atomos linea historica y conformacion de la estructura del atomoppt

historia del atomo

1. ¿Como
esta
formada
la
materia?

2. Demócrito, filósofo griego que
vivió en el siglo IV a. C. propuso
que, si se dividía la materia en
trozos cada vez más pequeños,
debería llegarse a una porción que
ya no podría dividirse más.
Por ello, llamó a estas partículas Por ello, llamó a estas partículas
átomos, que en griego quiere átomos, que en griego quiere
decir "indivisible". decir "indivisible".

Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades
de ser eternos, inmutables e indivisibles.de ser eternos, inmutables e indivisibles.

3. Las ideas de Demócrito no fueron
admitidas; la influencia de
Aristóteles, otro gran pensador
griego, hizo que se impusiese la
teoría de los cuatro elementos.
Para Aristóteles, la
materia era de
naturaleza continua y
estaba formada por
diferentes
combinaciones de
 Tierra
 Agua
 Aire
 Fuego

4. Puede decirse que la química nace como ciencia a Puede decirse que la química nace como ciencia a
finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la finales del siglo XVIII y principios del XIX, con la
experimentación cuantitativa de numerosos experimentación cuantitativa de numerosos
procesos químicos por Lavoisier, Proust y Dalton, procesos químicos por Lavoisier, Proust y Dalton,
Tuvieron que pasar veinte siglos
para que un químico inglés
llamado John Dalton retomara
las ideas de Demócrito y
publicase, en 1808, su famosa
teoría atómica.
“La materia no es continua, sino que está formada
por partículas indivisibles, llamadas átomos, entre
las cuales no hay nada (está el vacío).”

5. La imagen del átomo La imagen del átomo
expuesta por Dalton en su expuesta por Dalton en su
teoría atómicateoría atómica, para explicar , para explicar
las leyes de la Quimica, es la las leyes de la Quimica, es la
de minúsculas partículas de minúsculas partículas
esféricas, indivisibles e esféricas, indivisibles e
inmutables.inmutables.
18081808
John John
DaltonDalton
Hay Hay distintas clases de distintas clases de
átomosátomos que se distinguen que se distinguen
por su masa y sus por su masa y sus
propiedades. Todos los propiedades. Todos los
átomos de un elemento átomos de un elemento
poseen las mismas poseen las mismas
propiedades químicas.propiedades químicas.

6. Las ideas de Dalton
fueron perfeccionadas
por otros científicos.
En 1897, el británico
Joseph John Thomson
descubrió unas
partículas con
propiedades
sorprendentes:
prácticamente no
tenían masa y tenían
carga eléctrica
negativa.
Las llamó electrones.
Joseph John Thomson
(1856 – 1940)

7. 1897 1897
J.J. ThomsonJ.J. Thomson

Demostró que dentro de Demostró que dentro de
los átomos hay unas los átomos hay unas
partículas diminutas, con partículas diminutas, con
carga eléctrica negativa, carga eléctrica negativa,
a las que se llamó a las que se llamó
electroneselectrones. .
De este descubrimiento De este descubrimiento
dedujo que el átomo debía dedujo que el átomo debía
de ser una esfera de de ser una esfera de
materia cargada materia cargada
positivamente, en cuyo positivamente, en cuyo
interior estaban interior estaban
incrustados los electrones. incrustados los electrones.

8.   
                                          
 
                                                  
 
                    

  
                         
 
                                
 
                 
Rutherford y sus colaboradores
bombardearon una fina lámina
de oro con partículas alfa
(núcleos de helio). Observaban,
mediante una pantalla
fluorescente, en qué medida eran
dispersadas las partículas.
La mayoría de ellas
atravesaba la lámina
metálica sin cambiar
de dirección; sin
embargo, unas
pocas eran
reflejadas hacia
atrás con ángulos
pequeños.
El experimento de Rutherford

9. 
Éste era un resultado completamente inesperado, Éste era un resultado completamente inesperado,
incompatible con el incompatible con el modelo de átomomodelo de átomo macizo macizo
existente.existente.
Rutherford demostró que la dispersión era causada Rutherford demostró que la dispersión era causada
por un pequeño por un pequeño núcleo cargado positivamentenúcleo cargado positivamente , ,
situado en el centro del átomo de oro. De esta forma situado en el centro del átomo de oro. De esta forma
dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío
Observe que
las partículas
que chocan
contra el núcleo
del átomo son
las que se
desvían.

