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Tema 11 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. SISTEMA PERIODICO
1.. Estructura del átomo
1.1. El electrón. Modelo atómico de Thomson
1.2. El protón. Modelo atómico de Rutherford
1.3. El neutrón
1.4. Magnitudes atómicas
2.. Orígenes de la teoría cuántica
2.1. Espectros atómicos de emisión
2.2. Teoría cuántica de Planck
2.3. Efecto fotoeléctrico
2.4. Limitaciones del modelo atómico de Rutherford
2.5. Modelo atómico de Böhr
3.. Mecánica cuántica aplicada al átomo
3.1. Limitaciones del modelo de Böhr
3.2. Modelo mecánico-cuántico
3.3. Configuraciones electrónicas
4.. Clasificación periódica de los elementos
4.1. Estructura electrónica y Tabla Periódica
4.2. Propiedades periódicas
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1.. Estructura del átomo
Hemos visto en la unidad anterior la teoría
atómica de Dalton de 1808. En ella se postulaba
que toda la materia está formada por átomos.
En el modelo de Dalton, los átomos eran
indivisibles. En este modelo los átomos se pueden
representar por bolitas (esferitas) macizas de
diferente masa para así representar a los
distintos elementos ( El propio Dalton lo hacía
así).
Este modelo se mantiene durante casi todo el
siglo XIX.
Sin embargo, el avance en el campo de la
electricidad y la electroquímica de Ampére y
Faraday hacían pensar en un átomo divisible dada
la relación que se observaba entre materia y
carga eléctrica.
Finalizando el siglo(1896) el francés H.
Becquerel descubre la radiactividad, es decir, la
existencia de cierta clase de materia que emitía
partículas con masa y carga positiva ( las
partículas alfa) o negativa (partículas beta) o
emitían radiaciones electromagnéticas ( rayos
gamma)
Partículas ß

Rayos ?
sustancia radiactiva
- - - - -
Partículas a
Evidentemente, estas partículas tenían que salir
del interior de los átomos.
Los dias del átomo indivisible estaban
contados !!
3
Descubrimiento del Electrón
1.1. El electrón. Modelo atómico de Thomson
No obstante, fue el descubrimiento de la primera
partícula subatómica, el electrón, por
J.J.Thomson finalizando el siglo (1897) el hecho
científico que acabó con el modelo de Dalton e
hizo necesario un nuevo modelo de átomo.

• Estudió los rayos catódicos
• Mediante campos eléctricos y magnéticos comprobó
  que se trataba de partículas de carga negativa.
• Determinó su velocidad y el cociente Q/m
  (carga/masa)

gas
vacio
Tubo de Rayos Catódicos
Precursor de los actuales tubos de TV y monitores
(CRT)
4
Los rayos catódicos eran partículas veloces y con
carga negativa, ya que se desviaban hacia el polo
positivo en presencia de campos eléctricos.
Estas partículas eran todas iguales,
independientemente del gas encerrado dentro del
tubo
Thomson determino la relación carga/masa de estos
rayos
En 1911 el físico norteamericano R. Millikan
determinó, con la famosa experiencia de la gota
de aceite su carga
A estas partículas se las denominó electrones y
se las consideró como parte constituyente de la
materia.
Conocida su carga fácilmente se calculó su masa
A la luz de todo lo anterior,Thomson propuso un
nuevo modelo de átomo
Los átomos son masas esféricas macizas y
homogéneas con carga positiva e incrustados en
ella están los electrones.
La carga positiva de las esferas es compensada
por la carga negativa total de los electrones, de
manera que el átomo es eléctricamente neutro.
Los electrones estaban incrustados en la masa
esférica como las pasas en un plumcake
5
1.2. El protón. Modelo atómico de Rutherford
Rayos canales
Partículas positivas que procedían de los
canales abiertos en el cátodo.
La relación carga/masa es diferente según el
gas encerrado en el tubo.
Las partículas obtenidas cuando el gas
encerrado era hidrógeno ( átomo más ligero
conocido) tenían la carga eléctrica más pequeña.
Posteriormente, se determinó que la carga era
del mismo valor que la del electrón, pero de
signo positivo.
Se sugirió la existencia de una nueva partícula
subatómica, con carga positiva, a la que se
denominó protón
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Descubrimiento del Protón

