PPTS de la estructura Atomica

1. Estructura
atómica
Docente: Dra. Miriam
Málaga Cornejo

2. La teoría atómica de Dalton
Quien era profesor particular de matemáticas y filosofía de
MANCHESTER estaba interesado en la composición de la
atmosfera e intentaba explicar la solubilidad de gases en el agua,
lo que le lleva a postular su teoría atómica , hacia los años 1808 y
1810.
• La materia se compone de partículas muy pequeñas para ser
vistas, llamadas átomos.
• Los átomos de un elemento son idénticas en todas sus
propiedades incluyendo el peso.

3. • Diferentes elementos están hechos a partir de
diferentes átomos.
• Los compuestos químicos se forman de la combinación
de átomos de dos o más elementos, en un átomo
compuesto (ahora llamado molécula)
• Los átomos son indivisibles y conservan sus
características durante las reacciones químicas.
• En cualquier reacción química los átomos se combinan
en proporciones numéricas simples por ejemplo:
• Un átomo A se combina con un átomo B, dos átomos A
con tres átomos B y así sucesivamente.

4. Partículas subatómicas
Estas son las unidades básicas de construcción de todos los
átomos , tanto átomos y toda la materia consta
principalmente de 3 partículas fundamentales e-, p+ y n°.

5. Descubrimiento de los electrones
Hacia los 1800 el químico ingles HUMPHREY DAVY encuentra que
cuando pasaba una corriente electrónica a través de alguna sustancia,
esta se descomponía lo que lleva a pensar que tenía fuerzas electrónicas
que las mantenía juntas.
La evidencia fue cuando usaron los rayos catódicos que se producen
cuando se sella en un tubo de vidrio que contiene gas a muy baja
presión y donde se aplica un alto voltaje, la corriente fluye y se emiten
rayos del cátodo (electrodo negativo) que viajan en línea recta hacia el
anoto (electrodo positivo) y se produce un resplandor en la pared
opuesta al cátodo cuando se interpone un objeto lo que demuestra que
los rayos van del cátodo al ánodo por lo tanto están cargados
negativamente, además son desviados por campos magnéticos y
eléctricos de acuerdo a su carga negativa.

6. Thomson los llamo e- y determina la relación entre carga
(e) y masa (m)
e/m= - 1.75882 x 108 coulombios por gramo.
La implicancia del trabajo de Thomson fue que los e-
fueron y son partículas fundamentales en todos los
átomos.

7. MüLLIKAN determino la caga del e- con el experimento de
la gota de aceite.
Pues es observado el momento de pequeñas gotas de
aceite cargadas eléctricamente y suspendidas en el aire,
las gotas influidas por un campo eléctrico que tendría a
hacerlo subir así como el campo gravitacional de la tierra
que la hacer caer y en el momento que ambas carga se
igualan, y crean múltiplos de:
e= 1.591 x 10-19c e= 1.60218 x 10-19c

8. RAYOS CANALES Y PROTONES
En 1886 EUGEN GOLDSTEIN observo que también en un tubo de rayos en
un tubo de rayos catódicos se genera una CORRIENTE de partículas cargadas
positivamente que van hacia el cátodo, denominado rayos canales, porque son
observadas al pasar a través de un canal perforado en el electrodo negativo.
estos rayos positivos se crecen cuando las rayas catódicos hacen soltar e- de los
átomos gaseosas en el tubo.
El protón es una partícula fundamental en una caja de igual magnitud pero de
signo opuesto a la carga del e-, su masa es de casi 1.836 veces la masa del e-.

9. Rutherford y el átomo nuclear
En esta época se creía que las cargas estaban distribuidas en forma de
regiones así THOMSON supuso que la carga positiva estaba distribuida
igual por todo el átomo y las cargas negativas estaban en bebidas en
el átomo como las ciruelas en un biscocho.
Para RUTHERLAND hacia el año 1909 estableció las partículas(alfa)
(cargados +)
Bombardeo una lámina muy delgada de oro con estas partículas
procedentes de una fuente radiactiva. La mayoría de las partículas
pasaron a través de la lámina muchos desviaron ángulos moderados y
otras desviaban en ángulos más agudos lo mismo se observó con otros
metales, a partir de ello se propuso que cada átomo contenía un
diminuto centro masivo cargado positivamente y lo llama núcleo
atómico.