10. 1911 1911
E. RutherfordE. Rutherford

Demostró que los Demostró que los
átomos no eran átomos no eran
macizos, como se macizos, como se
creía, sino que están creía, sino que están
vacíos en su mayor vacíos en su mayor
parte y en su centro parte y en su centro
hay un diminuto hay un diminuto
núcleonúcleo. .

Dedujo que el átomo Dedujo que el átomo
debía estar formado debía estar formado
por una por una cortezacorteza con con
los electrones girando los electrones girando
alrededor de un alrededor de un
núcleo central cargado núcleo central cargado
positivamente. positivamente.

11. 
En el siglo XVII, Isaac Newton demostró En el siglo XVII, Isaac Newton demostró
que la luz blanca visible procedente del sol que la luz blanca visible procedente del sol
puede descomponerse en sus diferentes puede descomponerse en sus diferentes
colores mediante un prisma. colores mediante un prisma.
El espectro que se obtiene es continuo
contiene todas las longitudes de onda desde
el rojo al violeta.
Algunos hechos que el modelo de Rutherford no explicaba…

12. 
En cambio la luz emitida por un gas incandescente En cambio la luz emitida por un gas incandescente
no es blanca sino coloreada y el espectro que se no es blanca sino coloreada y el espectro que se
obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es obtiene al hacerla pasar a través de un prisma es
bastante diferente.bastante diferente.
Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas Es un espectro discontinuo que consta de líneas o rayas
emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es emitidas a longitudes de onda específicas. Cada elemento (es
decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico decir cada tipo de átomos) posee un espectro característico
que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del que puede utilizarse para identificarlo. Por ejemplo, en el del
sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y sodio, hay dos líneas intensas en la región amarilla a 589 nm y
589,6 nm.589,6 nm.
El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas El modelo atómico de Rutherford no podía explicar estas
emisiones discretas de radiación por los átomos. emisiones discretas de radiación por los átomos.

13. 
1913 1913
Niels BohrNiels Bohr

Explica los espectros Explica los espectros
discontinuosdiscontinuos
originados por la originados por la
radiación emitida por radiación emitida por
los átomos excitados de los átomos excitados de
los elementos en estado los elementos en estado
gaseoso. gaseoso.

Propuso un nuevo Propuso un nuevo
modelo atómico, según modelo atómico, según
el cual los electrones el cual los electrones
giran alrededor del giran alrededor del
núcleo en unos niveles núcleo en unos niveles
bien definidos. bien definidos.

14. Postulados del modelo atómico de
Bohr
Revisamos el modelo atómico de Bohr, en donde descubrimos que los
electrones viajan a velocidades cercanas a las de la luz y lo hacen con
longitudes de onda fija, de modo que la energía asociada a la órbita
donde se encuentra el o los electrones, tiene uno y solo un valor de
energía el cual definimos como “n” nivel energético principal, el cual debe
tener valores asignados por números enteros.
Esto permitió explicar las líneas de emisión en el átomo de hidrógeno y
realizamos algunos cálculos para determinar las energías asociadas al
cambio de un nivel energético a otro, descubriendo al mismo tiempo la
longitud de onda asociada a dicho cambio.
1414

15. El modelo atómico de Bohr El modelo atómico de Bohr
establece:establece:

La energía del electrón esta cuantizada, es decir, no La energía del electrón esta cuantizada, es decir, no
puede adoptar cualquier valor.puede adoptar cualquier valor.

La emisión y absorción de luz por los átomos se explica La emisión y absorción de luz por los átomos se explica
por el tránsito del electrón entre dos estados energéticos por el tránsito del electrón entre dos estados energéticos
permitidos.permitidos.

Existe un estado de mínima energía llamado estado basal.Existe un estado de mínima energía llamado estado basal.

