Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas INDIVISIBLES que llamó átomos (en griego quiere decir "indivisible“).Atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

1808 John Dalton Base experimental: Leyes ponderales de la química

Modelo atómico:Los elementos están formados

por partículas esféricas llamadas átomos, indivisibles e indestructibles

Todos los átomos de un elemento son idénticos en masa y propiedades

1897 J. Thomsom¿ Es el átomo indivisible?

Evidencias experimentales:Propiedades eléctricas de la materia:

fenómenos de electrizaciónLeyes de la electrolisis

Para que la electrolisis se produzca deben de existir cargas eléctricas en movimiento

Experiencias en tubos de descarga

Rayos catódicos

Descubrimiento del electrón: partícula con carga negativaQ= 1,6·10-19 C

M= 9,1·10-31 kg Q/M no depende del gas encerrado en el tubo

Modelo atómico: el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.

1911 E. RutherfordEvidencias experimentales:

Rayos canales ( Goldstein 1886)

Aparecen en los tubos de descarga procedentes del ánodo

Tienen carga positiva

q/m depende del gas encerrado en el tubo

RadiactividadLa radiación emitida por un

material radioactivo emite partículas de tres tipos

Carga positivaCarga negativa

Sin masa

sin carga

Experimento de Rutherford

Bombardeó delgadas láminas metálicas con partículas α: Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Modelo atómico:

• Átomo formado por núcleo y corteza– Núcleo: carga positiva y prácticamente toda la

masa del átomo– Corteza: Electrones con carga negativa

girando alrededor del núcleo

Fe

FG

R~10-15 m

Sugiere la existencia del neutrónLo descubre Chadwick en 1932

El núcleo atómicoEstá formado por dos tipos de partículas:

Protones:Neutrones

(llamados colectivamente nucleones)

Z: Número atómico= número de protonesA: Número másico= número de neutrones

Isótopo: átomos con el mismo número atómico y distinto número másico.

Los protones y neutrones del núcleo se encuentran a distancias muy cortas unos de otros: Existe una repulsión electromagnética entre protones muy elevada.La fuerza nuclear fuerte: es una fuerza atractiva y muy intensa que mantiene la estabilidad en el núcleo

Fuerzas nucleares

La masa del núcleo es inferior a la suma de las masas de los nucleones que lo forman. Esta diferencia se denomina “defecto de masa” y se calcula mediante la expresión:

Δm=Z∙mp+(A-Z)mn-M este defecto de masa, según la fórmula de Einstein, es:

E=Δm∙c2 Esta energía se denomina “energía de enlace”.

Las Interacciones fundamentales

1913 Niels Bohr

Evidencias experimentales:Espectros atómicos (finales siglo XIX)

Radiaciones emitidas por un cuerpo incandescente: los espectros atómicos son discontinuos

Espectro electromagnético: El espectro de la luz blanca es continuo

C = λ·ν

Espectros

Al estudiar el espectro del hidrógeno, observamos que los valores de las longitudes de onda de las líneas obedecen a la relación numérica obtenida por Balmer:

http://www.youtube.com/watch?v=RMEnYSOp5ic&feature=player_detailpage

R : constante de Rydberg

Los valores de n y m dan lugar a diferentes líneas espectrales:

Valores de n y m Serie Zona del espectro

n =1 y m = 2,3,4…. Lyman Ultravioleta

n = 2 y m = 3,4,5…. Balmer Visible

n = 3 y m = 4,5,6…. Paschen Infrarrojo cercano

n = 4 y m = 5,6,7 …. Brackett Infrarrojo

n = 5 y m = 6,7,8…. Pfund Infrarrojo

n = 6 y m= 7,8,9…. Humpreys Infrarrojo

Leyes del electromagnetismo de la física clásica

“ Las cargas aceleradas (electrones girando

alrededor del núcleo) deben de emitir continuamente energía en forma de ondas electromagnéticas”

Hipótesis de Planck (1900)

• La materia está formada por partículas que oscilan en torno a posiciones de equilibrio y emiten energía en forma de ondas electromagnéticas

• La energía no puede ser absorbida o cedida en cualquier cantidad, solo en cantidades determinadas llamadas cuantos