11. La mayoría de las partículas ∞ pasan a través de la lámina sin desviarse
porque los átomos son fundamentalmente especies vacías ocupadas solo por
los muy ligeros electrones.
Fue capaz de detonar las magnitudes de cargas positivas en los núcleos
atómicos.
La descripción de las estructuras atómicas que desarrolla se domina
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD que dice “ los átomos consisten en
núcleos positivamente cargado, muy pequeño y muy densos rodeados por
nubes de e- a distancias del núcleo relativamente grande.
• Neutrones :
Fue descubierto en 1932 por JAMES CHODURCH al haber bombardeos de
bario con partículas alfa de la alta energía.

12. Radiactividad.
Las partículas subatómicas como son los protones y
neutrones a los cuales les llamaremos nucleones
también que los átomos de un elemento donde tienen
el mismo número de protones este número se conoce
como numero atómico del elemento. Así por ejemplo
el hidrogeno contiene un protón para cada átomo de
helio tiene dos protones y cada átomo de litio tiene 3
protones, por lo tanto el número de protones en el
núcleo del átomo determina su identidad llamado
número atómico.

13. Sin embargo los átomos de un elemento dado pueden
tener diferentes número de neutrones por lo tanto
diferente número de mas, que es la suma de protones y
neutrones en su núcleo. Por lo tanto el número de masa
es igual al número de protones + el número de neutrones,
el número de masa es igual al número atómico + el
número de neutrones o sea el número total de nucleones
en el núcleo .

14. Los átomos que tiene el mismo número atómico pero distinto
número de masa se conocen como isotopos, así los isotopos
del uranio-
Numero de masa 233
92 U 235
92 U 238
92 U existiendo diferentes abundancias
Trazas 0.7% 99.3%
De hecho las propiedades nucleares de un átomo dependen del
número de protones y neutrones que hay en el núcleo se usaría
la notación de superíndices y subíndices cuando nos referimos
a un isotopo en particular. Un átomo de isotopo específico es
un núclido.
12C 14C
Los núcleos que son radio activos se llaman radionúclidos y los
átomos que contiene estos radionúclidos se llaman
radioisótopos.

15. Radiación electromagnética
La luz visibles es un tipo de radiación electro magnética y que
transporta energía atreves del espacio se le conoce como
energía radiante también son radiaciones electromagnéticas las
ondas de radio, radiaciones infrarrojas, rayos X, que se mueven
a la velocidad de la luz a 3.00 x108 m/s y tienen características
ondulatorias. Un corte transversal muestra que es
periódicamente el patrón de crestas valles se repiten en
intervalos regulares, la distancia entre cresta o valles sucesivas
se determinan como longitud de onda, el número de longitudes
de ondas completas o ciclos que pasan por un mismo punto
dado en un segundo es la frecuencia de la onda.
La radiación electromagnética tiene componente tanto eléctrico
como magnético y dado que toda radiación electro magnética
se mueve a la velocidad de la luz, existe una relación entre
longitud de onda y frecuencia.

16. Si la longitud de onda es larga pasaran menos ciclos de
la onda por un punto dado cada segundo la frecuencia
será baja y viceversa esta relación inversa entre la
longitud de onda se expresa mediante una ecuación
sencilla:
V λ = c
V = frecuencia de la radiación
λ = longitud de onda
c = velocidad de la luz
Los diferentes tipos de radiación electromagnética
dispuestos en orden de longitud de onda creciente se
conoce como ESPECTRO ELECTROMAGNETICO.
La frecuencia se expresa en ciclos ´por segundo, también
se llama Hertz (Hz) .

17. En el año 1900 un físico Max Planck propuso que la energía solo puede ser liberada o
absorbida como radiación los átomos en “paquetes” dando el nombre de CUANTO (que
significa cantidad de energía fija) o la misma pequeña cantidad emitida o absorbida
como radiación electromagnética, proponiendo la siguiente ecuación:
E = h. V
E= Energía
h= constante de Planck
V = frecuencia
h= 6,63 x 10 -34 joules/ segundos
Llegamos a la idea de que la energía no es continua sino que está
cuantisada, es decir así cuando se sube las escaleras solo nos detenemos en
los escalones más no entre ellos

