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Teoría Atómica y
Configuración
Electrónica
Silvia Rosado
Desarrollo de la Teoría
Atómica
Los antiguos griegos
pensaron que la materia
estaba conformada por
aire, tierra, fuego y agua.
A pesar de estas ideas
eran creativa, no había
método para comprobar
estas ideas. Estas creencias
no científicas e incorrectas
no se disiparon hasta 1800.
Demócrito (384-322 a. C)
• Propuso que la materia esta compuesta por dos cosas:
un espacio vacío y unas pequeñas partículas, a las
cuales llamó átomos.
• Los átomos son sólidos, homogéneos, indestructibles,
e indivisibles.
• Diferentes clases de átomos tienen tamaños y formas
distintas.
Desarrollo de la Teoría
Atómica
• Las diferentes propiedades de la materia se
deben al tamaño, la forma y el movimiento de
los átomos.
• Los cambios evidentes en la materia provienen
de los cambios en las agrupaciones de átomos y
no de los átomos en sí,
• Su teoría era muy amplia y no estaba apoyada
por evidencia experimental.
• No se aceptó durante muchos siglos por que era
una contradicción a las enseñanza.
Desarrollo de la Teoría
Atómica
Aristóteles
• Fue uno de los filósofos mas influyentes.
• Sugirio que la materia estaba compuesta de una
sustancia llamada hilo.
• Las ideas de Aristóteles ganaron mayor aceptación que
las ideas Demócrito.
• Su influencia era tan grande que que su negacion de la
existencia de los atomos no fue cuestionada duarante
2000 años.
Desarrollo de la Teoría
Atómica
Desarrollo de la Teoría
Atómica
Antoine Lavoisier
(1743-1794)
• Propuso que cuando ocurría
un cambio químico en un
sistema cerrado, la masa de
los reactivos era igual a la
masa de los productos.
• 2.0g de Hidrógeno siempre
reacciona con 16.0g de
Oxígeno para producir 18g
de agua.
Ley de la Conservación de la Masa - La materia no
se crea ni se destruye se transforma.
Desarrollo de la
Teoría Atómica
Joseph Proust
(1754-1826)
• Algunas sustancias
especificas siempre
contienen elementos en la
misma razón de masa.
Ley de Proporciones
Definidas - Los compuestos
siempre están en
proporciones definidas.
John Dalton
Desarrollo de la
Teoría Atómica
(1766-1844)
Se le debe la Teoría Atómica, que postula lo
siguiente:
1.
2.
3.
Toda la materia esta compuesta por
átomos.
Todos los átomos del mismo elemento
son idénticos.
Los átomos de elementos diferentes son
también diferentes.
• Los átomos no pueden crearse,
dividirse en partículas mas
pequeñas ni destruirse.
• Diferentes átomos se combina en
relaciones simples de números
enteros para formar compuestos.
• En una reacción química, los
átomos se separan, se combina se
reordenan.
• Aunque la teoría de Dalton sufrió
cambios, representó un gran paso
en el desarrollo de la Teoría
Atómica. .
Desarrollo de la
Teoría Atómica
Modelo Atómico
propuesto por
Dalton
En el siglo 19,
comenzó a
sugerirse que los
elementos
estaban hechos
de partículas mas
pequeñas.
J.J.Thomson
Desarrollo de la
Teoría Atómica
(1856-1940)
1897 – Pensó que el modelo del átomo no era exacto.
Experimento del Tubo de Rayos Catódicos
• En cada extremo del tubo hay un pesa de metal
llamado electrodo.
• ánodo – terminal positivo
• cátodo – terminal negativo
• Después de una minuciosa observación descubrieron
unos rayos en el tubo.
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y se movían
hacia el ánodo de – a +.
Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source
-
+
Tubo rayos catodicos
Pesas de metal
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
-
+
Experimento Tubo de Rayos Catódicos
Voltage source
-
+
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
-
+
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
-
+
• Después de una minuciosa observación
descubrieron unos rayos en el tubo.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
-
+
• Después de una minuciosa observación
descubrieron unos rayos en el tubo.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
-
+
• Después de una minuciosa observación
descubrieron unos rayos en el tubo.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
-
+
• Después de una minuciosa observación
descubrieron unos rayos en el tubo.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y
se movían hacia el ánodo de – a +.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
+
-
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y
se movían hacia el ánodo de – a +.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
+
-
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y
se movían hacia el ánodo de – a +.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
+
-
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y
se movían hacia el ánodo de – a +.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
+
-
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y
se movían hacia el ánodo de – a +.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
+
-
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y
se movían hacia el ánodo de – a +.
