permitió prever, no sólo la sucesión de las líneas
en el espectro visible, sino también series de ellas en el
espectro invisible –ultravioleta e infrarrojo– del hidrógeno.
Todo esto implicó que en el espectro del más sencillo de los
átomos, el caos había dado paso a un orden físico regido por
la ley de Balmer-Ritz:
u = R
1
m2
- 1
n2
Donde u es la frecuencia de la línea
m y n son pequeños números
enteros,
y R es un número fundamental, la
célebre constante de Rydberg.
¿cuál era el sentido de estos hallazgos empíricos?
Todos los esfuerzos considerables y perseverantes para
deducir las reglas de Balmer, de Ryddberg, y de Ritz, con la
ayuda de analogías mecánicas, acústicas y eléctricas,
fracasaron completamente.
"Creo –escribió
Poincaré, con profética
visión– que aquí reside
uno de los más
importantes secretos de
la naturaleza” .
ESTE FUE EL SECRETO QUE BOHR EMPEZÓ A ESTUDIAR.
Henri Poincaré, prestigioso matemático,
científico teórico y filósofo de la ciencia.
POSTULADOS DE BOHR
1.- El electrón gira alrededor del núcleo en
órbitas circulares sin emitir energía radiante.
2.-Sólo son posibles aquellas órbitas en las que
el electrón tiene un momento angular que es
múltiplo entero de h/(2 · p).
Una órbita tiene un estado estacionario de energía. El
estado de menor energía se llama estado
fundamental. Si absorben engría adicional pasan a un
estado excitado
3.-El electrón no radia energía cuando está en
un estado estacionario. Si cambia de estado lo
hace intercambiando una cantidad de energía
proporcional, según la ecuación de Plank
Ea - Eb = h · n
Fallos:
-No explica espectros de átomos
multielectrónicos
- No explica el desdoblamiento de lineas
Louis de Broglie pensó que, al igual
que la luz, pese a ser de naturaleza
ondulatoria, presentaba
muchas veces una componente
corpuscular, podía ser que la materia
normal, tratada siempre como
partícula, tuviese también una
naturaleza ondulatoria.
“Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya
longitud de onda vale l= h/mv”
9. Hipótesis de De Broglie.
Dualidad onda-corpusculo del electrón
De Broglie en 1924 predijo que
Plank y Einstein habían demostrado la naturaleza dual del
electrón que al ser una partícula, que se comportaba como
onda.
PARTÍCULA ONDA
En 1927 Davidson y Germer demostraron que los electrones
podían ser difractados igual que los rayos X. Los electrones se
comportaban como ondas
Microfotografia
electrónica del
virus Ebola,
amplificada
19.0000 veces.
Causó epidemia en
África en 1995.
El físico alemán Werner
Heisenberg, llegó a la
conclusión de que la doble
naturaleza de la materia
impone limitaciones:
”Es imposible conocer con
exactitud y
simultáneamente la
posición y la velocidad de
un electrón”.
10. Principio de Incertidumbre De Heisenberg
En las zonas de más densidad Mayor probabilidad de encontrar al electrón
Como una definición simple, podemos señalar que se trata de
un concepto que describe que el acto mismo de observar
cambia lo que se está observando.
En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg se dio cuenta de
que las reglas de la probabilidad que gobiernan las partículas
subatómicas nacen de la paradoja -reflejada en los
experimentos mostrados - de que dos propiedades
relacionadas de una partícula no pueden ser medidas
exactamente al mismo tiempo.
Si el electrón obedeciese las leyes de la mecánica newtoniana,
las incertidumbres podrían reducirse a cero y la posición y el
momento del electrón podrían determinarse con toda
precisión.
11. Mecánica Cuántica-Ondulatoria. Teoría Actual
En 1926 Erwin Schrödinger
inventó la mecánica
ondulatoria y fue formulada
independientemente de la
mecánica cuantica
Schrödinger modificó una
ecuación existente que describía
a una onda tridimensional sin
movimiento imponiendo las
restricciones de longitud de onda
sugeridas por ideas de
De Broglie
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
-Esta ecuación le permitió calcular los niveles de energía del
átomo de hidrógeno.
-El hidrógeno es el único átomo para el cual se ha resuelto
con exactitud.
-Se requieren suposiciones de simplificación para resolverla
para átomos y moléculas más complejos.
*El estudio de los átomos y las moléculas según la mecánica
cuántica es de tipo matemático.
*El concepto importante es que cada solución de la ecuación
de onda de Schrödinger describe un estado de energía posible
para los electrones del átomo.
*Cada solución se describe mediante un conjunto de tres
números cuánticos.
Aportaciones de la ecuación de Schrödinger
*Las soluciones de la ecuación de Schrödinger también
indican las formas y orientaciones de las distribuciones de
probabilidad estadística de los electrones.
*Los orbitales atómicos se deducen de las soluciones de la
ecuación de Schrödinger.
*Dirac reformuló la mecánica cuántica electrónica teniendo en
cuenta los efectos de la relatividad. De ahí surgió el cuarto
número cuántico.
Las soluciones de las ecuaciones de Schródinger y de Dirac
para los átomos de hidrógeno
funciones de onda
describen los diversos estados disponibles para el único
electrón del hidrógeno
Cada uno de estos estados posibles se describe mediante
cuatro números cuánticos.
-Estos números cuánticos permiten describir el ordenamiento
electrónico de cualquier átomo y se llaman configuraciones
electrónicas.
-Los números cuánticos desempeñan papeles importantes
para describir los niveles de energía de los electrones y la
forma de los orbitales que indica la distribución espacial del
electrón.
-Un orbital atómico es la región espacial en la que hay mayor
probabilidad de encontrar un electrón.
¿Que es un número cuántico
Y
que valores tiene?
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 el tamaño de las
órbitas, por tanto, la distancia al
núcleo de un electrón vendrá
determinada por este número
cuántico.
Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal
forman una capa.
l.
El número cuántico azimutal
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).
m.
El número cuántico magnético
determina la orientación
espacial de las órbitas, de las
elipses.
ml , puede tomar valores
integrales desde -l hasta +l e
incluyendo el cero
ml = (-l),…., 0,…..,(+l)
Forma de los orbitales
Representación de la parte
angular de la función de onda de
los orbitales s, p, d y f
s.
El número cuántico de
spin
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
se spin s, que puede tomar
dos valores, 1/2 y -1/2.
n l m orbital
1 0 0 (1,0,0)
2 0 0 (2,0,0)
1 -1 (2,1,-1)
0 (2,1,0)
1 (2,1,1)
3 0 0 (3,0,0)
1 -1 (3,1,-1)
0 (3,1,0)
1 (3,1,1)
2 -2 (3,2,-2)
-1 (3,2,-1)
0 (3,2,0)
1 (3,2,1)
2 (3,2,2)
Según el principio de exclusión de Pauli, en un
átomo no pueden existir dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales.
Así, en cada orbital sólo podrán colocarse dos
electrones (correspondientes a los valores de s
1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2
electrones (dos en cada orbital).
En la tabla periódica, los elementos están ordenados de
acuerdo con su número atómico y, por lo tanto, de su número
de electrones.
En cada columna o grupo,
la configuración electrónica
del átomo es la misma,
variando únicamente que la
última capa es más
externa. Así las
propiedades de los
elementos del grupo serán
similares, sobre todo en su
aspecto químico.
En cada fila o periodo, se
completa la última capa
del átomo, su capa de
valencia. De esta forma,
la variación en las
propiedades periódicas
será debidas al aumento
de electrones en esa capa
y al aumento de la carga
nuclear, que atraerá con
más fuerza a esos
electrones.
