Primeras teorías
 FILÓSOFOS
 Analizaban los misterios de la vida. (bajos sus
experiencias)
 La materia se considera formada por: (4 elementos)
AGUA
FUEGO
AIRE
TIERRA
También se aceptaba que la materia podía dividirse
infinitamente.
Ideas de Demócrito (430 – 370 a. C)
 Primera propuesta de materia no divisible.
 Materia formada por partículas pequeñas = átomos.
 Los átomos = no se crean, dividen o destruyen.
 Átomos = sólidos, homogéneos, indestructible e
indivisible.
 Diferentes átomos = tamaño y forma.
 Propiedades de la materia = átomos.
Debilidades
 ¿Qué mantiene unidos a los átomos?
= No respondía
 No sostuvo pruebas científicas
 Aristóteles = niega la presencia de átomos, así por
2000 años.
Ideas de John Dalton
 Siglo XIX (1766- 1844) Inglés.
 Marca el inicio de la T. A. M (teoría atómica moderna).
• Toda materia se compone de átomos.
• Átomos =, = en masa, tamaño y propiedades.
• Átomos diferentes entre sí.
• Átomo indestructible
 Se combinan en relaciones simples de números
enteros para formar compuestos. (Ley Prop Def)
 Dos o más elementos pueden combinarse de
manera diferente para formar más de un
compuesto.
 En una reacción: átomos se separan, se combinan o
se reordenan. (Ley de conservación de la masa –
simple)
Debilidades
 Se ha comprobado la existencia de isótopos (por tanto
la masa de mismo átomos es diferente), por tanto sus
propiedades varían.
 Átomo = sin división y si se puede dividir en sus
partículas.
Modelo de Dalton
William Crookes
 Mientras trabajaba en el laboratorio descubrió un
destellos de luz en un tubo.
 El experimento se ilustra como:
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).
Rayos catódicos
Conclusiones
 Los rayos catódicos
eran partículas
cargadas.
 Las partículas eran
(-)
 Partículas llamadas
electrones
Joseph Thomson
 Se sabía que el electrón era negativo, pero no su masa.
 Thomson en 1890 al utilizar campos magnéticos y
eléctricos de un rayo, determinó su razón carga/masa
de la partícula.
 Los datos (e/m) los comparó con otros datos y obtuvo
que su masa era menor que la de un átomo de H2.
 e/m = 1.75 * 10 11 C /kg.
Conclusiones
 El átomo si se podía dividir, en partículas más
pequeñas.
 Determinó la primera partícula subatómica: el
electrón.
 Propone el modelo de pudín con pasas. “Los electrones
se distribuían por toda la carga positiva uniforme”
Robert Millikan (1868-1953). EU
 Quince años después determinó la carga del electrón.
1909- 1913.
 Carga 1.6 * 10
-19
C.
Con la determinación de la masa del electrón, se
comprueba que es una partícula material que es
parte fundamental de la materia y tiene carga.
 Carga del e- : 1.6 * 10
-19
C.
 Al encontrar la carga se obtiene con q/m la masa
del electrón que es 9.1 * 10 -19 kg
Relación e/m
1.75 * 10 11 C/kg.
Carga
1.6 * 10
-19
Masa
C.
9.1 * 10
-19
kg
Tabla 1. Características del electrón (e/m) descubierto por Thomson,
carga y masa por Millikan
Ideas de Ernest Rutherford (1871-1937)
 Nació en Nueva Zelanda y en 1908 gana premio
Nobel de química.
 Se interesó por descubrir si las partículas alfa
desviaban la trayectoria al chocar con una lámina
de Au.
 Un pequeño rayo de partículas apuntaba hacia la
lámina.
 La lámina se recubría con ZnS para producir un
destello de luz cuando era golpeada por la
partícula.
Experimento de Rutherford
Pb
Resultados del experimento
1. La mayoría de los rayos alfa atravesaba la
lámina sin desviarse, la mayor parte del
espacio de un átomo es espacio vacío.
2. Hay una densa y diminuta región que llamó núcleo,
que contiene masa positiva y casi toda
la masa del átomo.
3. Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca
de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los
rayos alfa (CARGA POSITIVA).
4. Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente
contra esos centros de carga positiva.
Modelo Planetario
 Los e- se mueven en el
espacio que rodea al
núcleo y se mantienen
dentro del átomo por
fuerzas de atracción con
carga (+) .