18. EFECTO FOTOELECTRICO
Consiste en un tubo al vacío en el cual hay un electrodo negativo hecho de un
materia puro como el cesio cuando una luz de energía alta ahora contra de el
se arrancan electrones de su superficie => se mueven hacia el electrodo
positivo estableciendo un flujo de corriente, las observaciones importantes
son:
Solo puede arrancarse electrones si la luz es de longitud de onda suficiente
corta (energía suficiente alta) no importa cuanto tiempo ilumine esta línea de
energía es diferente para diferentes metales.
Para ( numero de electrones por segundo9 aumenta con el brillo (intensidad )
creciente de la luz.
Pues la teoría antigua sostiene que mientras mas tiempo esta la radiación
habría una emisión de energía y los protones que se liberan de electrones del
átomo metálico pero no es el caso.
Einstein 1905 revisando ideas de Planck sostenido que cada fotón podía
transferir su energía a un solo electrón y cuando aumenta la intensidad de la
luz, aumenta el numero de fotones que emana por segundo en una área
dada y si esta energía es mayor o igual a la cantidad necesaria para liberar el
electrón puede escapar y producir espectros fotoeléctrico

19. MODELO DE BOHR DEL ATOMO DE HIDROGENO

20. ESPECTROS DE LINEAS.
Una fuente puede sentir un solo tipo de longitud de onda (como el laser) igual
es monocromático sin embargo la mayoría producen moles longitudes de onda
y si los separamos tenemos obtenemos un espectro así el arcoíris un es
espectro continuo porque no contiene zona en blanco y cuando están
separados por líneas o zonas en blanco o negro esto indica que estas
longitudes están ausentes en la luz a este tipo de espectro que contiene una
longitud de onda especifico se denomina ESPECTRO DE LINEAS

21. COMPORTAMIENTO ONDULATORIO DE LA MATERIA
La idea de la luz presenta propiedades ondulatorias como
corpusculares De´Broglie predijo que una partícula con
una masa m y una velocidad v tendrá una longitud acido
asociado y está dada por:
λ =
ℎ
𝑚.𝑉
ℎ = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑝𝑙𝑎𝑛𝑐𝑘
𝑚 = 𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑉 = 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑

22. EL PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
El descubrimiento de las propiedades ondulatorias de la materia
hizo surgir nuevas ideas.
Heisemberg (1901-1976) llega a la conclusión sobre la doble
naturaleza de la materia , que impone ciertas limitaciones como
el conocer la posición y el momento a cualquier objeto. Este
principio recibe el nombre de “principio de incertidumbre” si se
aplica a los electrones nos dice que es imposible conocer
simultáneamente tanto del momento exacta del electrón como
su posición creciente en el espacio por lo tanto no resulta
apropiado imagen los electrones en movimiento en orbitales
circulares alrededor del núcleo.

23. MECANICA CUANTICA
Schrodinger (1926) propuso la ecuación conocida como ecuación de onda que
incluye el comportamiento onbulatorio como corpuscular (Particular) del electrón y
con ello se inicia la nueva forma de tratar a las partículas subatómicas con la
MECÁNICA CUÁNTICA O MECÁNICA ONDULATORIA.
Si recordamos a Bohr supone que el electrón esta en un orbital alrededor del
núcleo.
En el modelo de la mecánica cuántica la ubicación del electrón no se puede predecir
tan fácilmente.
El principio de incertidumbre sugiere que si conocemos el momento del electrón con
gran exactitud, sobre su posición es muy incierto.
Una forma de representar la posibilidad de encontrar un electron es atravez de la
densidad electrónica que son regiones donde es muy posible encontrar electrones.

24. Las funciones de onda que hace uso la ecuación de Schrodinger
para el átomo de hidrogeno se denominan ORBITALES cada
orbital describe una distribución especifica de densidad electrónica
en el espacio por lo tanto cada orbital tiene una energía y una
forma característica así la mas baja del átomo de H2 tiene -
2.18x10-18 joule.
La mecánica cuántica cumple tres números cuánticos n, l y m para
describir un orbital.
1. Número cuántico principal (n) puede tener valores enteros 1,
2, 3, etc. Al aumentar n se hace más grande y el electrón
está más lejos del núcleo y por lo tanto está unido con menor
fuerza al núcleo.
2. Número cuántico secundario azimutal (l) puede tener valores
enteros de 0 a n-1 para cada valor de n. Este número cuántico
define la forma del orbital.
El valor de l para un orbital se le designa con las letras s, p, d y f
que corresponden a los valores siguientes.