Ejemplos:
Hidrógeno: 1e-
Orbital 1s1
N
S
Números
cuánticos del
electrón
n = 1
l = 0
m = 0
s = +1/2
PARAMAGNÉTICO
n = 1,2,3,4……
l = n-1
m = - l hasta + l
S = +1/2; -1/2
Números Cuánticos
Helio:2e-
Orbital 1s2
N
S N
S
Números cuánticos
de los electrones
n = 1 n = 1
l = 0 l = 0
m = 0 m = 0
n = 1,2,3,4……
l = n-1
m = - l hasta + l
S = +1/2; -1/2
s = +1/2 s = -1/2
DIAMAGNÉTICO
Números Cuánticos
Litio: 3e-
Orbitales 1s
N
S N
S
Números cuánticos
de los electrones
2s
n = 1 n = 1 n = 2
l = 0 l = 0 l = 0
m = 0 m = 0 m = 0
s = +1/2 s = -1/2 s = +1/2
N
S
PARAMAGNÉTICO
n = 1,2,3,4……
l = n-1
m = - l hasta + l S =
+1/2; -1/2
Números Cuánticos
Berilio:4e-
1s
N
N S
S
n = 1 n = 1
l = 0 l = 0
m = 0 m = 0
s = +1/2 s = -1/2
2s
N S
S N
n = 2 n = 2
l = 0 l = 0
m = 0 m = 0
s = +1/2 s = -1/2
DIAMAGNÉTICO
Orbitales
n = 1,2,3,4……
l = n-1
m = - l hasta + l
S = +1/2; -1/2
Números Cuánticos
Boro: 5e-
Orbitales
1s
S
N
S N
2s
m = 0 m = 0 m = 0
s = +1/2 s = -1/2 s =+1/2
N S
S N
n = 1 n = 1 n = 2 n = 2
l = 0 l = 0 l = 0 l = 0
m = 0 s = -1/2
2px
n = 2
l = 1
m = -1
s = +1/2
N
S
2py 2pz
PARAMAGNÉTICO
n = 1,2,3,4……
l = n-1
m = - l hasta +l
S = +1/2;-1/2
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Números cuánticos
El modelo atómico de Bohr introdujo un
sólo número cuántico (n) para describir una
órbita. Sin embargo, la mecánica cuántica,
requiere de 3 números cuánticos para
describir al orbital (n, l, ml):
Número cuántico principal (n):
 Representa al nivel de
energía y su valor es un
número entero positivo
(1, 2, 3, ....)
 Se le asocia a la idea
física del volumen del
orbital.
 n = 1, 2, 3, 4, .......
Número cuántico secundario o
azimutal (l):


Identifica al subnivel de
energía del electrón y se
le asocia a la forma del
orbital.
Sus valores dependen
del número cuántico
principal (n), es decir, sus
valores son todos los
enteros entre 0 y n - 1,
incluyendo al 0.
Tipo de
orbital
Valor l Nº
orbitales
Nº e-
s 0 1 2
p 1 3 6
d 2 5 10
f 3 7 14
Número cuántico magnético (m o ml):
 Describe las orientaciones
espaciales de los orbitales.
 Sus valores son todos los
enteros entre -l y +l,
incluyendo al 0.
Valor de m según el ingreso del último
electrón al orbital.
Número cuántico de spin (s o ms):
 Informa el sentido del giro del electrón en un orbital.
 Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está
completo o incompleto.
 Su valor es +1/2 o -1/2
En una configuración electrónica, un electrón puede ser
representado simbólicamente por:
Los números cuánticos para el último electrón en este ejemplo serían:
n = 3 l = 1 m = -1 s = +1/2
3p1
Indica la cantidad de electrones
existentes en un tipo de orbital
Indica el número
cuántico secundario (l)
Indica el número
cuántico principal (n)
Configuración electrónica
Corresponde a la ubicación
de los electrones en los
orbitales de los diferentes
niveles de energía.
Configuración electrónica y principios que la regulan
1. Principio de Construcción
Principio de establece que los
electrones irán ocupando los
niveles de más baja energía.
Principio de exclusión de Pauling
 Establece que no pueden haber 2 electrones
con los cuatro números cuánticos iguales.
 Primer electrón
n= 1 l= 0 m= 0 s= +1/2
 Segundo electrón
n= 1 l= 0 m= 0 s= -1/2
Principio de máxima multiplicidad: Regla de Hund
Establece que para orbitales de igual energía, la distribución
más estable de los electrones, es aquella que tenga mayor
número de espines paralelos, es decir, electrones
desapareados. Esto significa que los electrones se ubican uno
en uno (con el mismo espin) en cada orbital y luego se
completan con el segundo electrón con espin opuesto.
Escribiendo configuraciones electrónicas
 Conocer el número de electrones del átomo
(Z = p = e).
 Ubicar los electrones en cada uno de los niveles
de energía, comenzando desde el nivel más
cercano al núcleo.
 Respetar la capacidad máxima de cada subnivel
(orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e).
 Verificar que la suma de los superíndices sea
igual al número de electrones del átomo.
11Na
Configuración
electrónica para 11
electrones
1s2 2s2 2p6
3s1
Números cuánticos
n = 3  = 0 m = 0
Notación global
Notación global externa
 Es más compacta que la anterior.
 Se remplaza parte de la configuración
electrónica por el símbolo del gas noble de Z
inmediatamente anterior al elemento.
 Gases nobles: 2He; 10Ne; 18Ar; 36Kr; 54Xe; 86Rn.
1s2 2s2 2p6 3 s 1
(10Ne) 3s1
Configuración de iones
 Cationes: Átomos que pierden electrones
 Aniones: Átomos que ganan electrones.
11Na+
16S2-
1s2 2s2 2p6
(10Ne) 3s23p6
10 e-
18 e-
Ejemplo:
el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia
la configuración 5s1,
el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2.
Los primeros
dos grupos
están
completando
orbitales s, el
correspondiente
a la capa que
indica el periodo
Los grupos 3
a 12
completan los
orbitales p de
la capa
anterior a la
capa de
valencia
Ejemplo:
el oxígeno, en el segundo periodo, tendrá es su capa de
valencia la configuración 2s2 2p4,
el azufre, en el tercer periodo , tendrá la configuración 3s2 3p4
Los grupos
13 a 18
completan
los orbitales
d de la capa
de valencia.
hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las
configuraciones 3d64s2 y 3d74s2.
Los
elementos de
transición
interna,
completan los
orbitales f de
su
antepenúltim
a capa.
Así podemos saber, que para un periodo N, la
configuración de un elemento será:
Grupos 1 y 2
Elemento de
transición
Grupos 13 a 18
Elementos de
transición interna
Nsx (N -1)dx Ns2 (N -1)d10 Ns2px (N -2)fx (N -1)d0 Ns2
Orbitales niveles
de energía
electrónica
Números cuánticos niveles
de energía
electrónica
2
electrones
s
6
electrones
p
10
electrones
d
14
electrones
f
Realizar la configuración electrónica para:
Fe, Na, K, Ar, Mn, Ca, N y C
Resulta que actualmente se cree que incluso los protones y los
neutrones no son fundamentales: están compuestos por
partículas más fundamentales llamadas quarks.
Los físicos ahora creen que los
quarks y los electrones SON
fundamentales.
Una última visión…del núcleo
En 1964 Murray Gell-Mann y
George Zweig sugirieron que
cientos de las partículas
conocidas hasta el momento,
podrían ser explicadas como una
combinación de sólo 3 partículas
fundamentales.
Un poco de historia del quark
Gell-Mann eligió el nombre caprichoso de "quarks" para
estos constituyentes.
