A MEDIADOS
DEL
XIX
,
ESTUDIOS
RELACIONADOS CON LA
NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA
MATERIA Y EN CONCRETO, CON
LA NATURALEZA DE LA CHISPA
QUE SALTA ENTRE DOS OBJETOS
CARGADOS QUE ESTÁN
PRÓXIMOS,
CUESTIONARON AL
DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS
CATÓDICOS
• 1875 WILLIAN CROOKE ESTUDIANDO LA CHISPA QE SALTA ENTRE DOS ELECTRODOS INTRODUCIDOS EN UN TUBO DE VIDRIO QUE CONTIENE UN GAS A BAJA PRESIÓN OBSERVÓ UNA DÉBIL
FLUORESCENCIA EN LA PARED DEL TUBO DE VIDRIO FRENTE AL CÁTODO O ELECTRODO NEGATIVO.
EUGEN GOLDSTEIN LLAMÓ A ESTOS RAYOS
DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN
• 1897 JOSEPH JOHN THOMSON ESTUDIANDO SI LOS RAYOS CATÓDICOS SE DESVIABAN EN PRESENCIA DE CAMPOS ELÉCTRICOS Y MAGNÉTICOS:
– DEMOSTRÓ QUE ESTABAN FORMADOS
POR PARTÍCULAS NEGATIVAS Y LAS LLAMÓ ELECTRONES
– HALLÓ SU RELACIÓN CARGA/MASA (1,76.1011 C/kg).
• LA RELACIÓN CARGA/MASA ERA SIEMPRE LA MISMA INDEPENDIENTEMENTE DEL
• ROBERT MILLIKAN, CON SU EXPERIMENTO DE LA GOTA DE ACEITE, DETERMINÓ EN 1909 LA CARGA ELÉCTRICA DEL ELECTRÓN (1,602.10-19 C) Y A CONTINUACIÓN SU MASA (9,1.10-31 kg,
dos mil veces inferior a la del átomo de H)
MODELO DE THOMSON
• En base a su experiencia desarrolla su modelo del
átomo de la siguiente forma: El átomo posee partículas
negativas llamada electrones.
Intuía ,dada la neutralidad de la materia, la existencia de carga positiva en el átomo.
Por tanto,anuncia que el átomo es:
“UNA ESFERA MACIZA CARGADA POSITIVAMENTE
Y EN SU INTERIOR SE DISTRIBUYEN LOS
MODELO DE RUTHERFORD.
REVOLUCIÓN EN LA
CONCEPCIÓN ATÓMICA DE LA
MATERIA.
• La experiencia de Ernest
Rutherford , y posteriormente
la presentación de su
modelo, invalida en gran
parte el modelo anterior y
supone una revolución en el
conocimiento intimo de la
Experimento de Rutherford
•
Rutherford bombardeó una fina lámina de
oro con partículas alfa, núcleos de Helio (+),
resultado de la desintegración del Polonio.
•
Observó que la mayor parte de las partículas
que atravesaban la lámina seguían una línea
recta o se desviaban un ángulo muy
pequeño de la dirección inicial.
•
Solamente, muy pocas partículas se
desviaban grandes ángulos o incluso
rebotaban.
”
ES LO MÁS INCREIBLE QUE
ME HA SUCEDIDO EN MI VIDA.
CASI TAN INCREIBLE COMO SI
AL DISPARAR BALAS CONTRA
UN PAPEL DE SEDA,
Podemos mencionar que el modelo de Rutherford (1911) ofrecía las siguientes afirmaciones:
• El átomo está constituido por una parte central a la que se le llama núcleo y en la que se encuentra concentrada
casi toda la masa del núcleo y toda la carga positiva (protones).
• En la parte externa del átomo se encuentra toda la carga negativa y cuya masa es muy pequeña en comparación con el resto del átomo, está formada por los electrones que contenga el átomo, es la corteza (es una zona de vacío)
• Los electrones giran a gran velocidad en torno al núcleo, en orbitas circulares.