• Rutherford en 1919 a través de reacciones como

protón
( Bambardeo de núcleos de átomos de nitrógeno con
partículas alfa )

• Siempre aparecía el núcleo de Hidrógeno ( 1H).
• Independiente de si era Nitrógeno (N) u otro
  núcleo, como Boro, Fluor, Neón, Sodio etc...,

1
Pero cómo estaban distribuidos los protones en
el átomo?
Rutherford empleó las partículas alfa para
determinar la estructura interna de la materia,
al estudiar el comportamiento de estas partículas
cuando atravesaban láminas delgadas de metal
7
Experimento de Rutherford
sustancia radiactiva
Lámina de oro
La mayoría de las partículas atravesaban la
lámina sin desviarse
Algunas ( un 0,1) se desviaban de su
trayectoria inicial
Unas pocas partículas ( una de cada 20 000)
rebotaban en la lámina
Estos resultados no se explicaban con el modelo
de Thomson, ya que si el átomo era una masa
homogénea todas las partículas alfa deberían
tener un comportamiento uniforme.
8
Los resultados obtenidos por Rutherford llevaron
a un nuevo modelo de átomo
El átomo está formado por un núcleo central y
una corteza
Los electrones están en la corteza y giran en
órbitas circulares alrededor del núcleo como los
planetas alrededor del Sol (modelo planetario)
En el núcleo se alojan la carga positiva, los
protones y casi la totalidad de la masa del átomo
Entre el núcleo y la corteza sólo existe el
vacío
Pero la sóla presencia en el núcleo de los
protones no explicaba el hecho de que en el
núcleo se concentrara casi la totalidad de la
masa del átomo.
El propio Rutherford pensó que en el núcleo
debería de haber algo más que explicara este
hecho.
1.3. El neutrón
Pero no fue hasta el año 1931 , con el
descubrimiento por Chadwick de una nueva
partícula, el neutrón que se pudo explicar este
hecho.
El neutrón no tiene carga éléctrica y su masa es
ligeramente mayor que la del protón
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Modelo atómico de Rutherford
átomo
CORTEZA donde describen órbitas circulares los
electrones ( )
( vacio )
protones ( )
nucleones
NÚCLEO
neutrones
Los átomos son neutros pues tienen el mismo
número de protones (carga positiva) en su núcleo
que de electrones (carga negativa) en su corteza.
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ISÓTOPOS
Mediante el espectrógrafo de masas se encontró
que había átomos de un mismo elemento que
presentaban entre sí diferente masa.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que
tienen distinto número de neutrones y por tanto
masas diferentes
Consta de los siguientes elementos Fuente
emisora de iones (para electrones puede ser un
simple filamento caliente). S1 y S2 rendijas
estrechas, a una diferencia de potencial V, por
las que pasan los iones para ser acelerados.
Placa fotográfica donde se registra el impacto
del ión. Por debajo de las rendijas existe un
campo magnético uniforme, perpendicular al plano
del papel, y dirigido hacia el observador.
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1.4. Magnitudes atómicas
Cada átomo queda definido por dos características
Su número atómico Z
Número de protones que tiene en su núcleo.
Determina el elemento de que se trata. Es el DNI
de los átomos
Su número másico A
Número de nucleones que tiene en su núcleo (suma
de neutrones y protones). Determina el isótopo
del elemento del que se trate.
Representaremos a los átomos de un elemento
mediante el simbolismo siguiente
donde X es el símbolo químico del elemento
Protones
7 2 8
8 1
1 1 92
Neutrones
7 2 8
9 0
1 2 146
7 2 8
8 1
1 1 92
Electrones
12
Actividad
Completa la tabla siguiente
3
4
3
7
3
26
56
26
30
26
20
20
?
20
?
?
20
40
?
20
18
20
40
20
18
?
17
35
17
?
?
17
?
18
17
17
18
35
13
1.4. Magnitudes atómicas (Cont.)
No debemos confundir la masa atómica de un
elemento ( la que aparece en la Tabla Periódica )
con la masa atómica de uno de sus isótopos (masa
isotópica)
En la naturaleza y en concreto en el mar existen
muchos átomos de Cloro, formando parte del
cloruro de sodio (sal común) y se han encontrado
dos tipos de átomos de cloro, es decir, dos
isótopos
Si pudiéramos ir al mar y coger un solo átomo de
cloro y hallar su masa, en u, estaríamos
obteniendo únicamente la masa isotópica
correspondiente al isótopo que hemos cogido. Esto
es, habremos calculado la masa atómica de ese
isótopo.
Imaginemos que el valor obtenido ha sido 34,9689 u
Pero esta no es la masa atómica del elemento
cloro, que está formado por átomos no solo de
este isótopo sino también del otro isótopo más
pesado, cuya masa isotópica es 36,9659 u.
La masa atómica del elemento cloro es el promedio
de las masas isotópicas de los isótopos del cloro
que existen en la naturaleza.
Cómo calcular ese promedio?
Si la mitad (50) de los átomos de cloro fueran
de uno de los isótopos y la otra mitad (50) del
otro, bastaría con calcular la media aritmética
de las dos masas anteriores.
14
34,9689 u
36,9659 u
Pero esto no es así, la abundancia de los dos
isótopos no es del 50 cada uno
De cada 100 átomos de cloro de la naturaleza,
75,53 son de Cl-35 y 24,47 son de Cl-37
34,9689 u
En realidad, de cada 10 000 átomos de cloro de la
naturaleza, 7 553 son de Cl-35 y 2 447 son de
Cl-37 ya que no podemos coger fracciones de átomos
36,9659 u
Debemos tener en cuenta este hecho a la hora de
calcular la masa promedio
VER
15
La plata natural está constituida por una mezcla
de dos isótopos de números másicos 107 y 109.
Conociendo la abundancia isotópica (Ver tabla),
obtener la masa atómica de la plata natural.
Actividad
La masa atómica es la masa ponderada de los
isótopos
A veces , no conocemos la masa isotópica.
En estos casos podemos calcular la masa atómica
del elemento, la plata en esta caso, a partir de
los números másicos.
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a) Determinar la masa atómica del galio, sabiendo
que existen dos isótopos 69Ga y 71Ga, cuya
abundancia relativa es, respectivamente, 60,2 y
39,8. b) Indica la composición de los núcleos de
ambos isótopos sabiendo que el número atómico del
galio es 31.
Actividad
a) La masa atómica del galio es la masa ponderada
de sus isótopos
b) Los núcleos de los isótopos tienen
Protones
40
38
Neutrones