Esta palabra aparece en la frase "three quarks for Muster Mark" en la
novela de James Joyce, Finnegan's Wake.
La parte revolucionaria de la idea era que ellos debieron
asignarle a los quarks cargas eléctricas de 2/3 y -1/3 (en
unidades de la carga del protón):
nunca habían sido observadas cargas como esas.
Primero los quarks fueron considerados
como un truco matemático, pero los
experimentos han convencido a los físicos
de que los quarks existen.
¿Cómo surgieron los absurdos nombres de los quarks?
Hay seis sabores de quarks. "Sabores" aquí significa
simplemente, diferentes tipos.
Los dos quarks más ligeros se llamaron
ARRIBA (UP) y ABAJO (DOWN).
El tercer quark se llamó EXTRAÑO
(STRANGE).
Este nombre se había utilizado
ya, asociado a los mesones K, porque sus
largas vidas parecían ser una propiedad
"extraña" o inesperada
(los mesones K contienen quarks extraños).
ENCANTO (CHARM), el cuarto tipo de
quark, fue llamado de este
modo porque sí.
Fue descubierto en 1974 en el Stanford Linear
Accelerator Center formando parte de la
partícula que ellos llamaron Y (psi),
y simultáneamente, en el Brookhaven
National Laboratory dentro de la partícula que
llamaron "J".
El J/Y es una combinación de
quarks charm-anticharm (CC ).
-
Los quarks quinto y sexto fueron llamados originalmente
VERDAD (Truth) y BELLEZA (Beauty),
pero incluso los físicos pensaron que era demasiado absurdo.
Ahora ellos son llamados
CIMA (TOP) Y FONDO (o TRASERO!) (BOTTOM)
(manteniendo las iniciales T y B.)
El sexto sabor del quark, el TOP, es el
más masivo de los quarks.
Es unas 35,000 veces más masivo que
los quarks up y down, que forman la
mayoría de la materia que nosotros
vemos a nuestro alrededor.
El 2 de marzo de 1995 el Laboratorio
Nacional Fermi anunció el
descubrimiento del quark TOP.
De los seis quarks, cuya existencia
fue predicha por la teoría científica
vigente, el quark TOP fue el último en
ser descubierto
Conceptos
• Número atómico (Z): Indica el nº de
protones del núcleo
Z = p+
Átomo neutro p+ = e-
Z = p+ = e-
11Na :
19K :
17Cl :
Nº Protones 11
Nº Electrones 11
Nº Protones 19
Nº Electrones 19
Nº Protones 17
Nº Electrones 17
• 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+
Representación del átomo
de un elemento
• A = Nº másico
• Z = Nº atómico
• X = Carga iónica
• Y = Atomicidad
Símbolos
Contener el símbolo del elemento, la masa
numerar y el número atómico
# protones
# protones
+ # neutrones
número total o
masa atómica
Iones
• Catión: - pierden electrones
- Tienen Carga positiva
Ej: 11Na+
• Anión: - Ganan electrones
- Tienen carga negativa
Ej: 17Cl-
Determinación de partículas
atómicas
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
Tipos de átomos
• Isótopos:
- Átomos de un mismo
elemento
- Tienen = Z y ≠ A
Isótopos
+
+ +
+
+
+
Núcleo
Electrones
Núcleo
Neutrón
Protón
Carbon-12
Neutrones 6
Protones 6
Electrones 6
Núcleo
Electrones
El carbono-14
Neutrones 8
Protones 6
Electrones 6
+
+
+
+
+
+
Núcleo
Neutrón
Protón
3 p+
3 n0
2e- 1e-
3 p+
4 n0
2e- 1e-
6Li 7Li
+ +
+
Núcleo
Electrones
Núcleo
Neutrón
Protón
Lithium-6
Neutrones 3
Protones 3
Electrones 3
Núcleo
Electrones
Núcleo
Neutrón
Protón
Lithium-7
Neutrones 4
Protones 3
Electrones 3
+ +
+
• Isóbaros:
- Átomos de distintos elementos
- Tienen = A y ≠ Z
• Isótonos:
- Átomos de distintos elementos
- Tienen = n, ≠ Z y ≠ A
Isoelectrónicos
• Son átomos que tienen igual números
de electrones.
• Ejemplo
10Ne; 11Na+; 12Mg2+; 9F- = 10 e-
Símbolos
• Encontrar
- número de protones
- número de neutrones
- número de electrones
- Número atómico
- Masa atómica
F
19
9
= 9
= 10
= 9
= 9
= 19
+
Símbolos
Encontrar
– número de protones
– número de neutrones
– número de electrones
– Número atómico
– Número másico
Br
80
35
= 35
= 45
= 35
= 35
= 80
Símbolos
Encontrar
- número de protones
- número de neutrones
- número de electrones
- Número atómico
- Número másico
Na
23
11
Átomo del sodio
= 11
= 12
= 11
= 11
= 23
Símbolos
Encontrar
- número de protones
- número de neutrones
- número de electrones
- Número atómico
- Masa atómica
Na
23
11
1+
Ion del sodio
= 11
= 12
= 10
= 11
= 23
Símbolos
Si un elemento tiene un número atómico
de 23 y una masa atómica de 51 cuál es
– número de protones
–número de neutrones
–número de electrones
– Terminar el símbolo
= 23
= 28
= 23
Símbolos
Si un elemento tiene 60 protones y 84
neutrones cuál es
– Número atómico
–Número másico
–número de electrones
– Terminar el símbolo
Nd
144
60
= 60
= 144
= 60
Símbolos
Si un átomo neutral de un elemento tiene
78 electrones y 117 neutrones cuál es
– Número atómico
– Número másico
–número de protones
– Terminar el símbolo
Pt
195
78
= 78
= 195
= 78
Usando una tabla periódica y qué usted sabe sobre atómico
el número, la masa, los isótopos, y los electrones, completar:
Elemento Símbol
o
Atómico
Número
Atómico
Masa
# de
protone
s
# de
neutrón
# de
electrón
carga
8 8 8
Potasio 39 +1
Br 45 -1
30 35 30
Número atómico = número de protones
Número de protones + de número de neutrones = masa atómica
Átomo (ninguna carga): Protones = electrones
Ion (catión): Protones > electrones Ion (anión): Electrones > protones
Elemento Símbol
o
Atómico
Número
Atómico
Masa
# de
protone
s
# de
neutrón
# de
electrón
carga
8 8 8
Potasio 39 +1
Br 45 -1
30 35 30
Oxígeno
Bromo
Cinc
O
K
Zn
8
19
35
16
80
19
35
30
20
65
18
36
0
0
Usando una tabla periódica y qué usted sabe sobre atómico
el número, la masa, los isótopos, y los electrones, completar:
Número atómico = número de protones
Número de protones + de número de neutrones = masa atómica
Átomo (ninguna carga): Protones = electrones
Ion (catión): Protones > electrones Ion (anión): Electrones > protones
Realizar la configuracion electronica desarrollada y abreviada para:
K
Hg
S
P
As
Au
Ag
Estructura atomica EPIIA
Estructura atomica EPIIA
Resolver:
As
33
Número de electrones
75
Número de protones
Lugar que ocupa en la TP
Número de neutrones
Masa atómica
Número atómico
Resolver:
S
16
Número de electrones
32
Número de protones
Lugar que ocupa en la TP
Número de neutrones
2 -
Masa atómica
Número atómico
Resolver:
Cl
17
Número de electrones
A
Número de protones
Lugar que ocupa en la TP
Número de neutrones
-
18,5
Masa atómica
Número atómico
Hacer la configuración electronica para:
K
+
Z=19
Hacer la configuración electronica para:
Al
3+
Z=13
El número de masa de un átomo excede en 1 al doble de su
número atómico. Determine el número de electrones, si posee
48 neutrones y su carga es - 2.
