SEMANA 3 ESTRUCTURA_ATOMICA

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ESTRUCTURA ATOMICA
FACULTAD DE INGENIERÍA
 ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA INDUSTRIAL
QUIMICA
Dr. Abel Inga Díaz
1
Según Demócrito, el átomo era la última unidad, después de la división física.
Después de este gran descubrimiento, ocurrió un aparente estancamiento de las investigaciones acerca de la estructura de la materia, hasta que en el siglo XIX, se iniciaron las primeras teorías atómicas.
teorías atómicas
Teoría atómica de Dalton: (1809).
Razonamiento: 1. La materia está formada por átomos
		2. La materia tiene masa
Por lo tanto Los átomos tienen masa.
Conclusión: Lo que diferencia a un átomo de otro no es la forma sino la masa.
Postulados.
Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
Todos los átomos de un elemento dado, tienen propiedades idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros elementos.
MODELO DE THOMSON:
Propuso que un átomo podía visualizarse como una esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encuentran los electrones como si fuera un “pastel de pasas”.
La carga positiva esta distribuida de manera uniforme, dentro de la esfera se encuentran los electrones.
Determinó la relación entre la carga (e-) y la masa (m) de los electrones. e/m = 1,7588 x 108 coulomb por gramo.
Los electrones son partículas presentes en todos los átomos, y todos los átomos contienen un número integral de electrones.
Mas tarde Millikan determinó la carga del electrón: 
	e- = 1,60219 x 10-19 coulomb
Modelo atómico de Perrin
Modificó el modelo atómico de Thomson, sugiriendo por primera vez que las cargas negativas son externas al "budín".
En 1895 el físico francés Jean Baptiste Perrin encontró que los rayos catódicos depositaban carga en un electroscopio, con lo que confirmó que se trataba de partículas cargadas. 
Fue por aquellas fechas que el inglés Joseph John Thomson se interesó en medir la velocidad de dichas partículas.
Modelo atómico de Rutherford
Utilizó una lamina de oro, y la irradió con partículas  provenientes de una fuente radiactiva.
Partículas alfa = núcleo de He4
La mayor parte del átomo está vacío.
La masa se concentra principalmente en la zona central, llamada núcleo. Tiene carga positiva.
Los electrones se mueven alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares, en una zona denominada corteza
La corteza es casi un espacio vacío, inmenso en relación con las dimensiones del núcleo. 
Eso explica que la mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina de oro sin desviarse. 
Aquí se encuentran los electrones con masa muy pequeña y carga negativa. Como en un diminuto sistema solar, los electrones giran alrededor del núcleo, igual que los planetas alrededor del Sol. 
 
Los electrones están ligados al núcleo por la atracción eléctrica entre cargas de signo contrario. 
El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. 
Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear. 
Modelo Atómico de Bohr
El físico danés Niels Bohr postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico.
Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. 
El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. 
Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida, 
Niels Bohr se basó en el átomo de hidrógeno para realizar el modelo que lleva su nombre. 
Bohr intentaba realizar un modelo atómico capaz de explicar la estabilidad de la materia y los espectros de emisión y absorción discretos que se observan en los gases. 
Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón. 
El modelo atómico de Bohr partía conceptualmente del modelo atómico de Rutherford y de las incipientes ideas sobre cuantización que habían surgido unos años antes con las investigaciones de Max Planck y Albert Einstein.
Debido a su simplicidad el modelo de Bohr es todavía utilizado frecuentemente como una simplificación de la estructura de la materia.
Modelo atómico de Sommerfeld
En 1916, Arnold Sommerfeld (1868-1951) con la ayuda de la teoría la reactividad de Albert Einstein (1876-1955) hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:
a) Los electrones se mueven alrededor del núcleo en orbitas circulares o elípticas.
b) A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el nivel.
c) 	El electrón una corriente.
Para describir los nuevos subniveles, Sommerfeld introdujo un parámetro llamado numero quántico azimutal, que designo con la letra l. 
El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. Sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía, mostrando que algo andaba mal en el modelo. conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.
Modelo atómico de Schrödinger
El modelo atómico de Schrödinger es un modelo cuántico no relativista se basa en la solución de la ecuación de Schrödinger para un potencial electrostático con simetría esférica, llamado también átomo hidrogeno idee.
El modelo de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno. En los espectros realizados para otros átomos se observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía. Algo andaba mal. La conclusión fue que dentro de un mismo nivel energético existían subniveles.
En 1916, Arnold Sommerfeld modifica el modelo atómico de Bohr, en el cual los electrones sólo giraban en órbitas circulares, al decir que también podían girar en orbitas elípticas.
Modelo atómico de Dirac-Jordan
El modelo atómico de Dirac-Jordan, es el que desarrollo Schrödinger, basado en el descubrimiento de los científicos anteriores.
Una de las consecuencias que se pueden deducir de la ecuación de Schrödinger, es el principio de incertidumbre.
Este principio establece limites para la precisión con que se pueden medir ciertos parámetros.
 