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2.. Orígenes de la teoría cuántica
Finalizando el siglo XIX el físico escocés
J.C.Maxwell emite su teoría electromagnética de
la luz esta es una onda electromagnética, como
las ondas de radio o de TV, los rayos
ultravioletas, las microondas,
Sin embargo, a principios del siglo XX, una serie
de resultados experimentales, como los espectros
atómicos y el efecto fotoeléctrico, obligó a
elaborar nuevas teorías sobre la luz , que
posteriormente, dieron lugar a nuevas teorías
atómicas.
Applet W.Fendt
18
2.1. Espectros atómicos de emisión
19
Espectros atómicos
Análisis de la radiación electromagnética emitida
o absorbida por los átomos
Espectro de emisión los elementos emiten
energía en forma de radiación electromagnética,
pero únicamente de algunas frecuencias
determinadas (discontínuo)
Espectro de absorción los elementos absorben
algunas frecuencias específicas al ser iluminados
con radiación electromagnética
Espectros atómicos Educaplus
Espectros atómicos
20
2.2. Teoría cuántica de Planck
Los espectros atómicos no se podían explicar
aplicando la teoría electromagnética de Maxwell.
A finales del año 1900, el físico alemán Max
PLANCK formuló una teoría revolucionaria para
explicar los hechos experimentales la teoría
cuántica.
Los cuerpos absorben o emiten energía no de
forma continua sino en forma de paquetes o
cuantos de energía
cuanto
Energía
Frecuencia de la radiación emitida
La energía total absorbida o emitida por un
cuerpo sólo puede tener un número entero n de
porciones de energía E0
Energía cuantizada
n es un número cuántico
Contiene un número entero de cuantos
21
2.3. Efecto fotoeléctrico
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luz incidente
En 1887 el físico alemán H. Hertz descubrió que
al incidir una radiación electromagnética sobre
una superficie metálica, ésta desprendía
electrones.
Electrodo colector
Cátodo
A este fenómeno se le denominó efecto
fotoeléctrico
luz
electrones
la luz tiene la capacidad de arrancar (extraer)
electrones de una superficie metálica
A
Fotoelectrones