El radio de la órbita más pequeña es 52.9 pm. El núcleo es El radio de la órbita más pequeña es 52.9 pm. El núcleo es
diez mil veces más pequeño que las órbitas alrededor del diez mil veces más pequeño que las órbitas alrededor del
núcleo en el átomo.núcleo en el átomo.

El número cuántico principal es suficiente para especificar El número cuántico principal es suficiente para especificar
la órbita del electrón y su energía. Si la órbita del electrón y su energía. Si nn crece, el electrón crece, el electrón
gira más lejos del núcleo y con mayor energía.gira más lejos del núcleo y con mayor energía.
1515

16. El modelo para el átomo de hidrógeno, Niels Böhr
(1913, Nobel de Física 1922)







2Hn
n
1
R- E
Modelo atómico, rayos catódicos, Joseph John Thomson
(1889, Nobel de Física 1906).
Establecen que los electrones poseen carga eléctrica, al igual que otras
radiaciones
Teoría cuántica, Max Karl Ernst Ludwig Planck
(1900, Nobel de Física 1918)
h = Constante de Planck = 6,626 × 10-34 J·s
Es una constante física que representa al cuanto elemental de acción. Es
la relación entre la cantidad de energía y de frecuencia asociadas a un
cuanto o a una partícula
Historia de los descubrimientos
importantes
1616

17. Cuantos de luz, Albert Einstein
(1905, Nobel de Física 1921).
Determina el umbral de energía asociada al electrón alrededor del núcleo
y establece las relaciones entre la masa y la energía. Explica el efecto
fotoeléctrico que consiste en que la emisión de electrones por un metal al
hacer incidir un haz de luz depende de la longitud de onda del mismo y
no de su intensidad.
Efecto fotoeléctrico
CEW h h
W
C
E
Energía cinética
Trabajo (potencial de ionización)
Radiación
Si E
C
=0, =
umbral
Historia de los descubrimientos
importantes
1717

18. Naturaleza dual, Louis Víctor de Broglie
(1924, Nobel de Física 1929)
Establece que una partícula de masa muy pequeña que viaja a
velocidades cercanas a la de la luz, deja de ser partícula y se
comporta como una onda electromagnética. Se asocia una longitud de
onda “” a una partícula de masa “m” que viaja a una velocidad “v”, “h”
es la constante de Planck.
vm
h

p
h
λ
Carga del electrón, Robert Andrews Millikan
(1915, Nobel de Física 1923)
e

= 1.6
 x 10
-19
 
Coulombios.
Sabiendo que el electrón posee carga, en un ingenioso experimento
Millikan determina el valor exacto de la carga del electrón.
Historia de los descubrimientos
importantes
1818

19. Teoría cuántica, Erwin Schrödinger
(1926, Nobel de Física 1933)
Se establece una función de onda que describe el comportamiento de
un electrón alrededor del núcleo, a partir de una contribución de energía
potencial y otra de energía cinética. Se resuelve únicamente para el
átomo de hidrógeno.
Principio de incertidumbre, Werner Karl Heisenberg
(1925, Nobel de Física 1932)
Es imposible determinar simultáneamente la posición (x) y la cantidad
de movimiento (p
x
) de una partícula. Esto solo es apreciable con masas
muy pequeñas, o cuando se viaja a velocidades muy grandes.
Se indica por la función:
p
x
· x = h 

 E V
dx
Ψd

m8π
h
-
2
2
2
2
Historia de los descubrimientos
importantes
1919

20.  E V
dx
Ψd

m8π
h
-
2
2
2
2
h = Constante de Planck
V = Energía potencial
E = Energía total
 = Función de onda
x = Posición
m = masa de la partícula (e

)
Ecuación de Schrödinger
2020

21. La solución de la ecuación de
Schrödinger establece cuatro
números cuánticos
n, l, m
l
y s.
El átomo de hidrógeno
2121

22. Los valores del número cuántico
principal n, son valores enteros (1, 2,
3...) y definen el tamaño del orbital,
cuanto mayor sea, mayor será el
volumen y también la energía del
orbital.
El número cuántico principal n
2222

