UNIVERSIDAD PRIVADA
JUAN MEJÍA BACA
ESTRUCTURA ATOMICA
Profesor: Ing. Alberto Carrasco Tineo
Rayos catódicos.
Modelo de Thomson.
• Los rayos catódicos confirmaron la
existencia de electrones en los átomos.
© Grupo ANAYA. S.A. Física y Química 1º de Bachillerato
Modelo atómico de Thomsom
La radiación
electromagnética.
• Una onda electromagnética consiste en
la oscilación de un campo eléctrico y
otro magnético en direcciones
perpendiculares, entre sí, y a su vez,
perpendiculares ambos a la dirección
de propagación.
• Viene determinada por su frecuencia “”
o por su longitud de onda “”,
relacionadas entre sí
Experimento y modelo de
Rutherford.
Modelo atómico de Rutherford
Espectro
electromagnético

Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas
Tipos de radiaciones
desde muy
electromagnéticas según .
bajas longitu• Rayos 
des de ondas
• Rayos X
(rayos 
• Ondas de radar
• Rayos UV
• Ondas de TV.
10–12 m) hasta
• Onda ultracorta
• Radiaci
Radiació
ón visible.
kilómetros
• Onda corta.
• Rayos IR
• Onda media.
(ondas de
• Onda larga
• Microondas
radio)
• Ondas de radio
Espectro electromagnético.


© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
Espectros atómicos
Se llama espectro atómico de un elemento químico al resultado de
descomponer una radiación electromagnética compleja en todas las
radiaciones sencillas que la componen, caracterizadas cada una por un
valor de longitud de onda, λ
Espectro de emisión
www.puc.cl/sw_educ/qda1106/ CAP2/2B/2B1/
Espectro de absorción
© Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
Orígenes de la teoría cuántica.
• El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad de
determinadas partículas en la materia.
• Pero tiene algunos inconvenientes:
– No explica los espectros atómicos.
– La no emisión de energía por el giro de los
electrones (se sabía que al girar partículas
cargadas, éstas deberían emitir energía en forma
de radiación electromagnética, lo que conduciría a
los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo
un colapso de los átomos).
• Iba en contra de la estabilidad de los átomos.
• Igualmente, las líneas espectrales deberían ser
explicadas a partir de una nueva teoría atómica.
Hipótesis de Plank.
Cuantización de la energía.
• El estudio de las rayas espectrales permitió
relacionar la emisión de radiaciones de
determinada “ ” con cambios energéticos
asociados a saltos electrónicos.
• Plank supuso que la energía estaba
cuantizada, es decir, la energía absorbida o
desprendida de los átomos sería un múltiplo
de una cantidad establecida o “cuanto”.
•
Hipótesis de Plank.
Cuantización de la energía. (cont)
• Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo de
esta cantidad, según el número de átomos que
emitan:
• En donde h = 6,626 x 10–34 J s (Constante de Plank)
y n es un número entero (nº de átomos emisores), lo
cual significa que la energía ganada o cedida por un
átomo es un múltiplo de la cantidad de energía
mínima (h x ).
• Como el número de átomos es muy grande y la
constante “h” muy pequeña, en la práctica no se
aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la
masa.
Efecto fotoeléctrico.
• Algunos metales emiten electrones al incidir una
determinada radiación sobre ellos.
• Este fenómeno es utilizado prácticamente para
cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las
puertas de un ascensor…
• Se sabe que la capacidad para emitir electrones
no depende de la intensidad de la radiación sino
únicamente de su frecuencia “”.
Efecto fotoeléctrico.
• Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no
producir ionización, mientras que uno mucho
menos luminoso pero de mayor frecuencia, si.
http://www.edu.
aytolacoruna.es/
aula/fisica/fisica
Interactiva/Ef_F
otoelectrico/Teo
riaEF.htm
Efecto fotoeléctrico.
• La frecuencia mínima para extraer un electrón de un
átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina
“frecuencia umbral “0”.
• Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la
teoría corpuscular, en la que suponía que la luz
estaba formada por partículas (fotones) cuya
energía venía determinada por E = h x .
• Si dicha energía se igualaba o superaba a la
energía de ionización se producía la ionización del
electrón.
Postulados del modelo de Bohr.
