Download ESTRUCTURA DEL ÁTOMO SISTEMA PERIÓDICO

PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
MODELOS ATÓMICOS
TEMA 7
Pág. 155 libro nuevo
Pág. 137 libro viejo
DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
• En la antigua Grecia ya había dos teorías sobre la
materia:
– Teoría Atomística (siglo IV a. de C.): Defendida por Leucipo y
Demócrito, que decían que la materia estaba formada por
partículas discontinuas e indivisibles (átomo)
– Teoría Filosófica (V a. C.): Empédocles y Aristóteles (III a. C.):
que decían que la materia estaba formada por la combinación
de 4 elementos (aire, agua, tierra y fuego). Aristóteles añadió
un quinto elemento, el éter.
Teoría de Dalton
• En 1808, Dalton retomó las ideas de Demócrito y dio
una teoría sobre el átomo en cuatro postulados:
– La materia está constituida por unas partículas
indivisibles, denominadas átomos
– Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí
– Los átomos de diferentes elementos son diferentes en
masa y propiedades
– Los compuestos (moléculas) están formadas por la unión
de átomos diferentes (de elementos distintos) en una
relación numérica sencilla
ELECTRÓN Pág. 156 L. nuevo // 138 L. viejo
Descubrimiento del electrón
• En 1.897 el físico Thomson introdujo un gas en un tubo de
descarga, a muy baja presión haciendo para ello un vacío casi
total.
• El tubo de descarga presentaba dos electrodos; un polo positivo
(ánodo) y otro negativo (cátodo)
• Conectó los electrodos a una diferencia de potencial muy elevada
y se produjo la descarga observándose una luz (rayos catódicos)
• Asimismo, sometió los rayos a campos magnético observando su
desviación. Esto significa que no es luz, sino una carga en
movimiento
• Finalmente, al someterlos a campos eléctricos observó una
desviación hacia el polo positivo (ánodo)
• De esta forma Thomson llego a la conclusión: “los rayos catódicos
no son tales rayos sino partículas, en movimiento, cargadas
negativamente” y se les dio el nombre de electrón
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
ELECTRÓN
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
ELECTRÓN
• Rayos catódicos
ELECTRÓN Pág. 156 L. nuevo // 138 L. viejo
Características del electrón Los electrones son partículas
de carga negativa y de muy poca masa que constituyen
los rayos catódicos
• Se puede simbolizar como e• Su carga negativa es de -1,602·10-19 C (Coulombs)
• Su masa es de 9,109·10-31 kg
Modelo atómico de Thomson
• Thomson, en 1.904, después de haber descubierto el
electrón, considera que en el átomo debe haber dos tipos
de carga, la negativa del electrón y otra positiva.
• Enuncia el siguiente modelo:
– “el átomo es una esfera maciza de carga positiva con
partículas negativas (electrones) distribuidas en tal número
que contrarreste la carga positiva”
• Esta teoría aporta una visión estática (los electrones no se
mueven) y no nuclear (no existe núcleo) del átomo, que
según esta teoría se considera uniforme (homogéneo)
• En su modelo no se hablaba de protones sino de una
esfera maciza con carga positiva
Modelo atómico de Thomson
PROTÓN Pág. 156 L. nuevo // 138 L. viejo
Descubrimiento del protón
• Tras el hallazgo de los rayos catódicos, el físico E. Goldstein
observa la aparición de rayos canales en un tubo de descarga
con el cátodo perforado (con canales)
• Estos rayos canales estarían formados por partículas de signo
positivo, al tener una tendencia a distanciarse del ánodo
(polo positivo), llamadas protones
PROTÓN
Polo +
PROTÓN Pág. 156 L. nuevo // 138 L. viejo
• A la vista de los experimentos, se concluyó que los protones
serían partículas con carga positiva y masa muy superior a la
de los electrones
• Símbolo; p+
• Su carga positiva es de +1,602·10-19 C (igual en valor absoluto
y de signo contrario a la del electrón)
• Su masa es de 1,673·10-27 kg (1.837 veces superior a la de los
electrones)
• En realidad los protones estarían formados por partículas
más pequeñas llamadas quarks, combinadas entre sí
Modelo atómico de Rutherford
Experimento de Rutherford
• En 1911, Rutherford realiza un experimento con un
elemento radiactivo que emite radiaciones α (con
carga positiva)
• Hace incidir las radiaciones α sobre una lámina muy
fina de oro, recogiendo posteriormente las radiaciones
(después de atravesar la lámina de oro) sobre una
pantalla fluorescente de ZnS.
• Rutherford esperaba que las partículas α atravesarían
la lámina de oro sin sufrir desviación significativa en su
trayectoria, asumiendo que los átomos son uniformes
y homogéneos como establecía la Teoría de Thomson
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
Modelo atómico de Rutherford
• Sin embargo, el resultado fue muy distinto al
esperado
– La mayor parte de las radiaciones atraviesan la lámina sin
desviarse (99.9%)  no colisionan con el núcleo
– Un porcentaje muy pequeño (0,1%) de las radiaciones se
desvían considerablemente  “rozan” el núcleo
– Una de cada 20.000, aproximadamente, es rebotada al
chocar con la lámina  chocan con el núcleo
Modelo atómico de Rutherford
• En función de estas premisas elaboró su Modelo:
– El átomo contiene un núcleo central unas 100.000 veces
más pequeño que el átomo
– En el núcleo se encuentra concentrada toda la carga
positiva y casi toda la masa del átomo
– Los electrones se encuentran en la corteza, que ocupa
casi todo el volumen del átomo, girando alrededor del
núcleo en órbitas
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
RESULTADO ESPERADO
RESULTADO OBSERVADO
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
NEUTRÓN Pág. 157 L. nuevo // 139 L. viejo
• Descubierto por J. Chadwick en 1932 al someter una muestra
de Be a la acción de partículas α
• Se puede definir como partícula subatómica sin carga
eléctrica (eléctricamente neutra) y con masa similar a la del
protón
• Símbolo; n0
• Carga eléctrica; 0
• Masa; 1,675·10-27 kg (muy similar a la del protón,
aunque ligeramente superior)
• También esta compuesto por partículas llamadas quarks
combinadas entre sí
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MODELO ATÓMICO DE BOHR
MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE BOHR
• En 1913, Bohr adaptó la teoría cuántica de Planck y los
espectros atómicos al modelo atómico de Rutherford.