 2 Canchas de fútbol con
una moneda de cinco
colones.
Analogía
volumen del átomo 10
000 veces el núcleo.
 Se cae modelo de Thomson
James Chadwick
 Rutherford propone que debe existir una pratícula
neutra: neutrón.
 En 1932 Chadwick somete al Be y otros a partículas alfa
que emitían partículas sin carga y masivas.
 Neutrón: Masa del protón o de átomo de H2 = 1.67 * 10 24 g.
Partícula
Símbolo
Carga
Masa (g)
Electrón
e-
-1
9.11 *10 -28
Protón
p+
+1
1.67 * 10-24
Neutrón
n°
0
1.67 * 10-24
Tabla 2. Características de las partículas subatómicas
Deficiencias de Rutherford
Cuestionamientos generales
1. ¿Cómo estaban ordenados los e- en el átomo?
2. ¿Por qué los e- con carga (-) no eran atraídos por el
núcleo con carga (+)?
Teoría cuántica de Planck
 Los sólidos al calentarse emiten radiación. (Luz roja de
un calentador). Trata de explicar los fenómenos de
radiación.
 La física proponía que los átomos podían emitir o
absorber cualquier cantidad de energía radiante.
 Planck propone que un átomo emite o absorbe sólo
cantidades discretas de energía, como pequeños
paquetes o cumulos. Planck los llamó cuantos
 Un cuanto es la mínima cantidad de energía que
puede ser emitida o absorbida en forma de
radiación.
La energía esta dada por:
E= hν
donde h= cte de Plank y ν= frecuencia
Efecto Fotoeléctrico
 Es un fenómeno que ocurre cuando la luz incide sobre
una superficie metálica, haciendo que los electrones
salgan expulsados de la superficie.
Fenómeno
fotoeléctrico en
el uso de
calculadoras y
en las casas para
convertir luz en
energía
eléctrica.
 Alberth Einstein propone que la luz tiene carácter de
onda y de partícula.
 O sea, que aunque LA LUZ es una onda es una
corriente de partículas pequeñísimas, llamadas
FOTONES (que es una partícula pequeña, sin masa,
que transporta un quantum de energía)
Niels Bohr
 Niels Bohr (1913) responde dicha interrogante.
 Propuso un modelo para el H.
 El modelo dice:
• Al nivel de energía más bajo se le llama estado raso o
basal.
• Cuando un átomo gana energía se encuentra en estado
excitado. Y aunque el H tiene un solo un e- puede
tener varios estados excitados.
 Bohr relaciona los estados de energía con el
movimiento del e- y sugirió que éste se mueve en
orbitas circulares alrededor del núcleo.
 Cuanto menor sea la orbita del e- menor será el estado
de energía del átomo o nivel de energía y viceversa.
 Bohr asignó el primer número cuántico (n) a cada
orbita y calculó el radio de c/u.
 Bohr describe siete orbitas para el H. que va desde n=1
hasta n= 7.
Explicación del espectro de líneas
 Cuando un e- se encuentra en el n=1 está en su estado
raso y cuando se le agrega energía desde cualquier
fuente, brinca a un nivel superior de energía (n=2).
Cuando se devuelve a su estado raso (n=1) emite un
fotón de energía.
 De manera que dependiendo del nivel de donde caiga
el e- así será la luz que emita.
Serie Visible
de Balmer
Fallos del modelo
 Explica adecuadamente el espectro del átomo de
hidrógeno, pero fallaba al intentar aplicarlo a átomos
poli electrónicos y al intentar justificar el enlace
químico.
 Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla
un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica
cuántica
MODELO MECANICO CUANTICO
 Para 1924 se propone una idea que explicaba los niveles
de energía de los átomos.
 Louis De Broglie, propone que si un e- tiene un
movimiento similar al de una onda y está restringido a
orbitas de radio fijo entonces tiene longitudes de onda,
frecuencia y energías posibles
Principio de complementariedad: El aspecto
corpuscular y el aspecto ondulatorio son dos
representaciones “complementarias” de una sola y la
misma realidad. Un ser físico único puede
manifestársenos tanto en la forma de corpúsculo
(centelleo en pantalla fluorescente) como en la forma
de onda (interferencia por flujo de e-).