• “Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en
ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m x v x r =
n x h / 2” en donde
n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)
• “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”.
• “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un
nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el
electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón
correspondiente a E entre ambos niveles, de frecuencia o
longitud de onda determinadas (E = h x )”
Niveles permitidos
Energía
(para el átomo de hidrógeno)
n=
n=5
n=4
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
Espectros de emisión y absorción
• Cuando un electrón salta a niveles de mayor
energía (estado excitado) y cae de nuevo a
niveles de menor energía se produce la
emisión de un fotón de una longitud de onda
definida que aparece como una raya concreta
en el espectro de emisión.
• Cuando irradia una sustancia con luz blanca
(radiación electromagnética continua) los
electrones escogen las radiaciones de este
espectro continuo para producir saltos a niveles
superiores (estado excitado).
El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas, que
corresponden cada una a una longitud de onda.
Podemos analizar la radiación que absorbe un elemento (espectro de
absorción) o la radiación que emite (espectro de emisión).
Algunos espectros de emisión
Litio
Potasio
Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico
debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.
S eries esp ectra les
n
n
n
n
=
=
=
=

6
5
4
P fund
B racket
n= 3
P aschen
n= 2
B alm er
E = h · 
n= 1
L ym an
S E R IE S : L ym an B alm er
P aschen B racket P fund
E spectro
UV
V isible
Infrarrojo
Explicación
de las series
espectrales
utilizando el
modelo de
Bohr
Series espectrales
• Serie Balmer: aparece en la zona visible
del espectro.
• Serie Lyman: aparece en la zona
ultravioleta del espectro.
• Serie Paschen
• Serie Bracket
Aparecen en la zona
• Serie Pfund
infrarroja del espectro
Principios básicos de la
mecánica cuántica
• Dualidad onda-corpúsculo:
Formulado por De Broglie en 1924.
• “Cada partícula lleva asociada una onda”
• Principio de incertidumbre:
• Formulado por Heisenberg en 1927.
“Es imposible conocer simultáneamente la
posición y la cantidad de movimiento de una
partícula”:
Dualidad onda-corpúsculo
(De Broglie).
• “Cada partícula lleva asociada una onda
• Así, los electrones, cuya masa es muy
pequeña, tienen un onda asociada apreciable
de forma que, siendo “r” el radio de su órbita:
2  r = n , sien “n” un número natural, de
forma que sólo algunas órbitas concretas
estarían permitidas.
Principio de incertidumbre
(Heisenberg).
• “Es imposible conocer simultáneamente la
posición y la cantidad de movimiento de una
partícula”
• Se sustituye la idea de órbita por la de orbital,
como zona en donde la probabilidad de
encontrar al electrón es máxima.
Orbitales atómicos.
• Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad
para situar dos de ellos:
• 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
• 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
• 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–)
•
• 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
• 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)
• Y así sucesivamente…
Orbitales atómicos
¿Qué son los átomos?
• Los átomos son los elementos
básicos que constituyen la materia
que conforma nuestro cuerpo y los
objetos que nos rodean. Un escritorio,
el aire, las frutas, los líquidos, etc.
• Hay 90 átomos que existen estables y
espontáneamente en la naturaleza.
En los laboratorios los científicos han
sido capaces de crear alrededor de
25 más y en las Tablas Periódicas
actuales encontraremos unos 116
elementos químicos.
Estructura del Átomo
• Los átomos están conformados de tres partículas básicas:
• Protones: tienen una carga eléctrica positiva y están en el
núcleo del átomo.
• Neutrones: no tienen carga eléctrica y están constituidos por
la unión de un Protón, un Electrón y un Neutrino, ubicándose
en el núcleo.
» Protones y Neutrones juntos forman el núcleo, que
es la parte central del átomo y dan la masa del
mismo.
• Electrones: tienen una carga eléctrica negativa y orbitan el
núcleo
• Los atoms son
extremadamente
pequeños. Han
sido fotografiados
con:
– microscopios
electrónicos
– microscopios de
barrido de tunel y
– microscopios de
fuerza atómica.
Átomos de una superficie de oro
Obtenida con un microscopio de
Fuerza atómica.
Animación de átomos fotografiados
con microscopio de barrido de tunel
Número Atómico y Número de
Masa
• Número Atómico identifica el átomo de
un elemento.