Estructura atomica EPIIA

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Estructura atomica EPIIA

  • 2. INTRODUCCIÓN Se define átomo como la partícula más pequeña en que puede dividirse un elemento sin perder las propiedades químicas que le caracterizan. Está compuesto por una parte central con carga positiva donde se encuentra concentrada casi toda la masa, constituyendo el núcleo atómico, y por un cierto número de partículas cargadas negativamente, los electrones, que forman la corteza. El núcleo atómico está constituido por protones y neutrones, denominados por ello nucleones, con carga positiva igual a la carga negativa de los electrones, de modo que la carga eléctrica total del átomo sea neutra (los protones tienen carga positiva y los neutrones no tienen carga eléctrica).
  • 4. Modelos Demócrito y Leucipo Dalton Thomson Rutherford - Bohr Mecano cuántico Teoría Atómica ¿Constitución de la materia? Estructura Atómica Conceptos Tipos de átomos ÁTOMO
  • 5. Heisenberg Broglie Científicos que cambiaron la concepción del universo John Dalton Joseph John Thomson Ernest Rutherford Niels Borh Sommerfeld Pieter Zeeman Schrodinger
  • 6. LOS FILÓSOFOS GRIEGOS SE PREGUNTABAN: ¿Es posible dividir la materia en pedazos cada vez más pequeños, o hay un punto en el que no se puede dividir más? Platón y Aristóteles “La materia es infinitamente divisible” “La materia se compone de pequeñas partículas indivisibles “ A esas partículas las llamó ATOMOS FALSO Cierto: Dalton 2000 años después Demócrito 1. Primeras ideas acerca del Átomo
  • 7. 2. La Teoría Atómica de Dalton Entre 1803 y 1807 Jhon Dalton utilizó las leyes fundamentales de las combinaciones químicas, que se conocían hasta el momento, para publicar una teoría atómica congruente. Antoine Lavoisier: 1734-1794 Joseph Louis Proust, (1754-1826) Dalton 1766-1844
  • 8. En una reacción química, la materia no se crea ni se destruye, tan sólo se transforma. Antoine Lavoisier: 1734-1794 1789. Ley de Lavoisier de la conservación de la masa. LEYES PONDERALES.
  • 9. 1799. Ley de Proust de las proporciones definidas. Afirma que: Cuando dos elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en proporciones de peso fijas y definidas. Joseph Louis Proust, (1754-1826)
  • 10. 1805. Ley de Dalton de las proporciones múltiples. Dalton 1766-1844 Cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con una cantidad fija del otro, guardan entre si una relación numérica sencilla.
  • 11. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON 1808 La teoría atómica de John Dalton puede resumirse en los siguientes puntos: 1.- La materia está compuesta por partículas indivisibles, extremadamente pequeñas, denominadas atomos. 2.- Hay diferentes clases de átomos. Cada clase posee su tamaño y propiedades características. 3.- Cada clase de átomos corresponde a un elemento distinto. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos. 4.- Los compuestos químicos puros están constituidos por átomos de distintos elementos combinados entre sí, mediante relaciones sencillas. 5.- Las reacciones químicas consisten en la combinación, separación o reordenación de los átomos. Los átomos permanecen inalterados en cualquier transformación.
  • 12. “La materia se compone de pequeñas partículas indivisibles “ Demócrito
  • 14. El químico inglés HUMPHREY DAVY en 1.800 : Comprueba que al hacer pasar corriente eléctrica a través de algunas sustancias, estas se descomponían. 3. La naturaleza eléctrica de la materia
  • 15. 1.- El peso de una sustancia que se deposita en un electrodo debido a una cantidad fija de electricidad es siempre igual. 2.- Los pesos que se depositan debido a una cantidad fija de electricidad son proporcionales a los pesos equivalentes de la sustancia. MICHAEL FARADAY (1791-1867) A las conclusiones a las que llego Faraday se les conoce como Leyes de la electrólisis: Se conoce como ELECTROLISIS al empleo de una corriente eléctrica para producir una reacción química.
  • 16. “una corriente de algo electrificado emergiendo del cátodo” 3.1. Rayos Catódicos y Electrones J. J. Thomson trabajando con los tubos de Croques
  • 17. J. J. Thomson calculó la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón
  • 18. 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). Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos. Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.
  • 19. ¿DE DÓNDE PARTEN LOS RAYOS? 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). Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. los rayos parten del cátodo. Por eso se les llama RAYOS CATÓDICOS.
  • 20. ¿TIENEN MASA LOS RAYOS? 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). Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa. En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían masa.
  • 21. ¿QUÉ CARGA TIENEN LOS RAYOS? 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). Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos. Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran partículas negativas
  • 22. GEORGE STONEY (1874) estudió cuidadosamente las investigaciones de FARADAY y THOMPSON y sugirió que las unidades de carga eléctrica están asociadas con los átomos. 1850 los científicos habían empezado a acumular datos que sugerían que el átomo se compone de piezas todavía más pequeñas llamadas PARTÍCULAS SUBATÓMICAS En 1891 STONEY propuso llamarlas ELECTRONES.
  • 23. Millikan calculó la masa del electrón
  • 24. 3.2. Rayos Canales y Protones Eugen Goldstein
  • 25. 4. El modelo atómico de Thomson El modelo de “Puding de ciruela”
  • 26. Wilhelm Roentgen (1845-1923) físico alemán (primer premio Nobel en 1901). Descubrió rayos X en 1895 que revoluciono toda la vida de humanidad. El científico descubrió que el tubo emite haz de rayos de naturaleza indefinida ( por eso los llamó “los rayos X”) que poseen la capacidad de penetrar muchas sustancias y dejar su imagen en pantallas luminescentes o películas fotográficas 5. La Radiactividad
  • 27. Los rayos X producían radiaciones muy penetrantes capaces de velar placas fotográficas cubiertas y de producir fluorescencia en algunos materiales, aun cuando ante éstos se interponían obstáculos delgados, como hojas de papel Enseguida se descubrió que los rayos X no son nada más que las ondas electromagnéticas de muy baja longitud de onda. Ocupa su lugar en el espectro electromagnético GRABADO DE LA NOTICIA DEL DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X.
  • 28. Este descubrimiento sirvió de motivación para ciertos estudios de Henri Becquerel, en París, el cual estaba muy interesado en entender el fenómeno de la fluorescencia. Esas radiaciones eran producidas por cualquier sal de uranio, fosforescente o no, con luz o sin ella, por lo que concluyó que el fenómeno estaba directamente relacionado con la presencia de uranio en los compuestos. Becquerel había descubierto la radiactividad.
  • 29. Una vez descubierta la radioactividad… (sustancias que emiten espontáneamente radiación) Poco tiempo después, también en París, la polaca Marie Sklodowska-Curie descubrió que el torio tenía propiedades similares a las del uranio y, junto con su marido, el francés Pierre Curie, descubrió el elemento radio que es millones de veces más activo que el uranio.
  • 30. Ernest Rutherford reveló que estas sustancias emitían tres tipos de radiación: a,b,y g
  • 31. 6. El modelo atómico de Rutherford En 1906 la Universidad de Manchester ofreció a Rutherford un puesto de investigador y aceptó como ayudantes al joven alemán Hans Wilhelm Geiger (25 años). Geiger, a sugerencia de Rutherford, empezó de inmediato a estudiar la dispersión de rayos a por hojas delgadas de oro. Una muestra de radio se ponía en un contenedor con un pequeño orificio por el que escapaba un haz delgado de rayos a que se hacía incidir sobre una placa de sulfato de zinc, la cual tiene la propiedad de emitir luz cuando es alcanzada por un rayo a Al interponer a este una hoja delgada de oro podían estudiarse las desviaciones que inducían los átomos de oro en los rayos a incidentes.