25. Valor de l 0 1 2 3
Letra empleada s p d f
Así:
n=1 l (n-1) l letra
1-1 0 s
n=2 l (n-1) l
2-1 1 p
n=3 l (n-1) l
3-1 2 d
n=4 l (n-1) l
4-1 3 f

26. El número cuántico magnético m puede tener valores enteros
entre l y –l incluyendo el cero.
Este número cuántico incluye o describe la orientación del orbital
así.
l=1 → p m= -1 0 +1
px py pz
l=2 → d m= -2 -1 0 +1 +2
dxy dxz dyz dx2y2 dz2
l=3 → f m= -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
Existe para algunos autores otros números cuánticos que es el ms
(número cuántico de spin) se refiere al giro del electrón por el
campo magnético producido por el mismo pudiendo tener valores
de +1/2 y -1/2.

31. 1s
2sp
3spd
4spdf
5spdf
6spd
7sp

32. EL PRINCIPIO DE EXCLUCION DE PAULIN
Nos dice que en un átomo no puede haber dos electrones
que tengan el mismo conjunto de cuatro números
cuánticos.
Pues es un orbital puede contener un máximo de dos
electrones los cuales pueden tener spines opuestos.

33. CONFIGURACION ELECTRONICA
Nos indican cómo están distribuidos los electrones entre
las diversos orbitales atomicos,recordando que el número
de electrones de un átomo neutro es igual al número
atómico (Z)
Las configuraciones electrónicas se pueden representar
por un diagrama de orbitales donde la flecha hacia arriba.
↑
𝟏𝒔´
o 1s´
Indica uno de los dos posibles movimientos de giro del
electrón.

34. REGLA DE HUND
Los electrones deben ocupar simplemente todos los
orbitales de un subnivel dado antes de empezar a
aparearse
Estos electrones desapareados tienen espirales paralelos.

35. Principio de AUFBAU: El verbo auvbquen significa
construir donde cada átomos se construye añadiendo el
numero apropiado de p+ y n° dados por el numero atómico
y numero de masa, si añadiendo el número necesario de
electrones en los orbitales de forma que dan la energía
total más baja para el átomo.

36. n l m ms capc. e- en sub. capc. de e- en
nivel
1(K) 0(1s) 0 +1/2 -1/2 2 2
2(L) 0(2s) 0 2 8
1(2p) -1,0,+1 6
3(M) 0(3s) 0 2 18
1(3p) -1,0,+1 6
2(3d) -2,-1,0,+1,+2 10
4(N) 0(4s) 0 2 32
1(4p) -1,0,+1 6
2(4d) -2,-1,0,+1,+2 10
3(4s) -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 14

37. ENERGIA DE LOS ORBITALES
La energía de un electrones esta dada por su numero
principla asi por ejemplo.
1s<2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f<
A pesar de que en la distribución la densidad electrónica
es diferente en los orbitales 2s y 2p los electrones tienen
la misma energía ya sea 2s o en 2p se dice que los
orbitales tienen la misma energía y están degenerados.
Un electron ubicado en el orbital 1s será el más
fuertemente atraído para el núcleo.

38. Algunas reglas para indicar la carga de orbitales
Antes de cualquier orbital d se llena el s inmediato
superior.
Después del 6s va el 4f.
Después del 7s va el 5f
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 5f,
6d, 7p.
Existen propiedades magneticas en base a esta propiedad
existe dos que es el paramagnetismo y el diamagnetismo.

40. DIAMAGNETISMO: El movimiento de los electrones
sobre sus ejes genera un campo magnético cuando dos
electrones en el mismo orbital están girando hacia el
sentido contrario generando campos magnéticos opuestos
los que se cancelan uno a otro. Esto nos lleva a que el
átomo que tenga electrones apareados generalmente no
sea atraído hacia un imán.

41. PARAMAGNETICO: es todo los contrario si el orbital tiene
electrones desapareados esos electrones generan un
campo magnético positivo o negativo los que son atraídos
por el iman.

42. Forma de escritura abreviada de la distribución.
se usa los símbolos de los gases nobles que son:
Ne =10e- Xe=54e- 37=[Kr] = 5s1
Ar =18e- Rn=86e- 60=[Xe]= 6s2 4f1
Kr =36e-