– Es igual al número de protones en el núcleo.
• Número de Masa es igual al número de
protones más el número de neutrones en
el núcleo.
– Aproximadamente igual a la masa de un
átomo en Unidades de Masa Atómica (uma).
Ejemplo
En la notación 146 C :
– El número atómico, Z es 6
– El número de masa, A es 14
– El número de protones es 6.
– El número de neutrones puede ser
calculado de la fórmula A = N + P; N =
A-P
– N = 14 - 6 = 8 neutrones.
El Protón (P+)
• Los científicos pensaban
originalmente que no
existía nada más
pequeño que el Protón
en el núcleo del átomo.
• Lo descubre E. Golstein
en 1886.
• Su masa es 1,67x10-24 g
• Se representa como P+ y
tiene una carga eléctrica
positiva
• Su masa es 1.837 veces
mayor que la del electrón
Quarks
• Pero en 1968 los
científicos descubrieron
nuevas partículas
dentro del Protón. Las
llamaron Quarks.
• El concepto de quark
fue propuesto
independientemente en
1963 por los físicos
estadounidenses
Murray Gell-Mann y
George Zweig. El
término quark se tomó
de la obra Finnegans
Wake del escritor
irlandés James Joyce.
Gluones
• Hay tres quarks en
cada protón. Los
quarks se
mantienen unidos
mediante otras
partículas
llamadas Gluones,
que no tienen
masa ni carga
eléctrica; sólo
poseen energía
electromagnética.
El Neutrón (n)
• El Neutrón fue
identificado por primera
vez en 1932 por el físico
británico James
Chadwick.
• No tiene carga eléctrica
• Está conformado por la
unión de un Protón, un
Electrón (se anulan sus
cargas eléctricas) y un
Neutrino
Quarks
• En 1968 los
científicos
descubrieron
nuevas partículas
dentro del Neutrón.
Estas tres partículas
también eran
quarks, unidas
también por energía
electromagnética
llamadas Gluones
Núcleo Atómico
• El núcleo es el centro del átomo.
Fue descubierto en 1911, pero
tomó 21 años de experimentación
identificar sus partes.
• Es donde se concentra la,
prácticamente, totalidad de la masa
atómica.
• Está formado por Protones y
Neutrones, unidos por medio de la
interacción nuclear fuerte. La
cantidad de Protones en el núcleo,
determina el elemento químico al
que pertenece. Los núcleos
atómicos con el mismo número de
Protones pero distinto número de
Neutrones se denominan Isótopos.
Isótopos
• Los isótopos son átomos con el mismo número de
Protones pero difieren en el número de Neutrones. La
figura muestra tres isótopos diferentes del Hidrógeno.
•
Hidrógeno Deuterio
Tritio
• La mayoría de los isótopos son estables, a diferencia de
los isótopos radiactivos que son inestables y se
transforman a estructuras más estables emitiendo
partículas y energía (radiación).
¿Podemos ver átomos?
Átomos de
Níquel
Imágenes
obtenidas con
Microscopio de
Barrido de Efecto
Túnel
Fe sobre Cu
...vemos átomos...
Superficie de
átomos de Níquel
con un átomo de
Xenón unido
... y más átomos...
Átomos de
platino
...“escribimos” con átomos...
Átomos de
Xenón sobre
superficie de
Níquel
...en varios idiomas...
Átomos de Hierro
sobre superficie de
átomos de cobre
5º Congreso Solvay. Bruselas 1927. Diecisiete de los veintinueve asistentes eran
o se hicieron ganadores de Premio Nobel
Si quieres conocer quienes son vete a:
http://es.wikipedia.org/wiki/Congreso_Solvay
El 29 de septiembre de 1954, nació formalmente el CERN
(siglas de Consejo Europeo para la Investigación Nuclear, llamado así
aún hoy por motivos históricos). En las cercanías de Ginebra se han
dibujado las circunferencias aproximadas de los túneles de los
aceleradores LEP/LHC
(de 8,5 km de diámetro) y el SPS (de más de 2 km de diámetro). A la
derecha se ve, casi entera, la pista del aeropuerto de Ginebra y encima
el lago Léman.
Descargar

Diapositiva 1