Descubrimiento del protón
• En 1886, Goldstein utiliza un tubo de
rayos catódicos con el cátodo perforado y
observa rayos en sentido opuesto a los
• Estos rayos eran desviados por campos eléctricos y
magnéticos, lo que demuestra su naturaleza eléctrica
pero de distinta carga que los rayos catódicos.
• La relación carga/masa dependía del gas encerrado en
el tubo.
• Su origen estaba en los choques de los rayos catódicos
con los átomos gaseosos encerrados, a los que
arrancaban algunos electrones y se convertían en iones
(+)
• Si el gas era el hidrógeno
– las partículas (+) tenían una masa 2000 veces mayor que la del electrón y por tanto prácticamente igual a la del átomo de hidrógeno.
– Su carga era igual, en valor, a la del electrón.
• La partícula (+) se identificó con el ion H
+y Ernest
Rutherford en 1919 a través de reacciones como:
• Siempre aparecía el núcleo de Hidrógeno (H).
• Independiente de si era Nitrógeno (N) u otro
núcleo, p.e. Boro, Fluor, Neón, Sodio etc...
• Concluyó que el núcleo de Hidrógeno era uno
de los componentes fundamentales de todos los
núcleos y se le llamó
PROTÒN
1
1
17
8
4
2
14
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN
• CON EL DESCUBRIMIENTO DEL PROTÓN, SURGEN
LAS PREGUNTAS:
– ¿CUÁL ES LA ESTRUCTURA DEL NÚCLEO?
– ¿CÓMO PUEDEN PERMANECER LOS PROTONES, SIENDO CARGAS DEL MISMO SIGNO, EN UN ESPACIO TAN REDUCIDO?
•
En 1920, Rutherford sugirió la existencia de otra
partícula sin carga a la que llamó
neutrón
– ENTRE PROTONES Y NEUTRONES EXISTIRÍAN FUERZAS ATRACTIVAS DE UNA NUEVA NATURALEZA
DESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN
• 1932, James Chadwick bombardea berilio con partículas α:
• Masa ligeramente mayor que la del protón.
• Su carga es neutra
• Se sitúan junto a los protones en el núcleo.
• Son menos estables que protones y electrones y pueden desintegrarse en un protón más un electrón
• Su vida media es 12,8 minutos
n
C
He
Be
24 126 019
Partículas constituyentes de los
átomos
partícula Carga (C) Masa (g) Masa (U)
electrón -1,6.10-19 9,1.10-28 0,00055
protón 1,6.10-19 1,673.10-24 1,0076
Números que identifican los
átomos
• El número atómico (Z):
– Expresa la carga nuclear de un átomo, es decir el número de protones que tiene.
– En un átomo neutro el número de protones = número de electrones.
• El número másico (A): es la suma de los
protones y los neutrones.
N
Z
Numero atómico y másico.
X
A
Z
C
ISÓTOPOS
.
En 1913 se observa en los tubos de descarga que
contenían neón, de masa atómica 20,18:
• El experimento parece contradecir la teoría de
Dalton “todos los átomos de un elemento son
iguales”
• Al ser átomos de un mismo elemento se les llamó
isótopos
(
mismo lugar
en la tabla periódica):
–
Tienen el mismo número atómico y distinto
número másico, se diferencian en el número
de neutrones.
• La mayoría de los elementos se encuentran en
mezclas isotópicas
• La masa atómica es una media ponderada de las
masas atómicas de los isótopos que contienen.
100
abundancia
El espectro electromagnético
• La
radiación electromagnética
conforma una
combinación de campos magnéticos y
eléctricos oscilantes
que
se propagan
a
través del
espacio
llevando energía
de un
sitio a otro.
• La
ordenación
de
estas radiaciones
en
• Las radiaciones
electromagnéticas viajan a
través del espacio en forma
de
ondas electromagnéticas
• Cualquier tipo de onda se
caracteriza por:
– Longitud de onda ( λ ): distancia
entre dos puntos consecutivos en el mismo estado de vibración.
