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Copy of MODELOS ATOMICOS

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Rober Castellanos

on 18 May 2016

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DEFINICIÓN: es una representación estructural de un átomo, que trata de explicar su comportamiento y propiedades. A lo largo del tiempo existieron varios modelos atómicos, algunos más elaborados que otros
MODELOS ATOMICOS
el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.
MODELO ATOMICO DE DEMÓCRITO
Dalton define a los átomos como la unidad constitutiva de los elementos. Las ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los siguientes puntos:
-La materia está formada por partículas muy pequeñas , llamadas átomos.
-Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades, incluyendo el peso.
-Diferentes elementos están formados por diferentes átomos.
Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple.
-Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones químicas.
-En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples.

La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye .
A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance cualitativo importante en el camino de la comprensión de la estructura de la materia.
Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.
MODELO ATOMICO DE DALTON
El modelo atómico de Thomson, es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 , quien descubrió el electrón en 1897. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudín de pasas. Se pensaba que los electrones se distribuían uniformemente alrededor del átomo
MODELO ATOMICO DE THOMSON
Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy pequeña y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutraliza entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.
Este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico.
MODELO ATOMICO DE RUTHERFORD
Fue propuesto en 1913 por el físico danés,Niels Bohr para explicar cómo los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo y por qué los átomos presentaban espectros de emisión característicos
MODELO ATOMICO DE BOHR
AÑO 400 A.C.
AÑO 1808
entre el modelo atomico de democrito y los siguientes modelos transcurrieron cerca de 2200 años para que la idea de atomo fuera tomada de nuevo en consideracion
Dalton , ademas de formular su modelo atomico, tambien formuló la ley de las proporciones multiples en 1803 que afirma:
las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar diferentes compuestos, estan en relacion de numeros enteros sencillos
Thomson construye un tubo de rayos catódicos, logrando un vacío casi perfecto. La intención de este experimento era investigar si estos rayos podían ser desviados con un campo eléctrico. Con la creación de este tubo en el que en uno de sus extremos estaba recubierto con pintura fosforescente, Thomson descubre que muchos rayos si se podían doblar con la influencia de un campo magnetizado.
Thomson fundamento la relación que hay entre la masa de los rayos catódicos y la carga. La relación masa/carga que encuentra es de un millar de veces superior a la que contiene el ión de Hidrógeno, esto indica que bien las partículas deben ser de poco peso o con mucha más carga.
POSTULADOS:
1º: La materia es eléctricamente neutra, esto permitiría pensar que aparte de electrones, es posible que halla partículas con cargas positivas.
2º: Es posible extraer electrones de los átomos, pero no del mismo modo las cargas positivas.
El experimento de Rutherford, también llamado experimento de la lámina de oro, fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, y publicado en 1911, bajo la dirección de Rutherford.
El experimento consistió en mandar un haz de partículas alfa sobre una fina lámina de oro y observar cómo dicha lámina afectaba a la trayectoria de dichos rayos.Según el modelo de Thomson, las partículas alfa atravesarían la lámina metálica sin desviarse demasiado de su trayectoria; pero se observó que un pequeño porcentaje de partículas se desviaban hacia la fuente de rayos. Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío, que la desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa.
POSTULADOS:
1º: El átomo esta constituido por una zona central, a la que se le llama núcleo, en la que se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del núcleo.
2º: Hay otra zona exterior del átomo, la corteza, en la que se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con la del átomo. La corteza esta formada por los electrones que tenga el átomo.
3º: Los electrones se están moviendo a gran velocidad en torno al núcleo.
4º: El tamaño del núcleo es muy pequeño en comparación con el del átomo.
5º: El número de electrones negativos es igual al número de protones positivos; luego, el átomo resulta neutro.
AÑO 1911
AÑO 1904
En 1932, Chadwick realizó un descubrimiento fundamental en el campo de la ciencia nuclear: descubrió la partícula en el núcleo del átomo que pasaría a llamarse neutrón, partícula que no tiene carga eléctrica. En contraste con el núcleo de helio (partículas alfa) que está cargado positivamente y, por lo tanto, son repelidas por las fuerzas eléctricas del núcleo de los átomos pesados, esta nueva herramienta para la desintegración atómica no necesita sobrepasar ninguna barrera electrónica y es capaz de penetrar y dividir el núcleo de los elementos más pesados.
Al pesar un atomo observo que no coincidia con la suma de los electrones y protones y supuso que habria particula que lo unico que hiciera fuera sumarle masa al atomo al no tener carga
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecanico cúantico fueron tres científicos:

a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda.

b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre"

c) En 1927, Erwin Schrödinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilisticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrödinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo.
MODELO MECÁNICO CUÁNTICO
AÑO 1913
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrógeno. Pero solo la luz de este elemento proporciona una base para el carácter cuántico de la luz. El fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de orbitas estables y para la condición de cuantización.
POSTULADOS:
1º: Los electrones se mueven en ciertas estados estacionarios alrededor del núcleo sin emitir radiación, cada uno de ellos tiene una energía fija. Estos estados reciben el nombre de niveles energéticos principales. Siendo el nivel 1 el mas próximo al núcleo y el menos energético.
2º: En los estados estacionarios el electrón se mueve describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo, siendo únicamente posibles aquellas orbitas en las que se cumple que el momento angular del electrón es un múltiplo de h (constante de Planck).
3º: Un electrón puede pasar de una orbita a otra absorbiendo energía o emitiendo energía en forma de fotón de energía igual a la diferencia entre los dos niveles energéticos.
Números Cuánticos
1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía. Estos niveles aumentan de tamaño a medida que nos alejamos del núcleo. Posee valores n=1, 2, 3, 4, 5, 6,...

2. Número cuántico secundario (l): representa el subnivel. Puede tener todos los valores desde 0 hasta n-1.
Así, para n=1...l =0 ( "s" )
para n=2 .........l = 0, 1 ( "s", "p" )
para n=3 .........l = 0, 1, 2 ( "s", "p", "d" )
para n=4 .........l = 0, 1, 2, 3 ("s", "p", "d", "f" )

3. Número magnético (m): Describe la orientación espacial de los orbitales. Puede tener todos los valores desde - ℓ hasta + ℓ pasando por cero.
si l=0, m=0, es decir un solo tipo de orbital, el orbital s.
si l = 1, m =-1, 0, +1 es decir 3 tipos de suborbitales p (px, py y pz)
si l = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2 es decir 5 tipos de suborbitales d (du, dv, dx, dy, dz)
si l = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 es decir 7 tipos de suborbitales f (fs, ft, fu, fv, fx, fy y fz)

4. Número de spin (s): indica el tipo de giro de los electrones, que puede ser de dos tipos +1/2 (giro a la derecha) y -1/2 (giro hacia la izquierda). En cada tipo de suborbital cabe máximo 2 electrones y estos deben tener spines o giros opuestos.
Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles, subniveles y orbitales.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Para hacer la configuración electrónica es necesario aplicar tres principios importantes:

1. Principio de Aufbau o de la menor energía: Este principio nos indica que todos los electrones partirán "llenando" los orbitales de menor energía posible. Si el de menor energía esta lleno, seguirán con el que le sigue en energía y así sucesivamente.
2. Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: Este principio nos dice que en caso de que existan orbitales atómicos con la misma energía, los electrones se distribuirán equitativamente en cada uno y cuando todos tengan un electrón se empezaran a llenar con los que les falten.
3. Principio de exclusión de Pauli: Este principio nos dice que cada electrón posee una combinación única de 4 números cuánticos que lo personaliza. No es posible que existan dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Esto quiere decir, que solamente pueden existir dos electrones por orbital, ya que existen dos espines (+1/2 y -1/2).
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