• De esta forma elabora un nuevo modelo atómico:
– Dentro de los átomos, los electrones se mueven alrededor del
núcleo en órbitas circulares estacionarias (dentro de esa órbita
se mueven sin emitir energía)
– La energía del electrón depende de la órbita en la que esté
situado; cuanto más alejado del núcleo éste, mayor es su
energía
– Los radios de las órbitas y energías de los electrones situados en
ellas no pueden ser cualesquiera, sino solo ciertos valores muy
concretos
– Los electrones pueden pasar de una órbita a otra ganando o
perdiendo energía. Estos saltos explican la Hipótesis de Planck y
los espectros discontinuos
MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE BOHR
MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE BOHR
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MODELO ATÓMICO ACTUAL;
MODELO MECANO CUÁNTICO
Modelo atómico actual
• Todas las modificaciones a las que fue sometido el
modelo de Bohr resultaron insuficientes, siendo
sustituido por un nuevo modelo; Modelo Atómico de
Orbitales (Modelo de mecánica cuántica aplicada al átomo)
• Este modelo acoge los principios de la mecánica cuántica
y está basado en los siguientes avances:
– Hipótesis de De Broglie
– Principio de Incertidumbre de Heisenberg
– Ecuación de Schrödinger.
Modelo atómico actual
Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-corpúsculo
– Tradicionalmente la física asumía diferencias entre onda y
partícula
– Por el contrario, De Broglie en su tesis doctoral propuso la
existencia de ondas de materia, es decir que toda materia
tenía una onda asociada a ella
– Consecuentemente los electrones, considerados partículas,
también presentarían un comportamiento ondulatorio. Este
hecho se demostró experimentalmente en 1.925
– En la actualidad, se asume que la luz puede poseer
propiedades de partícula y propiedades ondulatorias, según
los principios de mecánica cuántica
Modelo atómico actual
Ecuación de Schrödinger
– En 1926, Schrödinger estableció una ecuación de ondas
para medir el carácter ondulatorio del electrón
– Supuso un gran avance para describir el
comportamiento del electrón alrededor del núcleo,
siguiendo los principios de la mecánica cuántica
Principio de incertidumbre de Heisenberg
– Establece que es imposible conocer simultáneamente la
posición y la velocidad del electrón, y por tanto es
imposible determinar su trayectoria.
– Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la
posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa
– Solamente es posible determinar la probabilidad de que
el electrón se encuentre en una región determinada
Modelo atómico actual
• Todas estas ideas y principios dan forma al modelo
atómico actual:
– El electrón se comporta como una onda en su
movimiento alrededor del núcleo
– No es posible predecir exactamente, donde se encuentra
el electrón, desechando la idea de órbitas definidas de
Bohr
– Por el contrario, únicamente podemos calcular la región
de espacio más probable en la que se encuentra el
electrón (orbitales)
– Un orbital sería la región del espacio en la que hay una
máxima probabilidad de encontrar al electrón
Modelo atómico actual
El posterior estudio de los orbitales y la determinación de
los número cuánticos permitió establecer otras
conclusiones adicionales:
• En cada orbital no puede haber más de dos electrones
• Los orbitales se agrupan en 7 niveles energéticos.
• En cada nivel hay un número determinado de subniveles; s, p,
d ó f, que se diferencian por su forma y orientación
Modelo atómico actual
Distribución de orbitales y electrones
(tabla pagina 160 l. nuevo // 142 l. viejo)
Nivel de
Energía (n)
1
2
3
4
Subnivel
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f
Nº de
orbitales
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
Denominación
1s 2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
Nº máx. de epor subnivel
2
6
2
6
10
2
6
10
14
(orientaciones
distintas)
2
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MAGNITUDES ATÓMICAS. REPASO
MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso
NÚMERO ATÓMICO (Z)
• Es el número de protones que tiene un átomo en su
núcleo (Z = protones)
• En un átomo neutro el número de protones es igual al
número de electrones. En este caso, Z, también coincide
con el número de electrones.
• Indica la posición del elemento en la tabla periódica
MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso
NÚMERO MÁSICO (A)
• Indica la masa que tiene un átomo.
• Es igual a la suma del número de protones y el número
de neutrones (A = nº protones + nº neutrones).
• Dicho de otra forma, A = Z + n
• Número atómico y número másico se suelen representar
junto con el símbolo del elemento de la siguiente forma:
(A)
(Z)
MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso
ISÓTOPOS
• Son las distintas formas atómicas de un mismo elemento
que difieren en su número másico (A)
• 2 átomos son isótopos cuando tienen el mismo número
de protones pero distinto número de neutrones.
• Es decir, tienen el mismo Z (número atómico) y diferente
A (número másico)
MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso
ISÓTOPOS
• Ejemplo; Isótopos del Hidrógeno