  • 32. Según el propio Rutherford, ".... era como disparar balas sobre un hoja de papel y ver que rebotan".
  • 33. RUTHERFORD postuló que la mayor parte de la masa del átomo, y toda su carga positiva, residían en una región extremadamente pequeña y densa que llamó NÚCLEO
  • 34. 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) En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario. Considera que el átomo se divide en: 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.
  • 35. Rutherford sospechaba en 1920,que debía existir una partícula de masa comparable a la del protón. Según él, esta partícula podía originarse en un átomo de hidrógeno en el que el electrón habría caído al núcleo neutralizándolo eléctricamente. MODELO
  • 36. James Cadwick, en 1932, físico inglés, dirigió un chorro de partículas a sobre un blanco de berilio. Se produjo una radiación muy penetrante sin carga que Chadwick identificó como un rayo de partículas neutras con una masa casi igual a la del protón y sin carga. A estas partículas subatómica fundamentales las denominó NEUTRONES
  • 37. En el modelo atómico de Rutherford los electrones no pueden estar inmóviles los electrones deben estar en movimiento alrededor del núcleo en órbitas dinámicas estables, parecidas a las que forman los planetas alrededor del sol.
  • 39. Demócrito Nuestros días Naturaleza eléctrica de la materia Descubrimiento de la radiactividad La naturaleza de la luz “CUANTOS”
  • 41. Entender los fundamentos actuales de la estructura electrónica - La luz que ven nuestros ojos es un tipo de radiación electromag nética - La radiación electromagnética transporta, a través del espacio, energía: ENERGIA RADIANTE. - Hay muchos tipos de radiaciones muy distintas que comparten ciertas características fundamentales. -Todas viajan a 3.00·108m/s “velocidad de la luz” y tienen naturaleza ondulatoria -
  • 43. 105 1012 106 1011 107 1010 108 109 109 108 1010 107 1011 106 1012 105 1013 104 1014 103 1015 102 1016 101 1017 100 1018 10-1 1019 10-2 Hz nm 380 nm 780 nm VISIBLE Rayos g Rayos X Ultravioleta Lejano UV Próximo Infrarrojo Próximo Infrarrojo Lejano Microondas Radiofrecuencias Efecto fisiológico de las radiaciones: Como E= hn y n=c/l, a mayor n, mayor energía y menor l. Es decir, la radiación será más energética y más penetrante cuanto más elevada sea su frecuencia. (Ver flecha roja vertical) Espectros Electrónicos Espectros Electrónicos y Vibracionales Espectros de Vibración-Rotación Espectros de: Rotación pura Resonancia de Spin Electrónico (RSE) Espectros de: Res. Magnética Nuclear (RMN) Res. Cuadrupolar Nuclear (RQN) n l DE(J/mol) = NAhn = NAhc/l = Nahcn = 3,99x10-10 n(Hz) DE 108 (J/mol) 106 101 10-2 10-5 ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO.
  • 44. 7.1. La radiación del Cuerpo Negro Hacia fines del siglo XIX era claro que la absorción y emisión de luz por los cuerpos se debía a la interacción de la radiación electromagnética con los electrones del medio, al hacerlos vibrar. La intensidad de la radiación de emisión del cuerpo negro puede ser medida como función de la frecuencia, o sea se obtiene el espectro del cuerpo negro. LA INTENSIDAD ES FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA DEL CUERPO
  • 45. Cuando los sólidos se calientan, emiten radiación A finales del s XIX varios físicos estudiaban este fenómeno tratando de entender “la relación entre la temperatura y la longitud de onda de la radiación emitida” que las leyes físicas del momento no podían explicar.
  • 46. La ley del desplazamiento de Wien l . T = W (0.298cm ºK) a medida que la temperatura del cuerpo aumenta, el máximo de su distribución de energía se desplaza hacia longitudes de onda más cortas, lo que origina un cambio en el color del cuerpo. Distribución de Plank: curva que representa la variación de la potencia de la radiación en función de la longitud de onda a cada temperatura para el cuerpo negro.
  • 47. Distribución de Plank: curva que representa la variación de la potencia de la radiación en función de la longitud de onda a cada temperatura para el cuerpo negro.
  • 48. Pero hasta ese momento no se sabía la relación entre la temperatura y la intensidad y longitud de onda. En 1900 Max Planck (1858-1947) resolvió el problema con una hipótesis audaz: propuso que la energía sólo puede ser liberada (o absorbida) por los átomos en "paquetes" de cierto tamaño mínimo. h, llamada constante de Planck, vale de 6, 63 10-34 Joule-segundos (J-s) 7.2. Los Cuantos de Planck
  • 49. El electrón no puede tener una energía por debajo de la del modo fundamental, así que una vez allí no puede perder más y precipitarse al núcleo. Si, estando en este estado, de pronto llega un fotón, el electrón puede absorberlo aumentando su energía y pasando a un estado excitado, como un pájaro que salta de una rama de un árbol a otra más alta. También como un pájaro baja saltando a una rama más baja, el electrón puede despedir un fotón y caer en un estado de menor energía. Estos brincos son siempre entre estados de energías fijas, y por tanto la luz emitida corresponde a frecuencias también bien definidas, y no son posibles saltos entre ramas intermedias.
  • 50. 7.3. El Efecto Fotoeléctrico La luz, o mejor, la radiación electromagnética, provocan efectos sobre la materia. uno en especial, llamado efecto fotoeléctrico, fue ya descubierto por Hertz en 1887, y descrito por Lenhard (1905) como que .. Hertz "la luz de la región visible puede producir emisión de electrones (fotoelectrones) pero en la mayoría de los metales es necesaria luz ultravioleta”.
  • 51. Los fotones con energía suficiente (frecuencia umbral), consiguen arrancar electrones, reflejándose o transformándose en otras formas de energía. Generan corriente eléctrica. Las leyes del efecto fotoeléctrico se resumen en: 1º-.El número de fotoelectrones emitidos por segundo es proporcional a la intensidad de la radiación incidente.
  • 52. Si mantenemos la polaridad y el tipo de luz (la misma frecuencia) pero utilizamos más potencia de iluminación (bombilla más potente o varias bombillas) el nº de electrones extraído es mayor y llegan más al amperímetro. Mayor intensidad de luz (I) significa mayor flujo de fotones y la corriente en el circuito externo ( i ) aumenta. 2º-.Los fotoelectrones son emitidos con un intervalo de velocidad entre cero y un máximo. La velocidad aumenta con la frecuencia pero no con la intensidad de la radiación.
  • 53. Los fotones con energía insuficiente (frecuencia inferior a la umbral), no consiguen arrancar electrones, reflejándose o transformándose en otras formas de energía. No generan corriente eléctrica. 3º-.Para un metal dado existe un cierto valor de la frecuencia de la radiación "frecuencia umbral" m0 por debajo de la cual no se produce emisión de fotoelectrones por muy elevada que sea la intensidad de la radiación incidente.
  • 54. COMO EXPLICAR EL EFECTO FOTOELÉCTRICO En 1905 Albert Einstein (1879-1955) usó la teoría cuántica de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico
  • 55. Cuando la luz llega a la superficie del metal la energía no se reparte equitativamente entre los átomos que componen las primeras capas en las que el haz puede penetrar, sino que por el contrario sólo algunos átomos son impactados por el fotón que lleva la energía …y, si esa energía es suficiente para extraer los electrones de la atracción de los núcleos, los arranca del metal.