 Por tanto plantea una ecuación
λ= h/mv
Donde h es cte plank, m=masa y v= velocidad
“Se predice que toda partícula en movimiento tiene
características de onda”
Principio de Incertidumbre
 Werner Heisenberg propone que no se puede
determinar, simultáneamente y con precisión
arbitraria, ni la posición ni el momento lineal
(cantidad de movimiento) de una partícula. (electrón)
 En palabras sencillas, cuanta mayor certeza se tenga en
la posición de una partícula, menos se conoce su
cantidad de movimiento lineal.
Erwin Schrödinger
 Propone una ecuación de onda aplicable al átomo
de hidrógeno, que permite obtener la probabilidad
de encontrar una partícula en el espacio.
Obteniéndose así lo que se denomina nube de
probabilidad o densidad electrónica.
 d  ( x)

 U ( x) ( x)  E ( x)
2
2m dx
2
2
(
 En el modelo atómico de Bohr, el electrón se mueve
alrededor del núcleo de una orbita determinada. En la
teoría cuántica del átomo, un electrón no esta limitado
a una orbita, sino que es libre para moverse en las tres
dimensiones, en una nube de probabilidad que tiene
una determinada forma en el espacio.
En este modelo aparece el concepto de orbital: región del espacio en la que hay una máxima
probabilidad de encontrar al electrón.
Diferenciar orbital de órbita
Átomo
Nube
electrónica
Núcleo
Electrones
Niveles
Principal
Subniveles
Azimutal
Orbitales
Magnético
Sentido de
rotación
Spín
Correcciones al modelo de Böhr:
números cuánticos
 Los NC especifican energía y movimiento del electrón.
 Cada conjunto de los 4 NC está asociado con un mov
electrónico.
 Son 4= (n y l) dan información de la energía.
 (ml y ms) asociados con el movimiento del electrón
sobre su propio eje y su alrededor del núcleo.
Número cuántico principal (n)
Representa los niveles energéticos. Se designa con números
enteros positivos desde n=1 hasta n=7 para los elementos
conocidos.
Para calcular el número máximo de electrones que acepta cada
nivel se calcula con la fórmula 2n2 donde "n" es el nivel.
El valor de "n" determina el volumen efectivo.
NIVEL ( n ) Número máximo de electrones
fórmula 2n2
n=1 es 2( 1 ) 2= 2
n=2 es 2 ( 2 ) 2 = 8
n=3 es 2 ( 3 ) 2 = 18
n=4 es 2 ( 4 ) 2 = 32
NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL ( l )
 Describe la forma del orbital y los subniveles de energía donde
se ubica 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).





Fórmula l = n-1
nl = 0: Subórbita "s" ("forma circular") →s proviene de
sharp (nitido)
l = 1: Subórbita "p" ("forma semicircular achatada")
→p proviene de principal
l = 2: Subórbita "d" ("forma lobular, con anillo nodal")
→d proviene de difuse (difuso)
l = 3: Subórbita "f" ("lobulares con nodos radiales") →f
proviene de fundamental (*) l = 4: Subórbita "g"
l = 5: Subórbita "h"
Forma de orbitales s, p, d
Forma de orbitales f
A cada subnivel se le asigna una letra
NIVEL
SUBNIVEL
(número asignado)
LETRA
1
l=0
s
2
l=0
l=1
s
p
3
l=0
l=1
l=2
s
p
d
4
l=0
l=1
l=2
l=3
s
p
d
f
Forma de cada subnivel
Cada subnivel acepta un número máximo de electrones:
s = 2 ep = 6 ed = 10 ef = 14 e-
Número cuántico magnético (m).
 Representa los orbitales presentes en un subnivel.
 Indica las posibles orientaciones en el espacio que puede
adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un
campo magnético externo.
 Valores permitidos de - l, ..., 0, ..., + l
 Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones
en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2.
Cada orbital acepta un máximo de 2 electrones.
n
l
m
1
0(s)
0
2
0(s)
1(p)
0
-1, 0, +1
3
0(s)
1(p)
1(d)
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1,+2
Número cuántico spín (s)
Se relaciona con el giro del electrón sobre su propio eje.
Al estar juntos en un mismo orbital, un electrón gira hacia la
derecha y otro hacia la izquierda.
Se le asignan números fraccionarios: -1/2 y +1/2
Puede ser en sentido a su trayectoria o
opuesto a ésta.
Según el principio de exclusión de Pauli,
en un átomo no pueden existir dos
electrones con los cuatro números
cuánticos iguales, así que 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).
Gracias por su atención …
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Estructura del átomo