En 1905 el físico alemán A. Einstein explicó el
efecto fotoeléctrico mediante la teoría cuántica.
Batería
La luz y en general las radiaciones
electromagnéticas están formadas por unos
paquetes de energía a los que llamó fotones, a
los que podemos considerar como las partículas de
la luz. Estos fotones son los que al chocar
contra la superficie del metal arrancan los
electrones.
La energía de cada fotón la calcula Einstein con
la fórmula propuesta por Planck
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22
2.4. Limitaciones del modelo atómico de Rutherford
Fallos del modelo de Rutherford
No explica los espectros atómicos
Se contradice con las leyes del
electromagnetismo de Maxwell.
comportamiento que debería tener el átomo según
las leyes del electromagnetismo clásico
átomo de Rutherford
el electrón debe emitir energía en forma de ondas
electromagnéticas a costa de perder su propia
energía
ÁTOMO INESTABLE
23
2.5. Modelo atómico de Böhr
El núcleo del átomo de Böhr es idéntico que el de
Rutherford. Es en la corteza, por donde circulan
los electrones, donde se diferencian ambos
modelos. Para Böhr la corteza no es tan simple
como decía Rutherford.
En 1913 Böhr enunció varios postulados en los que
basaba su modelo.
De estos postulados destacaremos
La energía del electrón dentro del átomo está
cuantizada la corteza está dividida en capas
(niveles de energía) y el electrón sólo puede
orbitar (órbitas circulares) por alguna de éstas.
El electrón por tanto sólo puede tener algunos
valores de energía.
Estas órbitas circulares son estacionarias el
electrón no emite energía cuando circula por ellas
Electrón excitado
Sólo se emite o absorbe energía cuando un
electrón pasa de un nivel de energía a otro.
fotón
Átomo de Bohr emisión de energía
luz causante de las rayitas coloreadas de los
espectros atómicos
Mecanismo con el que se produce la luz en las
bombillas con las que nos iluminamos en nuestras
casas
n 3
n 2
Núcleo
24
3.. Mecánica cuántica aplicada al átomo
El modelo de Bohr alcanzó un notable éxito ya que
al introducir las órbitas estacionarias en las
que electrón no emite energía explicaba el hecho
de que el átomo es estable y al mismo tiempo
daba una explicación a los espectros atómicos.
Sin embargo no tardó en ser superado por una
nueva rama de la Física que estaba naciendo, la
mecánica cuántica o mecánica ondulatoria.
3.1. Limitaciones del modelo de Böhr
En cualquier caso, el átomo de Böhr tenía
limitaciones
Explicaba muy bien el átomo de hidrógeno, que
tiene un solo electrón, pero no daba buenos
resultados para átomos multielectrónicos
Mezclaba ideas clásicas y cuánticas
Al aumentar la resolución de los
espectrógrafos algunas rayas del espectro eran en
realidad dos, y para esto no tenía explicación el
modelo de Böhr.
Igualmente, si se sometía al gas a un campo
magnético mientras se obtenía el espectro, se
observó que algunas rayas se desdoblaban en
varias, lo cual tampoco tenía justificación
según este modelo.
Y aunque Sommerfeld hizo una corrección al módelo
de Bohr introduciendo órbitas elípticas que
explicaban algunas de las nuevas rayas del
espectro, se abre paso un nuevo modelo atómico.
25
Mecánica Cuántica
Hasta principios del siglo XX la comunidad
científica consideraba el electrón como una
partícula, y la radiación electromagnética como
una onda.
La radiación térmica del cuerpo negro, el efecto
fotoeléctrico, los espectros atómicos y la
explicación que de estos fenómenos se dió (
hipótesis de Planck, teoría cuántica de Einstein
con la existencia de los fotones, los postulados
de Bohr, ) no estaban de acuerdo con lo
establecido hasta entonces por la comunidad
científica.
Esto llevó a los físicos de la época a
desarrollar una nueva teoría, la mecánica
cuántica
Dos aspectos característicos de esta teoría son
? La dualidad onda- partícula (Hipótesis de
De Broglie)
? El principio de indeterminación de Heisemberg
26
3.2. Modelo mecánico-cuántico
Este nuevo modelo está acorde con los postulados
de la mecánica cuántica la Hipótesis de De
Broglie , el Principio de Incertidumbre de
Heisemberg y la ecuación de Schrödinger.
El electrón ya no describe órbitas definidas y
concretas alrededor del núcleo, sino que se habla
de orbital, como la zona alrededor del núcleo
donde existe mayor probabilidad de encontrar el
electrón.
Los orbitales se representan mediante superficies
imaginarias dentro de las cuales la probabilidad
de encontrar el electrón con una determinada
energía es muy grande.
Hay distintos tipos de orbitales
Orbitales s ( 1 en cada nivel)
Orbitales p (3 en cada nivel) a
partir del 2º
Orbitales d ( 5 en cada nivel) a
partir del 3º
Orbitales f ( 7 en cada nivel) a
partir del 4º
Orbitales atómicos
Applets orbital
27
3.2. Modelo mecánico-cuántico (Cont)
Orbitales s
l 0
Orbitales p
l 1
l 1
l 1
28
Orbitales d
l 2
l 2
l 2
l 2
l 2
29
Orbitales f
l 3
l 3
l 3
l 3
l 3
l 3
l 3
30
3.3. Configuraciones electrónicas
Los electrones se colocan alrededor del núcleo
ocupando los diferentes niveles y orbitales.
Para saber cómo se ordenan en la corteza hay que
tener en cuenta las siguientes reglas
Principio mínima energía