23. El valor del momento angular, indica la
forma del orbital y su momento
angular.
l = [ desde 0 hasta (n – 1)]
Para l = 0, orbitales s
Para l = 1, orbitales p
Para l = 2, obitales d
Para l = 3, orbitales f
Para l = 4, orbitales g
El número cuántico
l
2323

24. El número cuántico
m
l
El valor del número cuántico
magnético, define la orientación
espacial del orbital frente a un campo
magnético externo.
m
l
= -l, -l+1, …, 0, …, l+1, l
2424

25. Este valor se refiere a cierta
orientación magnética del electrón, sin
embargo podemos imaginarlo como
un sentido de rotación, que puede ser
+1/2 o -1/2. (Al orbital sin el valor de s
se le llama orbital espacial, al orbital
con el valor de s se le llama espín
orbital.)
El número cuántico
s
2525

26. Números cuánticosNúmeros cuánticos
La descripción de los números cuánticos, ayuda a entender la distribución de
los electrones alrededor del núcleo, cada número en una configuración
electrónica representa un orbital electrónico y puede alojar 2 electrones. Cada
uno de esos electrones debe tener 4 números cuánticos y ningún electrón
puede tener sus 4 números cuánticos iguales.
Identifiquemos los números cuánticos en los electrones de la capa de valencia
del estaño (
50
Sn).
La configuración electrónica es: [Kr] 4d
10
5s
2
5p
2
y pertenece al grupo 14, por lo
que tiene 4 electrones en su capa de valencia, estos son 5s
2
y 5p
2
por lo
Aparece en el quinto periodo por ello el valor de número cuántico principal es
n=5 .
Para los orbitales “s” sabemos que l=0 y por lo tanto m=0 (pues m va de –l a
+l)
En resumen los números cuánticos para los electrones del orbital 5s son:
n=5, l=0, m=0 y s=½ para un electrón y n=5, l=0, m=0 y s=+½ para el otro.
Para los electrones del orbital 5p tenemos:
n=5, l=1, m=1 y s=½ para un electrón y n=5, l=1, m=1 y s=+½ para el otro.
2626

27. Números cuánticosNúmeros cuánticos
Cuando se establece un valor de n=5 y nos enfocamos únicamente en los
orbitales “s”, debemos imaginar que en este caso existen 5 orbitales, el 1s, 2s,
3s, 4s y 5s, de una forma similar a la que se muestra en la diapositiva 24.
Cuando se establece un valor de n≤3 y pensamos en TODOS los orbitales que
pueden contener electrones, la consideración es:
Con referencia a los “s” existen el 1s, 2s y 3s
Con referencia a los “p” existen el 2p y 3p (no existe el 1p).
Con referencia a los “d” existe solamente el 3d (no existe el 2d ni el 1d).
En total tenemos 3 orbitales “s”, 6 orbitales “p” (3 del 2p y 3 del 3p) y 5 orbitales
“d” (son 5 pues para un orbital “d” l=2 y los valores posibles de m son 2, 1, 0,
1 y 2).
Son en total 3+6+5=14 orbitales que pueden contener 28 electrones.
2727

28. Orbitales “s”
La forma esférica de los orbitales “s” hacen que éste presente sólo
una orientación en el espacio, por ello el valor de m=0.
2828

29. Orbitales “Orbitales “p”p”
La forma de los orbitales “p” es diferente a la de los “s” y como el
valor de l=1, se tienen tres posibles valores de m=(1, 0, 1). Esto
hace que existan tres orientaciones posibles para este orbital, p
x, p
y y
p
z
.
2929

30. Orbitales “d”
Las formas de los orbitales “d” son más caprichosas y como el valor
de l=2, se tienen cinco posibles valores de m=(2, 1, 0, 1, 2). Esto
hace que existan cinco orientaciones posibles para este orbital: d
xy
,
d
yz
, d
xz
, d
x2-y2
y d
z2
.
3030

31. Vista de un corte transversal de los orbitales electrónicos de un átomo
Orbital 1s
Orbitales 1s y 2s.
Orbitales 1s, 2s y
3s
Orbitales 2p y 3pOrbital 3d
Orbital 2p
3131