Experimento Tubo de Rayos
Catódicos
Voltage source
+
-
• Rayos parecían tener origen en el cátodo y
se movían hacia el ánodo de – a +.
Desarrollo de la
Teoría Atómica
• Se le atribuye a J.J. Thomson el descubrimiento
del electrón.
• Los protones de descubrieron en un
experimento, mediante el uso de un tubo de
rayos catódicos modificado.
• Se descubrió que estos rayos viajaban en
dirección opuesta. Mas tarde se demostró que
estos rayos poseían una carga positiva.
• Estas partículas se llaman protones.
• J.J. Thomson propuso un modelo
atomico conocido como budín con pasas
o “chocolate chip model”.
• El modelo constaba de de un atomo de
forma esferica compuesto de una carga
positiva distribuida de manera
uniforme, dentro de la cual estaban
incrustados los electrones.
Desarrollo de la
Teoría Atómica
Electrón
negativo
Carga positiva distribuida
por la esfera
Modelo Atómico
de Thomson
Desarrollo de la Teoría
Atómica
Ernest Rutherford
(1871-1937)
• Los experimentos de Rutherford
demostraron que los átomos consisten
de un núcleo central con carga positiva
rodeado de alguna forma por electrones.
Gold Foil Experiment
• En 1911, Rutherford, diseñó y condujo
un experimento para observar si las
partículas alfa desviaban su trayectoria
al atravesar una lamina de oro.
Desarrollo de la
• La gran mayoría del volumen total del átomo Teoría Atómica
es una espacio vacío en el que los electrones
se mueven alrededor del núcleo.
• Ello explica que la gran mayoría de las
partículas alfa pasen a través de la
lámina.
• Se expuso una lamina delgada de oro a una
haz de partícula subatómica . Encontraron
que la mayoria de las partículas pasaban a
través de lamina sin ser desviado.
• La mayoría de la masa del átomo y toda su
carga positiva se concentra en un a región
muy pequeña pero muy densa, denominada
núcleo.
• El núcleo es el origen de que unas pocas
partículas alfa “reboten”.
Gold Foil
Experiment
+
Desarrollo de la
Teoría Atómica
•En 1920, Rutherford
perfeccionó el
concepto del núcleo.
Concluyó que era una
diminuta y densa
núcleo
región que contenía
toda la carga positiva Electrones
del átomo.
Modelo Nuclear
de Rutherford
Desarrollo de la
Teoría Atómica
Niels Bohr
(1885-1962)
• Propuso que los electrones tienen
que tener suficiente energía para
mantenerse en movimiento
constante alrededor del núcleo.
electrones
Modelo Nuclear
de Bohr
Núcleo
Protones y
neutrones
James Chadwick
Desarrollo de la
Teoría Atómica
• James Chadwick descubrió en el
núcleo otra partícula, el neutrón, que
tiene casi exactamente la misma masa
que el protón pero carece de carga
eléctrica.
• Entonces se vio que el núcleo está
formado por protones y neutrones. En
cualquier átomo dado, el número de
protones es igual al número de
electrones y, por tanto, al número
atómico del átomo.
Aparato experimental con
el que James Chadwick
identificó, en 1932, el
neutrón.
Erwin Schrodinger (1887 - 1961) y
Werner Heisenberg (1901-1976)
Desarrollo de la
Teoría Atómica
• Explicaron la naturaleza del electrón refutando la
propuesta de Neils Bohr, que el electrón recorre “paths” o
caminos definidos.
• De acuerdo a la teoría actual el movimiento de los
electrones no se puede predecir. Se encuentran en una
región que se conoce como la nube de electrones.
Desarrollo de la
Teoría Atómica
Modelo Actual del Átomo
Recuento de los Modelos que
contribuyeron a la Teoría
Atómica
Modelo Atómico
•Un modelo atómico
del tamaño del
Estadio de los
Yankees tendría un
núcleo del tamaño de
un guisante que
contendría el 95.95%
de la masa del atomo.
Estructura del
átomo
nube
núcleo
• Cada elemento tiene características
diferentes debido a a la estructura
de los átomos de los que se
compone.
• Todos los átomos tienen la misma
conformación general.
• El núcleo se forma por los
protones (carga positiva) y los
neutrones (no tiene carga).
• La nube está formada por los
electrones (carga negativa).
Niveles de energía de los
electrones
• Los electrones viajan alrededor del núcleo en ciertas regiones
conocidas como niveles de energía.
• Cada nivel tiene una capacidad limitada para contener electrones.