  • 56. La energía cinética de los electrones emitidos depende de la frecuencia de la radiación incidente y de la posición que ocupa ese electrón en el metal.
  • 57. El valor de la energía para estos electrones será: E = hu hu = huo +1/2 mv2 Energía umbral Energía del electrón emitido = El exceso (aparece como energía cinética del electrón emitido) +
  • 58. Niels Bohr, físico Danés, (1913) primer modelo de un átomo basado en la cuantización de la energía. El modelo de Bohr explica la estructura del átomo de hidrógeno y su espectro. Supera el modelo atómico de Rutherford suponiendo, simplemente, que la física clásica estaba equivocada. 8. Modelo Atómico de Bohr
  • 59. Espectro: componentes de la radiación de emisión de fuentes de luz. Espectro de líneas: contiene radiación de longitudes de onda específicas y características Espectro continuo: contiene todas las longitudes de onda El modelo de Bohr explica la estructura del átomo de hidrógeno y su espectro discontínuo.
  • 60. Balmer demuestra que las líneas se ajustan a una fórmula simple: n= 3,4,5,6 C= 3.29 1015 s-1 Pero antes que Bohr lograra explicar las líneas espectrales del hidrógeno, el suizo Johann Jacob Balmer, logró establecer –en 1885, el mismo año en que naciera Bohr– una simple relación numérica, que ligaba las longitudes de onda de las rayas espectrales del átomo de hidrógeno. u = C 1 22 - 1 n2 Su fórmula permitió prever, no sólo la sucesión de las líneas en el espectro visible, sino también series de ellas en el espectro invisible –ultravioleta e infrarrojo– del hidrógeno.
  • 61. Todo esto implicó que en el espectro del más sencillo de los átomos, el caos había dado paso a un orden físico regido por la ley de Balmer-Ritz: u = R 1 m2 - 1 n2 Donde u es la frecuencia de la línea m y n son pequeños números enteros, y R es un número fundamental, la célebre constante de Rydberg. ¿cuál era el sentido de estos hallazgos empíricos?
  • 62. Todos los esfuerzos considerables y perseverantes para deducir las reglas de Balmer, de Ryddberg, y de Ritz, con la ayuda de analogías mecánicas, acústicas y eléctricas, fracasaron completamente. "Creo –escribió Poincaré, con profética visión– que aquí reside uno de los más importantes secretos de la naturaleza” . ESTE FUE EL SECRETO QUE BOHR EMPEZÓ A ESTUDIAR. Henri Poincaré, prestigioso matemático, científico teórico y filósofo de la ciencia.
  • 63. POSTULADOS DE BOHR 1.- El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. 2.-Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 · p). Una órbita tiene un estado estacionario de energía. El estado de menor energía se llama estado fundamental. Si absorben engría adicional pasan a un estado excitado 3.-El electrón no radia energía cuando está en un estado estacionario. Si cambia de estado lo hace intercambiando una cantidad de energía proporcional, según la ecuación de Plank Ea - Eb = h · n Fallos: -No explica espectros de átomos multielectrónicos - No explica el desdoblamiento de lineas
  • 64. Louis de Broglie pensó que, al igual que la luz, pese a ser de naturaleza ondulatoria, presentaba muchas veces una componente corpuscular, podía ser que la materia normal, tratada siempre como partícula, tuviese también una naturaleza ondulatoria. “Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda cuya longitud de onda vale l= h/mv” 9. Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-corpusculo del electrón De Broglie en 1924 predijo que
  • 65. Plank y Einstein habían demostrado la naturaleza dual del electrón que al ser una partícula, que se comportaba como onda. PARTÍCULA ONDA
  • 66. En 1927 Davidson y Germer demostraron que los electrones podían ser difractados igual que los rayos X. Los electrones se comportaban como ondas Microfotografia electrónica del virus Ebola, amplificada 19.0000 veces. Causó epidemia en África en 1995.
  • 67. El físico alemán Werner Heisenberg, llegó a la conclusión de que la doble naturaleza de la materia impone limitaciones: ”Es imposible conocer con exactitud y simultáneamente la posición y la velocidad de un electrón”. 10. Principio de Incertidumbre De Heisenberg
  • 68. En las zonas de más densidad Mayor probabilidad de encontrar al electrón Como una definición simple, podemos señalar que se trata de un concepto que describe que el acto mismo de observar cambia lo que se está observando. En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg se dio cuenta de que las reglas de la probabilidad que gobiernan las partículas subatómicas nacen de la paradoja -reflejada en los experimentos mostrados - de que dos propiedades relacionadas de una partícula no pueden ser medidas exactamente al mismo tiempo. Si el electrón obedeciese las leyes de la mecánica newtoniana, las incertidumbres podrían reducirse a cero y la posición y el momento del electrón podrían determinarse con toda precisión.
  • 69. 11. Mecánica Cuántica-Ondulatoria. Teoría Actual En 1926 Erwin Schrödinger inventó la mecánica ondulatoria y fue formulada independientemente de la mecánica cuantica Schrödinger modificó una ecuación existente que describía a una onda tridimensional sin movimiento imponiendo las restricciones de longitud de onda sugeridas por ideas de De Broglie
  • 70. 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
  • 71. -Esta ecuación le permitió calcular los niveles de energía del átomo de hidrógeno. -El hidrógeno es el único átomo para el cual se ha resuelto con exactitud. -Se requieren suposiciones de simplificación para resolverla para átomos y moléculas más complejos.
  • 72. *El estudio de los átomos y las moléculas según la mecánica cuántica es de tipo matemático. *El concepto importante es que cada solución de la ecuación de onda de Schrödinger describe un estado de energía posible para los electrones del átomo. *Cada solución se describe mediante un conjunto de tres números cuánticos. Aportaciones de la ecuación de Schrödinger *Las soluciones de la ecuación de Schrödinger también indican las formas y orientaciones de las distribuciones de probabilidad estadística de los electrones.
  • 73. *Los orbitales atómicos se deducen de las soluciones de la ecuación de Schrödinger. *Dirac reformuló la mecánica cuántica electrónica teniendo en cuenta los efectos de la relatividad. De ahí surgió el cuarto número cuántico. Las soluciones de las ecuaciones de Schródinger y de Dirac para los átomos de hidrógeno funciones de onda describen los diversos estados disponibles para el único electrón del hidrógeno
  • 74. Cada uno de estos estados posibles se describe mediante cuatro números cuánticos. -Estos números cuánticos permiten describir el ordenamiento electrónico de cualquier átomo y se llaman configuraciones electrónicas. -Los números cuánticos desempeñan papeles importantes para describir los niveles de energía de los electrones y la forma de los orbitales que indica la distribución espacial del electrón. -Un orbital atómico es la región espacial en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.
  • 75. ¿Que es un número cuántico Y que valores tiene?
  • 76. 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 el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa.
  • 77. l. El número cuántico azimutal 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).
  • 78. m. El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. ml , puede tomar valores integrales desde -l hasta +l e incluyendo el cero ml = (-l),…., 0,…..,(+l)
  • 79. Forma de los orbitales Representación de la parte angular de la función de onda de los orbitales s, p, d y f
  • 80. s. El número cuántico de spin 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 se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
  • 81. n l m orbital 1 0 0 (1,0,0) 2 0 0 (2,0,0) 1 -1 (2,1,-1) 0 (2,1,0) 1 (2,1,1) 3 0 0 (3,0,0) 1 -1 (3,1,-1) 0 (3,1,0) 1 (3,1,1) 2 -2 (3,2,-2) -1 (3,2,-1) 0 (3,2,0) 1 (3,2,1) 2 (3,2,2)
  • 82. Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Así, en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n2 electrones (dos en cada orbital).
