Estructura atómica

Química – 1er Año

Prof. Ivonne Gacitúa

Estructura Atómica de la Materia

•Generalidades sobre el átomo

•Experimentos sobre la estructura de los átomos

•Estructura atómica

•Modelos atómicos(Thomson a Rutherford)

La comprensión de la química así como de gran parte de las otras ciencias depende al menos en parte al conocimiento de la estructura atómica.

La disposición de los componentes del los átomos es lo que determina las propiedades de los distintos tipos de materia. Sólo si entendemos la estructura

atómica podremos saber de que manera se combinan los átomos para constituir las diferentes

sustancias de la naturaleza y, lo que es más importante, como podemos modificar los materiales

para satisfacer nuestras necesidades.

La imagen que el hombre a tenido del átomo a pasado por una serie de conceptos evolutivos.

Estos cambios se han presentado como consecuencia de las diferentes evidencias experimentales encontradas por diferentes

investigadores como son los experimentos de: Thomson, Rutherford, Becquerel, etc.

Aportes al Conocimiento del Átomo

Aportes al Conocimiento del Átomo

Generalidades sobre los átomos

Toda la materia que conocemos está constituida por partículas muy

pequeñas, los átomos.

La idea de que la materia está constituida por partículas muy

pequeñas es antigua.

Demócrito (460 – 370 a. de C.)

Generalidades sobre los átomosDalton (1766 – 1844):Introduce la idea

de la discontinuidad de la materia

• La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos.

• Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista.

• Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual masa e iguales propiedades.

Teoría Atómica

• Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.

• Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.

• En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero ningún átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento.

Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo

Generalidades sobre los átomos

Hace aproximadamente 100 años se descubrió que los átomos estaban formados por partículas más pequeñas, las que poseían cargas eléctricas.

Un átomo está constituido por una región interna y otra externa.

Dalton llegó a expresar sus postulados después de haber experimentado y

comprobado:

El comportamiento de los gases de acuerdo con las Leyes de Boyle y Charles.

La Ley de Gay-Lussac relativa a los volúmenes gaseosos de combinación.

La Ley de conservación de la masa enunciada por Lavoisier.

La ley de composición constante.

La ley de las proporciones múltiples.

Los átomos de los distintos elementos se caracterizan mediante dos números:

Numero Atómico y Número Másico

Número atómico (Z):

Es el número de protones que tienen los núcleos de los átomos de un elemento.

Todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones.

Como la carga del átomo es nula, el

número de electrones será igual al número atómico.

Número másico(A):

Es la suma del número de protones y de neutrones.

Los átomos de los distintos elementos se representan mediante

símbolos y se caracterizan por el número de protones en el núcleo

Dos átomos con el mismo número de protones, pero con distinto

número de neutrones, se denominan isótopos.

Ejemplo: el elemento Hidrógeno (H), presenta 3 isótopos:

Si un átomo pierde o gana electrones, adquiere una carga eléctrica, y ahora recibe el nombre de ión

(catión, positivo y anión, negativo )

electrón

Experimentos sobre la estructura de los átomos

¿Cómo los científicos han investigado la disposición de las partículas al interior del átomo?

Rayos Catódicos (fines del siglo XIX)

Al variar la polaridad de las placas, se ve elpunto aparecer en distintos lugares de la pantalla.

Determinación de la carga del electrón

Robert A. Millikan efectuó la primera medición directa y concluyente de la carga eléctrica de un electrón. Con un atomizador desparramó

pequeñas gotas de aceite dentro de una cámara transparente. En las partes superior e

inferior había placas metálicas unidas a una batería.

Cuando el espacio entre las placas metálicas era ionizado por radiación (rayos X), electrones

del aire se pegaban a las gotitas de aceite, adquiriendo éstas una carga negativa. Como

cada gotita adquiría una leve carga de electricidad a medida que viajaba a través del aire, la velocidad de su movimiento podía ser

controlada alterando el voltaje entre las placas.