32. Orbitales “f”
Las formas de los orbitales “f” son más complicadas y dado que el
valor de l=3, se tienen siete orientaciones en el espacio y siete
posibles valores de m=(3, 2 , 1, 0, 1, 2, 3).
3232

33. 
Todos los átomos de Todos los átomos de
un elemento químico un elemento químico
tienen en el núcleo el tienen en el núcleo el
mismo número de mismo número de
protones. Este número, protones. Este número,
que caracteriza a cada que caracteriza a cada
elemento y lo distingue elemento y lo distingue
de los demás, es el de los demás, es el
número atómiconúmero atómico y se y se
representa con la letra representa con la letra
ZZ. .
SIMBOLO DEL

ELEMENTO
NUMERO
ATOMICO
NUMERO
MASICO
E
A
Z
A
es la suma del número de
protones + neutrones

34. PARA EL ELEMENTO QUE PARA EL ELEMENTO QUE
CONTIENE CONTIENE

Numero Numero
atómico atómico =Cantidad =Cantidad
de protones en el de protones en el
núcleo = 79núcleo = 79

Numero de Numero de
masa masa = Suma = Suma
Protones + Protones +
Neutrones= 197Neutrones= 197

NeutronesNeutrones
=Numero de masa – Protones=Numero de masa – Protones
= 197-79=118= 197-79=118

Cantidad de electronesCantidad de electrones= =
Cantidad de protones= 79Cantidad de protones= 79
Recordemos que el átomo Recordemos que el átomo
es eléctricamente neutroes eléctricamente neutro
79 p
118n

35. ISOTOPOSISOTOPOS
Aunque todos los átomos de un mismo elemento se Aunque todos los átomos de un mismo elemento se
caracterizan por tener el caracterizan por tener el mismomismo número atómiconúmero atómico, ,
pueden tener pueden tener distinto número de neutronesdistinto número de neutrones. .
Llamamos Llamamos isótoposisótopos a las formas atómicas de un a las formas atómicas de un
mismo elemento que se diferencian en su número mismo elemento que se diferencian en su número
de masa.de masa.
ISOTOPOS DEL ISOTOPOS DEL
HIDROGENO: HIDROGENO:
Protio, Protio,
Deuterio Deuterio
y Tritioy Tritio

36. 
EjemploEjemplo
Todos los átomos de Carbono tienen 6 Todos los átomos de Carbono tienen 6
protones en el núcleo (Z=6), pero solo: protones en el núcleo (Z=6), pero solo:
El 98.89% de carbono natural tiene 6 El 98.89% de carbono natural tiene 6
neutrones en el núcleo A=12neutrones en el núcleo A=12
Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleoUn 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleo
A= 13.A= 13.
Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8
Neutrones A= 14 Neutrones A= 14
Todos los átomos de un mismo elemento son Todos los átomos de un mismo elemento son
idénticos en número atómico pero no en su idénticos en número atómico pero no en su
masa atómicamasa atómica
La masa
atómica es el
promedio de
las masa de
los isótopos
que presenta
un elemento
de acuerdo
con su
abundancia
en la
Naturaleza
Los isótopos de un elemento son átomos que tienen Los isótopos de un elemento son átomos que tienen
diferente número de neutrones y por tanto una diferente número de neutrones y por tanto una
masa atómica diferente.masa atómica diferente.

37. Para el ejemplo anteriorPara el ejemplo anterior
¿DE QUE ELEMENTO SE TRATA?¿DE QUE ELEMENTO SE TRATA?

En la tabla periódica En la tabla periódica
encontramos esta encontramos esta
información para cada información para cada
elementoelemento

79 p79 p

118n118n
Los elementos se ubican en
orden creciente de su numero
atómico en la tabla periódica

38. 
El elemento El elemento
de número de número
atómico = atómico =
79 es 79 es

¿En que ¿En que
grupo está el grupo está el
elemento?elemento?
Au = oro
Está en el grupo IB
por tanto es un metal
de transición

¿En que ¿En que
periodo está periodo está
el elemento?el elemento?
1
2
3
4
5
6
7
Está en el periodo
6 , por tanto tiene
sus electrones
distribuidos en 6
niveles