– Período (T): Tiempo (s) que tarda en pasar la onda por el mismo punto
– Frecuencia Número de ondas que pasan por un punto cada
segundo (s-1). Es la inversa del
período Frecuencia
v
Longitud de onda Velocidad de la
onda =
velocidad luz en el vacío o el aire
u otro medio
Espectros atómicos
Se llama
espectro atómico
de un
elemento químico al resultado
de descomponer una radiación
electromagnética compleja en
todas las radiaciones sencillas
que la componen, caracterizadas
Tipos espectros atómicos
• Espectros de emisión
: surgen de la
excitación energética de un elemento
Tipos espectros atómicos
• Espectros de absorción
: Cuando la
radiación
atraviesa un gas
este
absorbe
una
parte del
espectro
, aparecen
líneas negras
que se
Las radiaciones emitidas en el espectro de emisión
son exactamente las mismas que faltan en el de
Cada elemento tiene un espectro característico; por
Modelo atómico de Bohr
EL DANÉS NIELS BOHR ELABORA
UN NUEVO MODELO ATÓMICO (1913) PARA SUPERAR LOS
FALLOS DEL MODELO NUCLEAR DE RUTHERFORD:
1.- CUALQUIER CARGA EN MOVIMIENTO EMITE ENERGÍA,
POR TANTO EL ELECTRÓN TERMINARÍA CHOCANDO CON EL NÚCLEO.
2.- EL Nº DE PROTONES, ELECTRONES Y NEUTRONES
3. No explicaba cómo estaban distribuidos los electrones. 4.Tampoco se explica el hecho
de que cada elemento
químico genera un espectro de emisión carácterístico. 5. Era conocida la hipótesis de
Planck que no era tenida en cuenta.
Planck postuló que la energía de la radiación electromagnética era proporcional a su frecuencia
.
h
E
Energía
Constante de Planck = 6,63.10-34 Julios .seg
Postulados de Bohr
• Compaginó el modelo de Rutherford con la nueva física que estaba surgiendo, la física cuántica.
• Postulados:
– Mientras el electrón está en una órbita circular determinada (nivel de energía) no irradia energía (órbita estacionaria).
– Un electrón no puede encontrarse a cualquier distancia del núcleo (el radio de la órbita está cuantizado), por lo tanto la energía del sistema ha de tener unos valores determinados.
– Es sólo cuando el electrón pasa de una órbita a otra cuando emite o absorbe la diferencia de energía ΔE en forma de radiación electromagnética (fotones).
El número que indica el orden de los niveles de
h
E
Fallos del modelo de Bohr
•
Sólo podía explicar el espectro de emisión
del hidrógeno.
•
No podía explicar por qué en un mismo
espectro había rayas más intensas que otras.
•
En el enlace químico no podía explicar por
qué unas moléculas son lineales (CO
2) y
Cada nivel de energía
principal, n,
tiene uno o más
subniveles de energía.
Modelo cuántico actual
• Para explicar los inconvenientes del
modelo de Bohr se desarrolla una teoría
nueva, la mecánica cuántica.
Mecánica Cuántica
• En la mecánica cuántica como con el modelo de Bohr un electrón sólo puede ocupar determinados niveles de energía, pero cada nivel de energía
principal, tiene uno o más subniveles de energía.
• Con la mecánica cuántica no podemos localizar con precisión y exactitud al electrón, se habla de
probabilidad de encontrarlo en una cierta región cercana al núcleo del átomo.
• Se deja de hablar de órbita para hablar de orbital.
Un orbital atómico es la zona del espacio en la que hay mayor
Subniveles de energía
• El conocimiento de los subniveles
(Sommerfeld) es previo a la mecánica cuántica.
• Son nuevos niveles de energía que se agrupan en torno a los niveles principales.
• En un nivel de energía principal existen tantos subniveles como indica el nivel de energía
principal (n). Se etiquetan con un número 0,1,2 designado por ℓ (número cuántico secundario o azimutal) o con una letra.
