Estructura Atómica Presentación

Teoría Atómica de la
Materia

Teoría Atómica de Dalton (17661844)
• Elemento formado por átomos.
• Átomos de un elemento idénticos entre sí.
(no se conocían los isótopos)
• Átomos de un elemento no pueden
transformarse en otro elemento
• Compuestos : combinación de átomos

El electrón
Thomson
(1897)

A
B
C

Ausencia de campos
Campo magnético
Campo eléctrico

→→→ B.
→→→ A.
→→→ C.

Partículasnegativas : ELECTRONES.

Modelo Atómico de Thomson (1897)

Esfera cargada positivamente concentrando casi
toda la masa del átomo sobre la que flotaban los
electrones.

Establece el concepto de átomo estructurado
como un núcleo central y una corteza electrónica.

En 1917 Millikan calculó la carga del electrón y su masa.
Carga: - 1,60 x 10-19 C
Masa: 9,10 x 10-28 g

RADIOACTIVIDAD :
emisiónespontánea de partículas o radiación.

Radiaciones:


Rayos alfa ()

+



Rayos beta ()



Rayos gamma ()

He(+2)

- electrones de alta energía
alta energía y no presentan carga

El núcleo
Rutherford (1911) realiza el experimento de bombardear una delgada
lámina de oro con un haz de partículas alfa ()

Se observa que:
 Mayoría de las partículas atraviesan la lámina
 Algunas partículas sondesviadas
 Pocas partículas rebotan.

El modelo de Rutherford

Núcleo

denso

pequeño
positivo

RADIACIÓN ELECTROMAGNETICA.

Onda: alteración vibrátil mediante la cual se transmite energía

Maxwell (1873) luz se compone de ondas electromagnéticas

Longitud de onda ():
Frecuencia (): Unidad: 1/s o Hz (Hertz)
C = velocidad de la luz en vacío = 3.108 m/s
velocidad de las ondas electromagnéticasEspectro electromagnético

Teoría cuántica de Planck (1900)
Planck postuló que los átomos y moléculas absorben o emiten energía
sólo en cantidades discretas o cuantos.
CUANTO: mínima energía capaz de ser absorbida o emitida en forma de
radiación electromagnética
Energía de un cuanto  E = h 

E=hc


E: energía
h: cte. de Planck (6,6.10-34 J.s)
: frecuencia de la luz
: longitud de onda de laluz

Entonces, de acuerdo a la Teoría Cuántica la energía sólo se puede
absorber o emitir en múltiplos de “h ”

E=nh

(n: número entero)

El modelo de Bohr (1913)
Siguiendo el modelo de Rutherford los electrones, que son partículas
cargadas que están girando alrededor del núcleo, deberían ir perdiendo
energía y acabarían precipitándose sobre él en un tiempo muy pequeño.

Para proponer su modeloBohr se basó en:
 la teoría cuántica de Planck
 el efecto fotoeléctrico (Einstein)
 los espectros atómicos de emisión

Espectros de emisión
.
- Cada elemento tiene un espectro de emisión único.

Espectro de emisión del átomo de H
A partir de la teoría cuántica de Planck y
de Einstein (la luz como partícula) Bohr
propuso una explicación del espectro de
emisión del H

Modelo de Bohr del átomo deHidrógeno
 Los electrones giraN en torno al núcleo
 Cada órbita tiene una energía específica
 La radiación emitida por un átomo de H energizado se producía por
la caída del electrón de una órbita de mayor energía a otra de menor
energía y esto originaba un cuanto de energía.

El neutrón
En 1932 Chadwick demostró la existencia de partículas subatómicas a las
que denominó neutrones ya que eranpartículas eléctricamente neutras.

Masa y Carga de las
Partículas Subatómicas

Protones y neutrones en
un núcleo pequeño y electrones
en una nube circundante

Partícula

Masa / g

Carga /
Coulomb

Unidad
de
Carga

Electrón

9,1094 x10-28

- 1,602x10-19

-1

Protón

1,6726 x10-24

+ 1,602x10-19

+1

Neutrón

1,6749 x10-24

0

0

Número atómico (Z)
- ∑protones
- identifica elemento

Número másico(A)
∑neutrones + protones .

A
Z

X

n° de masa = n° de protones + n° de neutrones
= n° atómico + n° de neutrones

Isótopos

=Z

≠A

Mecánica cuántica

Teoría de De Broglie (1925): propone que las partículas muy pequeñas como
los electrones podían tener propiedades ondulatorias, es decir, comportarse
como una onda (dualidad onda – partícula)

Principio de Incertidumbre de Heisenberg (1927): es...