Principio de exclusión de Pauli
Principio de máxima multiplicidad de Hund
Llamamos configuración electrónica o estructura
electrónica a la distribución de los electrones
de un átomo en los distintos niveles y orbitales
de la corteza
31
3.3. Configuraciones electrónicas (Cont.)
7p
6d
5f
7s
6p
5d
4f
6s
5p
4d
Energía creciente
5s
4p
3d
4s
Orden de llenado de los orbitales
3p
3s
Los electrones ( dos en cada orbital, en cada
cuadrito) empiezan ocupando el orbital más
bajo, el 1s. Cuando se llena, empiezan a llenar
el 2s y después los 2p y así hacia arriba.
2p
2s
Hay una regla muy simple y muy útil para saber el
orden de llenado de los orbitales
El diagrama de Moeller
1s
32
Podemos escribir la configuración electrónica de
cualquier elemento conociendo su número atómico
y aplicando el diagrama de Moeller
Empieza aquí
Sigue el camino que indican las flechas amarillas
H ( Z 1 )
1 s1
He ( Z 2 )
1 s2
1 s2
2 s1
Li ( Z 3 )
Be ( Z 4 )
1 s2
2 s2
1 s2
2 s2
2 p1
1s2 2 s2 p1
B ( Z 5 )
C ( Z 6 )
1 s2
2 s2
2 p2
1s2 2 s2 p2
Ne ( Z 10 )
1s2 2 s2 p6
1 s2
2 s2
2 p6
Cl ( Z 17 )
1 s2
2 s2
2 p6
3 s2
3 p5
1s2 2 s2 p6 3 s2 p5
Applet Configuración electrónica
Configuración electrónica
33
4.. Clasificación periódica de los elementos
Aunque algunos elementos se conocían desde la
antigüedad, como el hierro, el cobre, el oro,.no
es hasta principios del siglo XIX cuando el
número de elementos conocidos es lo
suficientemente grande cómo para ver la
necesidad de clasificarlos, al objeto de
facilitar su estudio y conocimiento.
Tras varios intentos anteriores,en los que se
consiguen ordenaciones parciales, no es hasta
1869 cuando se presenta por el ruso Dimitri
Mendeleiev () la primera clasificación periódica
de todos los elementos conocidos en ese momento
(unos 63).
Esta tabla se basa en un doble criterio de
ordenación
La masa atómica los elementos se colocan de
acuerdo a sus masas atómicas, de menor a mayor
masa.
Las propiedades los elementos se colocan de tal
forma que coincidan en una misma columna los
elementos de
propiedades similares.
Aciertos y fallos de Mendeleiev
Tras el descubrimiento del número atómico de los
elementos hacia 1913 por Moseley, estos se
clasificaron en orden creciente a su número
atómico
Cuando los elementos se colocan en orden
creciente de su número atómico , tiene lugar una
repetición periódica de muchas propiedades física
y químicas de aquellos.
() En 1870 el alemán Lothar Meyer, sin conocer
el trabajo de Mendeleiev , presentó una
clasificación de los elementos muy similar.
34
4.. Clasificación periódica de los elementos
(Cont.)
La Tabla de Mendeleiev-Meyer tenia 8 columnas.
Actualmente la Tabla Periódica consta de 7
periodos o filas horizontales y 18 grupos o
columnas verticales.
GRUPOS o FAMILIAS
PERIODOS
35
Tabla Periódica de los elementos
Símbolos y número atómico
Rf
Db
Ds
Sg
Hs
Rg
Cp
Ubicación de las Tierras raras (lantánidos y
actínidos)
(lantánidos )
( actínidos)
36
4.1. Estructura electrónica y Tabla Periódica
En la tabla periódica
Los elementos de un mismo periodo tienen todos
el mismo número de niveles electrónico, que
coincide con el número del periodo
Todos tienen 1 nivel o capa
Todos tienen 2 niveles o capas
Todos tienen 3 niveles o capas
Todos tienen 4 niveles o capas
Todos tienen 5 niveles o capas
Todos tienen 6 niveles o capas
Todos tienen 7 niveles o capas
Los elementos de un mismo grupo presentan la
misma estructura electrónica en la última capa
n s1
n s2
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
1
2
3
4
5
6
7
8
electrones en la última capa
Tabla periódica
Tabla periódica
37
4.2. Propiedades periódicas
Algunas propiedades físicas y químicas de los
elementos varían con regularidad a lo largo de
los grupos y de los periodos. Las conoceremos con
el nombre de propiedades periódicas.
Algunas propiedades periódicas
Es el radio del átomo
Radio atómico
Energía de ionización
Es la energía que tenemos que suministrarle a un
átomo A en estado de gas para arrancarle un
electrón y convertirlo en un ión positivo
(catión) A
A Eionización ? A
electrón
Es la energía liberada cuando un átomo A en
estado de gas gana un electrón y se convierte en
un ión negativo (anión) A
Afinidad electrónica
A electrón ? A
Aelectrónica
Nos mide la capacidad de los átomos de un
elemento de atraer hacia sí el par de electrones
que comparte con los átomos de otro elemento en
una molécula.
Electronegatividad
38
4.2. Propiedades periódicas Variación en un
grupo y en un periodo
Radio atómico
Aumenta en el sentido de la flecha
Energía de ionización
Aumenta en el sentido de la flecha
Afinidad electrónica
Aumenta en el sentido de la flecha
Electronegatividad
Aumenta en el sentido de la flecha
39
El carácter metálico o no metálico de los
elementos está relacionado con la
electronegatividad, con la afinidad electrónica y
la energía de ionización ya que un elemento será
tanto más metálico cuanto mayor sea su tendencia
a ceder electrones y tanto más no metal cuanto
mayor sea su tendencia a ganar electrones.
Carácter metálico
Aumenta en el sentido de la flecha
Carácter no metálico
Aumenta en el sentido de la flecha
40
F I N
41
Experiencia de Rutherford
VOLVER
42