Modelo atómico actual
Fue Erwin Schrödinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación de Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. 
La solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital.
Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su veracidad, se consideran los siguientes:
	1.	La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño. 
	2. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético.	
	3.	La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones del átomo.
	4.	La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia.
¿Qué es el átomo?
Es	la	mínima
representativa	de
elemento químico. Se define como un sistema energético dinámico en equilibrio electroestático. Antiguamente se pensaba que era
indivisible, pero hoy en día se
sabe	que	es	divisible	en
diversos procesos. Consta de
2	partes:	núcleo	atómico	y
zona extranuclear.
Zona extranuclear
porción
un
Núcleoatómico
Protones (p+)
Neutrones (n0)
Electrones (e-)
Características de las párticulas subtómicas fundamentales
	Partícula	Símbolo	Carga Absoluta (C)	Masa Absoluta (kg)	Descubridor
	Electrón	e-	-1.60 x10-19	9.11 x 10-31	Thomson ( 1897)
	Protón	p+	+1.60 x10-19	1.673x10-27	Rutherford(1919)
	Neutrón	n0	0	1.675x10-27	Chadwick (1932)
Del cuadro se deduce:
Orden de masas:	mn > mp > me
mp = 1836 me
Carga :	p+	=
e-
Notación de un núclido
E
A
Z
Símbolo del
elemento
Número de masa
Número atómico
NÚMERO ATÓMICO (Z)
Llamado también carga nuclear.
Es aquel parámetro que nos indica la cantidad de protones que posee el núcleo de un átomo.
Permite identificar a un elemento químico.
		Z = # protones = # p+	
		En un átomo neutro:	# p+ = # e-	
Número de masa (A)
Llamado también número de nucleones fundamentales.
Nos indica el número total de protones y neutrones que están presentes en el núcleo del átomo.
		A = # protones + # neutrones	
Ejemplo: Completar el siguiente cuadro
		A = Z + N	
		N = A - Z	
		Núclido	A	Z	N	p+	e-	
		23 Na
11	23	11	12	11	11	
		56
Fe
26	 
 56 	 
 26	 
 30	 26	 26	
		80 Br
35						
		235
U						
		92						
Tipos de núclidos
1. ISÓTOPOS
También llamados hílidos, son átomos de un mismo elemento químico, por tanto poseen igual numero de protones, diferente numero de neutrones y diferente numero de masa. Los isotopos poseen propiedades químicas iguales y propiedades físicas diferentes.
El nombre de isotopos se debe a que ocupan el mismo lugar en la tabla periódica porque pertenecen al mismo elemento (iso= igual ; topo = lugar)
Ejemplo:
					
		1	H
1	2	H
1	3 H
1	
2. ISÓBAROS
Son núclidos que pertenecen a elementos diferentes, poseen igual numero de masa, diferente numero atómico y diferente numero de neutrones, es decir igual numero de nucleones fundamentales.
iso = igual ; baro = masa
Son núclidos con propiedades físicas y químicas diferentes.
Ejemplo:
		40
Ar
18	
		40
Ca
20	
ISÓBAROS
18 protones
22 neutrones
40 nucleones
20 protones
20 neutrones
40 nucleones
3. ISÓTONOS
		23
Na
11	
		24
Mg
12	
Son núclidos pertenecientes a elementos diferentes. Poseen diferente numero de protones e igual numero de neutrones; por lo tanto tienen diferentes números de masa: También son núclidos con propiedades físicas y químicas diferentes.
Ejemplo:
ISÓTONOS
protones
neutrones
23 nucleones
12 protones
12 neutrones
24 nucleones
IONES
Los iones pueden ser átomos individuales (ión monoatómico) o grupo de átomos (iones poliatómicos) que poseen carga eléctrica neta diferente de cero debido a la pérdida o ganancia de electrones.
Pueden ser: cationes y aniones.
Un catión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, debido a la pérdida de electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo.
1. CATIÓN
Ejemplo:
		27
Al
13	
		27	+3
Al
13	
pierde 3 e-
Átomo neutro
Catión trivalente
#p+ = 13
#e- = 10
#n0 = 14
2. ANIÓN
Un anión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica negativa, esto es, con exceso de electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo.
Ejemplo:
16
O
8
		16	-2
O
8	
gana 2 e-
Átomo neutro
Anión divalente
#p+ = 8
#e- = 10
#n0 = 8