Letra utilizada para subniveles
Valor de l 0 1 2 3
Orden creciente de energía para
los subniveles
l=0
l=0 l=1
l=1
l=0 l=2
l=0 l=1 l=2
Subniveles de energía
•
Los valores que toma l van desde 0
n-1
•
Para un nivel de energía principal dado
la energía de los subniveles es tanto
más baja cuanto más bajo es el valor
de l
•
Los subniveles se solapan a partir del
Orbitales
• Dentro de cada subnivel puede haber varios
orbitales (orientación en el espacio), todos
con la misma energía.
• El número de orbitales en cada subnivel
viene dado por: 2l+1
Tipo subnivel Número de orbitales
s (l=0)
1
p (l=1)
3
d (l=2)
5
•
Los orbitales se
nombran con el
mismo símbolo que
el usado para los
subniveles.
•
Se suele indicar
también la
orientación espacial
del orbital (número
cuántico magnético,
m
± l
) con un
subíndice.
x
p
3
Nivel o capa 3 (n=3)
Orbital p (l=1)
Forma de los orbitales
• Depende del tipo de subnivel al que pertenece ( del valor de l):
– Orbitales s: todos los orbitales “s” son esféricos.
• El tamaño de un orbital es proporcional a n2, donde n es el número cuántico principal.
• Orbitales p (l=1, m= -1,0,+1): forma de
pesas.
Estos orbitales tienen idéntica forma y energía, pero sus orientaciones son distintas (distinto m) Los orbitales p de números cuánticos principales
superiores tienen una forma parecida.
• Orbitales d (l=2, m= -2,-1,0,1,2
)
Orbitales 3d
Aunque el orbital 3d parece distinto, en todos los sentidos es equivalente a los otros cuatro orbitales. Los orbitales d de números
Números cuánticos principales
• Van a caracterizar los electrones.
– Número cuántico principal (n): indica la energía del orbital (nos permite situarlo en el nivel correspondiente)
– Número cuántico secundario o azimutal (l)
• Sus valores son: desde 0 n-1
• Indica el tipo de orbital (s, p, d, f)
– Número cuántico magnético (m):
• Sus valores van desde – l hasta + l
• Indica las posibles orientaciones espaciales de los orbitales
– Número cuántico de espín: indica la orientación del
minúsculo campo magnético que produce el electrón ( s= ½ y s= -1/2)
No pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales, al menos se
Configuración electrónica
Es la distribución con que se
ubican los electrones en los
diferentes orbitales atómicos. Las
propiedades químicas de un átomo
Reglas para determinar la
configuración electrónica
• Mínima energía o principio de construcción: Los
electrones van ocupando los orbitales en orden creciente de energía, empezando por el de menor energía.
– Tiene menor energía el orbital con un n+l más bajo
– A igualdad de n+l, tiene menor energía el orbital con
menor n
• Regla de Pauli o principio de exclusión: En un orbital sólo
caben dos electrones apareados, es decir, con sus espines opuestos.
• Regla de Hund o principio de máxima multiplicidad: A la
hora de llenar orbitales de la misma energía (ej. 3
orbitales p), los electrones se disponen de manera que estén desapareados al máximo y mantengan sus espines
paralelos (dos electrones no se situarán en el 2px si están
Para escribir la
configuración electrónica
de un átomo debemos:
1- Conocer su Z
2- Distribuir los electrones
en orden creciente de
energía (regla de
Notaciones configuración
electrónica
• Indicando los orbitales atómicos en forma de
celda (diagrama de orbitales) y los electrones
con una flecha ↑ o ↓ según su espín.
• Usando los símbolos de sus orbitales:
Ej:
Li: 1s
22s
1.• Usando el símbolo del gas noble que le precede
y continuando con la notación anterior:
Ej:
Li: [He] 2s
1↑ ↓ ↑
Li:
Quarks
• Fueron predichos teóricamente en 1961 por M. Gell-Mann y Y. Ne´eman.
• Serían los constituyentes fundamentales del protón y neutrón.
• Hay seis tipos distintos de quarks que los físicos han denominado de la siguiente manera: "up" (arriba), "down" (abajo), "charm" (encanto),
"strange" (extraño), "top" (cima) y "bottom" (fondo).
Centro del Acelerador Lineal de Stanford (SLAC)