• Los átomos están formados por números iguales de electrones y
protones; por lo tanto no tienen una carga neta.
electrón
nube
protón
Hidrógeno
Carbono
Oxígeno
Nitrógeno
Fósforo
Azufre
Número Atómico, Número Másico,
Masa Atómica e Isótopos
Número Atómico Z
Número Atómico (Z): Es el número de protones contenidos en el núcleo
del átomo.
Z = #p , # e , # n
número atómico
Número Atómico Z
• El número de protones (número atómico) determina la identidad del
elemento químico.
• Los átomo estan ordenados en la Tabla Periódica de los Elementos en
función del número atómico.
Ejemplo: Sodio
• ¿Cuál es el número atómico del sodio?
• ¿Cuántos protones tiene el átomo de sodio?
• ¿Cuántos electrones tiene el átomo de sodio?
Masa atómica (A):
• La masa atómica es la suma de protones y neutrones del núcleo.
A= #p + #n
Notación
Masa atómica
36
17Cl
Número Atómico
Isótopos
Los isótopos de un elemento tienen diferente masa atómica porque tienen
diferente número de neutrones, pero tienen el
mismo número atómico.
Ejemplo:
Isótopos de Carbono e Hidrógeno
Isótopos de Hidrógeno
protio deuterio
H
tritio
H
Isótopos del Carbono
H
Completa la Tabla
Nombre
Simbolo
Z
A
#p
#e
#n
Na
Potasio
17
P
Hierro
53
6
Notación
Isotopo
Z
Na – 23
F - 19
Cs – 132
Cu – 65
C-13
A
23
9
132
#p
#e
#n
Símbolo
Isotópico
Heisenberg decía que es imposible saber con
exactitud la posición y la velocidad de un
electrón en un momento dado (Principio de
incertidumbre), por lo que se describieron
unas “regiones estadísticas de mayor
probabilidad electrónica” –rempe- que
definían la posible posición de un electrón en
determinado momento. Estas regiones
también se conocen como orbitales atómicos
y presentan algunos subniveles. La posición
de un electrón puede definirse por 4
números cuánticos: n, l, m y s.
Configuración
Electrónica
• Los electrones son como inquilinos tratan de llenar sus mejores
habitaciones, Los electrones ocupan niveles y subniveles energéticos
que produzcan el arreglo de menor energía.
núcleo
Configuración
Principio de Exclusión de Pauli – Electrónica
Nos dice que no hay dos electrones
en un átomo que tengan el mismo
conjunto de números cuánticos.
Numeros cuánticos
• n = el tamaño relativo de la nube
electrónica
• l = forma geométrica de la nube
• m = orientación espacial de la nube
• s = describe el giros espín
intrínsico del electrón a favor o
encontra de las manecillas del reloj.
Wolfgang Pauli
(1900 – 1958)
•n - El número cuántico principal determina el tamaño de
las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón
vendrá determinada por este número cuántico.
• Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal
forman una capa. Su valor puede ser cualquier número
entero mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor,
cada capa recibe como designación una letra.
• Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K,
si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.
•s - Cada 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.
Este hecho se determina
mediante un nuevo número
cuántico, el número cuántico se
spin s, que puede tomar dos
valores, 1/2 y -1/2.
• El numero maximo de electrones posibles en cada nivel es 2n2.
E
n =4
2(4)2 = 32 electrones (4 subniveles)
n =3
2(3)2 = 18 electrones (3 subniveles)
n =2
2(2)2 = 8 electrones
(2 subniveles)
n =1
2(1) = 2 electrones
(1 subnivel)
N
E
R
G
Í
A
• Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera
columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir
3 orbitales p, en la segunda columna pueden
colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital).
Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se
colocan un máximo de 10 electrones y en la última
columna, al haber 7 orbitales f, caben 14
electrones.
DIAGONAL RULE
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
4s2 4p6 4d10 4f14
5s2 5p 6 5d10 5f14
6s2 6p6 6d10
7s2 7p6
• Llenado de orbitales:
Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de
n no está limitado), no se llenan todos con electrones, estos
sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo
sumo) con menor energía, energía que puede conocerse,
aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla que
permite determinar el orden de llenado de los orbitales de
la mayoría de los átomos.
PERIODIC TABLE
ELECTRON
CONFIGURATION
Pasos para escribir la Configuración
Electrónica de un átomo
1.
2.
3.
Utiliza la regla diagonal o la tabla periodica para escribir la
configuracion electronica.
Recuerda que debes comenzar por el primer subnivel.
Escribe el Nivel de energia luego el subnivel y el suscrito que
representa el número de electones.
Ejemplo Oxigeno Z= 8
1s22s22p4
Nivel de
energía
Número de electones
subnivel