Estructura atomica presentación clase 2010

Contenido
 Naturaleza eléctrica de la materia.
 Relación carga/masa del electrón.
 Modelo atómico de Thomson.
 Modelo atómico de Rutherford.
 Experimento de Millikan
 Teoría ondulatoria y cuántica de la luz.
 Efecto fotoeléctrico.
 Espectro de absorción y emisión del átomo de hidrógeno.

Contenido
 Modelo atómico de Bohr.
 Espectro de Rayos X y número atómico.
 Números cuánticos.
Modelo atómico moderno.
 Orbitales atómicos.
 Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund.
 Configuración electrónica.

Objetivos
 Establecer la naturaleza eléctrica de la materia con hechos
experimentales (descarga eléctrica en gases, efecto
fotoeléctrico, etc).
 Describir en forma breve, los experimentos que condujeron a
determinar la carga y masa del electrón.
 Describir los modelosatómicos de Thomson
analizando sus ventajas y desventajas.

y Rutherford,

 Interpretar los aspectos clásicos y cuánticos de la radiación
que condujeron a la creación de un nuevo modelo atómico.

Objetivos
 Interpretar los aspectos discontinuos de la materia como
hechos que condujeron a pensar en estados energéticos
estacionarias.
 Usar el modelo atómico de Bohr para interpretar el espectrodel hidrógeno.
 Discutir las deficiencias del modelo atómico de Bohr e
introducir algunos aspectos elementales del concepto de
número cuántico, como una consecuencia de resolver la
ecuación de Schrödinger y usarlos.
 Interpretar el concepto de orbital atómico como una zona de
probabilidad de encontrar el electrón.

Objetivos
 Establecer el significado físico de los números cuánticos y
usarlospara
caracterizar espacial y energicamente los
electrones dentro del átomo.
 Representar la configuración electrónica de un átomo e iones
simples para un elemento conociendo su número atómico.
 Describir la constitución del núcleo en termino de protones,
neutrones y masa atómica.
 Reconocer átomos que son isótopos.

Estructura atómica
A partir de 1800 John Dalton recogió la idea
del átomo delos antiguos filósofos así como
el estudio de las leyes pondérales para
proponer su teoría atómica. Esta teoría sirvió
como punto de partida en el desarrollo de la
constitución de la materia

Experimento de Thomson (1897)

Experimento de Thomson
 Determinó la relación e/m (1,76 x 10 08 C/g).
 Los rayos catódicos están constituidos por algo universal que luego
llamó “electrón”.
 Determinó quela naturaleza de los rayos catódicos consiste en
partículas cargadas negativamente.
 En 1902 propuso su modelo atómico

Modelo atómico de Thomson
 Representa al átomo como una especie de esfera homogénea
de electricidad positiva, en donde se encuentran distribuidos
los electrones, atraídos electrostáticamente, en número
suficiente para que el conjunto resultara neutro. Su modelo
atómico loasemeja a un budín de pasas.
 El átomo que representa éste modelo es un átomo
estacionario por la inmovilidad que presentan los electrones.

Experimento de Rutherford (1909)
Dispersión de partículas 
La mayoría de las
partículas no se
desvían

Partículas dispersas

Haz de
Partículas

Fuente de partículas alfa

Lámina
fina de
oro

Pantalla circular fluorescente
(ZnS)

Modelo atómico deRutherford.
Establece un modelo para el átomo de hidrógeno.
               
 El átomo está constituido por un núcleo central que es la región
donde se encuentran las cargas positivas, y alrededor se
encuentra el electrón.
                                            
 El electrón se encuentra girando alrededor del núcleo;
describiendo órbitas circulares de forma similar a los planetas que
giran alrededordel sol.
Electrones

Protones

Neutrones

Hidrogeno
Z=1, mass=1

Isótopos de Hidrogeno

Deuterio
Z=1, mass=2

Modelo atómico de Rutherford.
 La fuerza centrífuga que desarrolla al girar el electrón,
contrarresta la fuerza de atracción electrostática que ejerce el
núcleo (+) sobre el electrón (-).
 El diámetro del átomo es aproximadamente unas 10000 veces
mayor que el diámetro del núcleo....