Todas las cargas que Millikan midió, fueron mútiplos enteros de un mismo número, deduciendo así que la carga

mas pequeña observada era la del electrón. Su valor es actualmente e= -1,6

x 10-19 coulomb

J.J.Thomson (1856 – 1940)

Tras el descubrimiento del electrón; en 1898 Thomson propuso un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica.

Su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro.

El modelo de Thomson era parecido a un pastel de frutas: los electrones estaban incrustados en una masa esférica de carga positiva. La carga negativa total de los electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el átomo era neutro.

Introduce la idea de que el átomo puede dividirse en las llamadas partículas

fundamentales

Experimento de Rutherford

Lo observado fue tan sorprendente que equivale a disparar balas de cañón sobre una

hoja de papel y descubrir que en algunos casos ellas rebotan

Rutherford (1871 – 1937)

En 1911, Rutherford introduce el modelo planetario, que es el más utilizado aún hoy en día.

Considera que el átomo se divide en:

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)

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.

Deficiencias del modelo atómico de Rutherford

No explica cómo se pueden encontrar cargas eléctricas iguales (positivas) en un espacio tan pequeño (núcleo).

Los neutrones otorgan estabilidad al núcleo del átomo porque permiten que las fuerzas

de repulsión entre los protones disminuya y, así, hay muchas partículas en un mínimo de

espacio.

La teoría nuclear moderna se basa en la idea de que los núcleos están formados por

neutrones y protones que se mantienen unidos por fuerzas "nucleares"

extremadamente poderosas. Para estudiar estas fuerzas nucleares, los físicos tienen

que perturbar los neutrones y protones bombardeándolos con partículas

extremadamente energéticas.

Estos bombardeos han revelado más de 200 partículas elementales, minúsculos trozos de materia, la mayoría de los cuales, sólo existe

durante un tiempo mucho menor a una cienmillonésima de segundo.

El modelo atómico de Rutherford no cumple con las leyes del

electromagnetismo y la mecánica newtoniana, según las cuales el

movimiento circular de los electrones alrededor del núcleo implicaba una

emisión continua de radiación, con la siguiente pérdida de energía. Por lo tanto el electrón debería describir órbitas cada vez más pequeñas alrededor del núcleo

hasta caer en éste, colapsando el átomo.

Como los átomos son eternos mientras no sean perturbados, el modelo de

Rutherford resultó ser inconsistente, y por ello, descartado.

Otros Problemas

¿cómo explicarse estas líneas obtenidas en experimentos con los elementos?

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo

atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

Niels Bohr

(1885 – 1962)

El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas

órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que

se denomina número cuántico, n.

Los niveles de energía del electrón

en el átomo están cuantizados

Bohr considerando el concepto de cuantización

de la energía propone un nuevo modelo:

• Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo.

• Solamente están permitidas ciertas órbitas.

• Los electrones no emiten ni absorben radiación mientras se encuentren en una órbita permitida.

• Sólo hay emisión o radiación cuando el electrón cambia de una órbita a otra permitida.

Cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de

absorción (o de emisión).

Al absorber energía pasa de un estado basal a un estado excitado

Al liberar energía pasa de un estado excitado a un estado fundamental.

Modelo para el Átomo de Hidrógeno propuesto por Bohr

El modelo de Böhr permitió explicar adecuadamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero fallaba al

intentar aplicarlo a átomos polielectrónicos y al intentar justificar el enlace químico.

Además, los postulados de Böhr suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y

mecánica cuántica.

Correcciones al modelo de Böhr:

En el modelo original de Böhr, se precisa un único parámetro (el

número cuántico principal, n), que se relaciona con el radio de la

órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con

la energía total del electrón.

En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del

electrón no eran necesariamente circulares, sino que también eran posibles

órbitas elípticas; esta modificación exige disponer de dos parámetros para

caracterizar al electrón.

Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores

permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1

Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar l serán: 0, 1, 2

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