E = h . ν

h= 6,626·10-34 J·s

Modelo atómico

Niels Bohr

• El electrón gira alrededor del núcleo describiendo una orbita circular, sin emitir ni absorber energía: órbita estacionaria

• Solo son posibles aquellas órbitas en las que se cumple:

2πr · mv = n·h

• Cuando el electrón pasa de una órbita a otra, el átomo absorbe o libera energía en forma de ondas electromagnéticas

∆E = Ef - Ei = h· ν

r = K· n2

E = - K’ / n2

n: número cuántico principal

1916 Sommerfeld

Evidencias experimentales: Observación de nuevas rayas espectrales

Existencia de subniveles de energía: número cuántico secundario “l “(órbitas elipticas)

Efecto Zeeman: en presencia de un campo magnético las rayas espectrales se desdoblan: número cuántico magnético “m”

1925-1927 Modelo atómico actualEvidencias experimentales:Efecto fotoeléctrico (Einstein 1905)

h . f = h . f0 + 1/2m·v2

f0 frecuencia umbral

Principio de la dualidad onda- corpusculo ( De Broglie 1924)

Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda

Principio de incertidumbre ( Heisenberg 1926)

“ No podemos conocer simultáneamente y con precisión la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”

Modelo mecanocuántico del átomo

• Ecuación de Schrödinger

Si el electrón se comporta como un onda

lleva asociada una ecuación

Al resolver la ecuación , se obtiene que la función Ψ depende de una serie de parámetros, que se corresponden con los números cuánticos, tal y como se han definido en el modelo de Bohr. La ecuación sólo se cumplirá cuando esos parámetros tomen determinados valores permitidos (los mismos valores que se han indicado antes para el modelo de Bohr).

Concepto de orbital

•   Ψ2, corresponde a la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio determinada (introduce en el modelo el Principio de Heisenberg).

• orbital: región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón con ese valor de energía es máxima.

   

Números cuánticosLos números cuánticos nos indican la posición y la

energía del electrón n: número cuántico principalNivel de energía: n = 1,2,3,4……..Tamaño del orbital l : número cuántico secundarioForma del orbital: l =0 ……n-1(energía) m: número cuántico magnéticoOrientación espacial del orbital m: -l..0..+l

Cada grupo de números cuánticos (n,l,m)determina un orbital distinto

Orbitales atómicos

Valor de l Tipo de orbital

0 s

1 p

2 d

3 f

• Todos los orbitales que tienen valores iguales de n y l poseen la misma energía y se llaman orbitales degenerados

Orbitales “s”

(1,0,0) 2s (2,0,0)

(3,0,0)

Orbitales “ p”

(2,1,0) (2,1,1)

(2,1,-1)

Orbitales “d”

(3,2,2)

(3,2,1)

(3,2,0)

(3,2,-1)

(3,2,-2)

Orbitales “f”

(4,3,3)

(4,3,2)

(4,3,1)

(4,3,0)

(4,3,-1)

(4,3,-2)

(4,3,-3)

Número cuántico de spin: s El 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. Los dos posibles sentidos de giro viene determinados por los dos valores de s:

+1/2 y -1/2.

Resumen números cuánticos

Configuraciones electrónicasDistribución de los electrones en el átomo

El estado fundamental, el de mínima energía , es el más estable: Los electrones ocupan los orbitales en orden creciente de energía.

Se llenan empezando por los más próximos al núcleo. Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de un mismo

átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales En un orbital caben como máximo dos electrones con espines

antiparalelos Principio de máxima multiplicidad (Hund): Los electrones se

distribuyen ocupando el mayor número posible de orbitales En orbitales degenerados los electrones permanecen

desapareados, con espines paralelos

Regla nemotécnica que establece el orden de llenado de orbitales en los átomos polielectrónicos

1 s

2 s

3 s

2 p

3 p

4 f

Ene

rgía

4 s4 p 3 d

5 s

5 p4 d

6s

6 p5 d

n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = – ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 1; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = – ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 0; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = 0; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = 0; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 2; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = – ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = 0; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = 0; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = – ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 4; l = 0; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = 0; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = – ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = – 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = 0; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 1; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 3; l = 2; m = + 2; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = 0; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = – ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = – 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = 0; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = 4; l = 1; m = + 1; s = + ½n = ; l = ; m = ; s = n = ; l = ; m = ; s =