  • 83. En la tabla periódica, los elementos están ordenados de acuerdo con su número atómico y, por lo tanto, de su número de electrones. En cada columna o grupo, la configuración electrónica del átomo es la misma, variando únicamente que la última capa es más externa. Así las propiedades de los elementos del grupo serán similares, sobre todo en su aspecto químico. En cada fila o periodo, se completa la última capa del átomo, su capa de valencia. De esta forma, la variación en las propiedades periódicas será debidas al aumento de electrones en esa capa y al aumento de la carga nuclear, que atraerá con más fuerza a esos electrones.
  • 84. Ejemplos: Hidrógeno: 1e- Orbital 1s1 N S Números cuánticos del electrón n = 1 l = 0 m = 0 s = +1/2 PARAMAGNÉTICO n = 1,2,3,4…… l = n-1 m = - l hasta + l S = +1/2; -1/2
  • 85. Números Cuánticos Helio:2e- Orbital 1s2 N S N S Números cuánticos de los electrones n = 1 n = 1 l = 0 l = 0 m = 0 m = 0 n = 1,2,3,4…… l = n-1 m = - l hasta + l S = +1/2; -1/2 s = +1/2 s = -1/2 DIAMAGNÉTICO
  • 86. Números Cuánticos Litio: 3e- Orbitales 1s N S N S Números cuánticos de los electrones 2s n = 1 n = 1 n = 2 l = 0 l = 0 l = 0 m = 0 m = 0 m = 0 s = +1/2 s = -1/2 s = +1/2 N S PARAMAGNÉTICO n = 1,2,3,4…… l = n-1 m = - l hasta + l S = +1/2; -1/2
  • 87. Números Cuánticos Berilio:4e- 1s N N S S n = 1 n = 1 l = 0 l = 0 m = 0 m = 0 s = +1/2 s = -1/2 2s N S S N n = 2 n = 2 l = 0 l = 0 m = 0 m = 0 s = +1/2 s = -1/2 DIAMAGNÉTICO Orbitales n = 1,2,3,4…… l = n-1 m = - l hasta + l S = +1/2; -1/2
  • 88. Números Cuánticos Boro: 5e- Orbitales 1s S N S N 2s m = 0 m = 0 m = 0 s = +1/2 s = -1/2 s =+1/2 N S S N n = 1 n = 1 n = 2 n = 2 l = 0 l = 0 l = 0 l = 0 m = 0 s = -1/2 2px n = 2 l = 1 m = -1 s = +1/2 N S 2py 2pz PARAMAGNÉTICO n = 1,2,3,4…… l = n-1 m = - l hasta +l S = +1/2;-1/2
  • 90. Números cuánticos El modelo atómico de Bohr introdujo un sólo número cuántico (n) para describir una órbita. Sin embargo, la mecánica cuántica, requiere de 3 números cuánticos para describir al orbital (n, l, ml):
  • 91. Número cuántico principal (n):  Representa al nivel de energía y su valor es un número entero positivo (1, 2, 3, ....)  Se le asocia a la idea física del volumen del orbital.  n = 1, 2, 3, 4, .......
  • 92. Número cuántico secundario o azimutal (l):   Identifica al subnivel de energía del electrón y se le asocia a la forma del orbital. Sus valores dependen del número cuántico principal (n), es decir, sus valores son todos los enteros entre 0 y n - 1, incluyendo al 0. Tipo de orbital Valor l Nº orbitales Nº e- s 0 1 2 p 1 3 6 d 2 5 10 f 3 7 14
  • 93. Número cuántico magnético (m o ml):  Describe las orientaciones espaciales de los orbitales.  Sus valores son todos los enteros entre -l y +l, incluyendo al 0.
  • 94. Valor de m según el ingreso del último electrón al orbital.
  • 95. Número cuántico de spin (s o ms):  Informa el sentido del giro del electrón en un orbital.  Indica si el orbital donde ingreso el último electrón está completo o incompleto.  Su valor es +1/2 o -1/2
  • 96. En una configuración electrónica, un electrón puede ser representado simbólicamente por: Los números cuánticos para el último electrón en este ejemplo serían: n = 3 l = 1 m = -1 s = +1/2 3p1 Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital Indica el número cuántico secundario (l) Indica el número cuántico principal (n)
  • 97. Configuración electrónica Corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.
  • 98. Configuración electrónica y principios que la regulan 1. Principio de Construcción Principio de establece que los electrones irán ocupando los niveles de más baja energía.
  • 99. Principio de exclusión de Pauling  Establece que no pueden haber 2 electrones con los cuatro números cuánticos iguales.  Primer electrón n= 1 l= 0 m= 0 s= +1/2  Segundo electrón n= 1 l= 0 m= 0 s= -1/2
  • 100. Principio de máxima multiplicidad: Regla de Hund Establece que para orbitales de igual energía, la distribución más estable de los electrones, es aquella que tenga mayor número de espines paralelos, es decir, electrones desapareados. Esto significa que los electrones se ubican uno en uno (con el mismo espin) en cada orbital y luego se completan con el segundo electrón con espin opuesto.
  • 101. Escribiendo configuraciones electrónicas  Conocer el número de electrones del átomo (Z = p = e).  Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo.  Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (orbital s = 2e, p =6e, d = 10e y f = 14e).  Verificar que la suma de los superíndices sea igual al número de electrones del átomo.
  • 102. 11Na Configuración electrónica para 11 electrones 1s2 2s2 2p6 3s1 Números cuánticos n = 3  = 0 m = 0 Notación global
  • 103. Notación global externa  Es más compacta que la anterior.  Se remplaza parte de la configuración electrónica por el símbolo del gas noble de Z inmediatamente anterior al elemento.  Gases nobles: 2He; 10Ne; 18Ar; 36Kr; 54Xe; 86Rn. 1s2 2s2 2p6 3 s 1 (10Ne) 3s1
  • 104. Configuración de iones  Cationes: Átomos que pierden electrones  Aniones: Átomos que ganan electrones. 11Na+ 16S2- 1s2 2s2 2p6 (10Ne) 3s23p6 10 e- 18 e-
  • 105. Ejemplo: el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1, el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2. Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo
  • 106. Los grupos 3 a 12 completan los orbitales p de la capa anterior a la capa de valencia Ejemplo: el oxígeno, en el segundo periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 2s2 2p4, el azufre, en el tercer periodo , tendrá la configuración 3s2 3p4
  • 107. Los grupos 13 a 18 completan los orbitales d de la capa de valencia. hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d64s2 y 3d74s2.
  • 109. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será: Grupos 1 y 2 Elemento de transición Grupos 13 a 18 Elementos de transición interna Nsx (N -1)dx Ns2 (N -1)d10 Ns2px (N -2)fx (N -1)d0 Ns2
  • 110. Orbitales niveles de energía electrónica Números cuánticos niveles de energía electrónica
  • 112. Realizar la configuración electrónica para: Fe, Na, K, Ar, Mn, Ca, N y C
  • 113. Resulta que actualmente se cree que incluso los protones y los neutrones no son fundamentales: están compuestos por partículas más fundamentales llamadas quarks. Los físicos ahora creen que los quarks y los electrones SON fundamentales. Una última visión…del núcleo
  • 114. En 1964 Murray Gell-Mann y George Zweig sugirieron que cientos de las partículas conocidas hasta el momento, podrían ser explicadas como una combinación de sólo 3 partículas fundamentales. Un poco de historia del quark Gell-Mann eligió el nombre caprichoso de "quarks" para estos constituyentes. Esta palabra aparece en la frase "three quarks for Muster Mark" en la novela de James Joyce, Finnegan's Wake.