• J. Dalton
• A New System of Chemical Phylosophy, 1808.

VOLVER

• John

43
Comportamiento de los rayos catódicos
Los rayos catódicos son partículas que se
alejaban del cátodo, a gran velocidad y provistas
de carga eléctrica negativa.
Estas partículas eran todas iguales,
independientemente del gas encerrado dentro del
tubo.
VOLVER
44
Obviamente, al mismo resultado hubiéramos llegado
si consideramos 10 000 átomos, en vez de 100
En definitiva, debemos de tener en cuenta no sólo
la masa de cada isótopo sino también el número de
átomos que hay de cada uno de ellos.
VOLVER
45
Isótopos naturales y abundancia de algunos
elementos
Nitrógeno
Carbono
Cloro
Silicio
VOLVER
46
La gran aportación de Mendeleiev fue suponer,
observando las propiedades de los elementos
conocidos, que en la tabla debían dejarse algunos
huecos vacíos, que corresponderían a elementos
que en aquel momento no se conocían, pero que
deberían ser descubiertos con el tiempo. Así,
Mendeleev predijo la existencia de tres elementos
que denominó eka-boro, eka-aluminio y eka-silicio
("eka" es la palabra sánscrita que significa
"uno"), los cuales fueron en efecto descubiertos
más adelante y recibieron el nombre de escandio,
galio y germanio, respectivamente.
Fallos de la tabla de Mendeleev-Meyer.