  • 115. La parte revolucionaria de la idea era que ellos debieron asignarle a los quarks cargas eléctricas de 2/3 y -1/3 (en unidades de la carga del protón): nunca habían sido observadas cargas como esas. Primero los quarks fueron considerados como un truco matemático, pero los experimentos han convencido a los físicos de que los quarks existen. ¿Cómo surgieron los absurdos nombres de los quarks? Hay seis sabores de quarks. "Sabores" aquí significa simplemente, diferentes tipos.
  • 116. Los dos quarks más ligeros se llamaron ARRIBA (UP) y ABAJO (DOWN). El tercer quark se llamó EXTRAÑO (STRANGE). Este nombre se había utilizado ya, asociado a los mesones K, porque sus largas vidas parecían ser una propiedad "extraña" o inesperada (los mesones K contienen quarks extraños).
  • 117. ENCANTO (CHARM), el cuarto tipo de quark, fue llamado de este modo porque sí. Fue descubierto en 1974 en el Stanford Linear Accelerator Center formando parte de la partícula que ellos llamaron Y (psi), y simultáneamente, en el Brookhaven National Laboratory dentro de la partícula que llamaron "J". El J/Y es una combinación de quarks charm-anticharm (CC ). -
  • 118. Los quarks quinto y sexto fueron llamados originalmente VERDAD (Truth) y BELLEZA (Beauty), pero incluso los físicos pensaron que era demasiado absurdo. Ahora ellos son llamados CIMA (TOP) Y FONDO (o TRASERO!) (BOTTOM) (manteniendo las iniciales T y B.)
  • 119. El sexto sabor del quark, el TOP, es el más masivo de los quarks. Es unas 35,000 veces más masivo que los quarks up y down, que forman la mayoría de la materia que nosotros vemos a nuestro alrededor. El 2 de marzo de 1995 el Laboratorio Nacional Fermi anunció el descubrimiento del quark TOP. De los seis quarks, cuya existencia fue predicha por la teoría científica vigente, el quark TOP fue el último en ser descubierto
  • 120. Conceptos • Número atómico (Z): Indica el nº de protones del núcleo Z = p+ Átomo neutro p+ = e- Z = p+ = e-
  • 121. 11Na : 19K : 17Cl : Nº Protones 11 Nº Electrones 11 Nº Protones 19 Nº Electrones 19 Nº Protones 17 Nº Electrones 17
  • 122. • 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+
  • 123. Representación del átomo de un elemento • A = Nº másico • Z = Nº atómico • X = Carga iónica • Y = Atomicidad
  • 124. Símbolos Contener el símbolo del elemento, la masa numerar y el número atómico # protones # protones + # neutrones número total o masa atómica
  • 125. Iones • Catión: - pierden electrones - Tienen Carga positiva Ej: 11Na+
  • 126. • Anión: - Ganan electrones - Tienen carga negativa Ej: 17Cl-
  • 127. Determinación de partículas atómicas 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
  • 128. Tipos de átomos • Isótopos: - Átomos de un mismo elemento - Tienen = Z y ≠ A
  • 129. Isótopos + + + + + + Núcleo Electrones Núcleo Neutrón Protón Carbon-12 Neutrones 6 Protones 6 Electrones 6 Núcleo Electrones El carbono-14 Neutrones 8 Protones 6 Electrones 6 + + + + + + Núcleo Neutrón Protón
  • 130. 3 p+ 3 n0 2e- 1e- 3 p+ 4 n0 2e- 1e- 6Li 7Li + + + Núcleo Electrones Núcleo Neutrón Protón Lithium-6 Neutrones 3 Protones 3 Electrones 3 Núcleo Electrones Núcleo Neutrón Protón Lithium-7 Neutrones 4 Protones 3 Electrones 3 + + +
  • 131. • Isóbaros: - Átomos de distintos elementos - Tienen = A y ≠ Z
  • 132. • Isótonos: - Átomos de distintos elementos - Tienen = n, ≠ Z y ≠ A
  • 133. Isoelectrónicos • Son átomos que tienen igual números de electrones. • Ejemplo 10Ne; 11Na+; 12Mg2+; 9F- = 10 e-
  • 134. Símbolos • Encontrar - número de protones - número de neutrones - número de electrones - Número atómico - Masa atómica F 19 9 = 9 = 10 = 9 = 9 = 19 +
  • 135. Símbolos Encontrar – número de protones – número de neutrones – número de electrones – Número atómico – Número másico Br 80 35 = 35 = 45 = 35 = 35 = 80
  • 136. Símbolos Encontrar - número de protones - número de neutrones - número de electrones - Número atómico - Número másico Na 23 11 Átomo del sodio = 11 = 12 = 11 = 11 = 23
  • 137. Símbolos Encontrar - número de protones - número de neutrones - número de electrones - Número atómico - Masa atómica Na 23 11 1+ Ion del sodio = 11 = 12 = 10 = 11 = 23
  • 138. Símbolos Si un elemento tiene un número atómico de 23 y una masa atómica de 51 cuál es – número de protones –número de neutrones –número de electrones – Terminar el símbolo = 23 = 28 = 23
  • 139. Símbolos Si un elemento tiene 60 protones y 84 neutrones cuál es – Número atómico –Número másico –número de electrones – Terminar el símbolo Nd 144 60 = 60 = 144 = 60
  • 140. Símbolos Si un átomo neutral de un elemento tiene 78 electrones y 117 neutrones cuál es – Número atómico – Número másico –número de protones – Terminar el símbolo Pt 195 78 = 78 = 195 = 78
  • 141. Usando una tabla periódica y qué usted sabe sobre atómico el número, la masa, los isótopos, y los electrones, completar: Elemento Símbol o Atómico Número Atómico Masa # de protone s # de neutrón # de electrón carga 8 8 8 Potasio 39 +1 Br 45 -1 30 35 30 Número atómico = número de protones Número de protones + de número de neutrones = masa atómica Átomo (ninguna carga): Protones = electrones Ion (catión): Protones > electrones Ion (anión): Electrones > protones
  • 142. Elemento Símbol o Atómico Número Atómico Masa # de protone s # de neutrón # de electrón carga 8 8 8 Potasio 39 +1 Br 45 -1 30 35 30 Oxígeno Bromo Cinc O K Zn 8 19 35 16 80 19 35 30 20 65 18 36 0 0 Usando una tabla periódica y qué usted sabe sobre atómico el número, la masa, los isótopos, y los electrones, completar: Número atómico = número de protones Número de protones + de número de neutrones = masa atómica Átomo (ninguna carga): Protones = electrones Ion (catión): Protones > electrones Ion (anión): Electrones > protones
  • 143. Realizar la configuracion electronica desarrollada y abreviada para: K Hg S P As Au Ag
  • 146. Resolver: As 33 Número de electrones 75 Número de protones Lugar que ocupa en la TP Número de neutrones Masa atómica Número atómico
  • 147. Resolver: S 16 Número de electrones 32 Número de protones Lugar que ocupa en la TP Número de neutrones 2 - Masa atómica Número atómico
  • 148. Resolver: Cl 17 Número de electrones A Número de protones Lugar que ocupa en la TP Número de neutrones - 18,5 Masa atómica Número atómico
  • 149. Hacer la configuración electronica para: K + Z=19
  • 150. Hacer la configuración electronica para: Al 3+ Z=13
  • 151. El número de masa de un átomo excede en 1 al doble de su número atómico. Determine el número de electrones, si posee 48 neutrones y su carga es - 2.