• Los elementos se ordenan por sus masas atómicas,
  es decir, se considera que la masa atómica es el
  parámetro fundamental para diferenciar a unos
  elementos de otros. Hoy en día, gracias a los
  trabajos de Moseley, sabemos que es el número
  atómico, Z, el que caracteriza a cada átomo.Por
  esta razón, la tabla original de Mendeleev
  contenía algunas contradicciones, ya que los
  pares argón-potasio, cobalto-níquel y teluro-iodo
  están colocados según el criterio más lógico de
  sus propiedades y no por el criterio rígido de
  sus masas atómicas.

2. No se diferencia entre elementos metálicos y
no metálicos. Este problema desapareció con la
corrección introducida por Werner, que
transformó el sistema de ocho columnas en otro
de dieciocho.

• Los grupos de los lantánidos y actínidos no
  tienen una colocación definida en la tabla.

• La octava columna agrupa a los elementos de
  cuatro en cuatro (también esta dificultad se
  solucionó con la corrección de Werner y Paneth).

5. El hidrógeno no tiene un lugar apropiado.
VOLVER
47
En el año 1927, E.Schrödinger ( Premio Nobel de
Física 1933), apoyándose en el concepto de
dualidad onda-corpúsculo enunciado por L.de
Broglie (Premio Nobel de Física 1929), formula la
Mecánica Ondulatoria, y W. Heisenberg ( Premio
Nobel de Física 1932) la Mecánica de Matrices.
Ambas mecánicas inician un nuevo camino en el
conocimiento de la estructura atómica, y
ampliadas por Born, Jordan, Dirac y otros han
dado lugar a lo que actualmente se denomina
Mecánica Cuántica. Frente al determinismo de la
mecánica clásica, la mecánica cuántica, es
esencialmente probabilística y utiliza un aparato
matemático más complicado que la mecánica
clásica. Actualmente, el modelo atómico que se
admite es el modelo propuesto por la mecánica
cuántica (modelo de Schrödinger).
El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que
utiliza un número cuántico (n) para describir la
distribución de electrones en el átomo. El modelo
de Schrödinger permite que el electrón ocupe un
espacio tridimensional. Por lo tanto requiere
tres números cuánticos para describir los
orbitales en los que se puede encontrar al
electrón. La descripción del átomo mediante la
mecánica ondulatoria está basada en el cálculo de
las soluciones de la ecuación de Schrödinger
(Figura 1) está es una ecuación diferencial que
permite obtener los números cuánticos de los
electrones.
48
En esta ecuación
es la llamada función de onda. Contiene
la información sobre la posición del electrón.
También se denomina orbital, por analogía con las
órbitas de los modelos atómicos clásicos.
El cuadrado de la función de onda    2 es la
llamada densidad de probabilidad relativa del
electrón y representa la probabilidad de
encontrar al electrón en un punto del espacio (x,
y, z).
E es el valor de la energía total del electrón
V representa la energía potencial del electrón un
punto (x, y, z). Por tanto, E-V es el valor de la
energía cinética cuando el electrón está en el
punto (x, y, z).
Las soluciones, o funciones de onda,      , son
funciones matemáticas que dependen de unas
variables que sólo pueden tomar valores enteros.
Estas variables de las funciones de onda se
denominan números cuánticos número cuántico
principal, (n), angular (l) y número cuántico
magnético (ml). Estos números describen el
tamaño, la forma y la orientación en el espacio
de los orbitales en un átomo.
49
Descubrimiento del Núcleo Atómico
Compuestos salían de R y chocaban en E.

• E. Rutherford 1910
• H. Geiger, E. Marsden
• Iones conocidos salían de la fuente radiactiva R
  de Polonio y pasaban a través de E.
• M es un microscopio giratorio alrededor del eje
  formado por E
• Se contaban las partículas dispersadas según
  ángulo de giro

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Descubrimiento del neutrón
J. Chadwick, 1932

• Po partículas alfa chocaban contra Be (Berilio)
• En el extremo opuesto se observaban la emisión de
  gran cantidad de protones
• ?Qué hay entre medias?

51
Descubrimiento del neutrón
J. Chadwick, 1932

• ?Qué hay entre medias? Radiación de partículas
  neutras de masa muy similar a la del protón.
  NEUTRÓN

52
(No Transcript)
53
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