• En 1898 Thomson propone El átomo es una esfera de

carga eléctricamente positiva con pequeñas incrustaciones de carga negativa que llamó

y que se encuentran en número suficiente para neutralizar la carga positiva.

Descubriendo al átomo

• En 1808 Dalton postula:El átomo es indivisible.

electrones

A esas partículas negativas se las

llamóelectrones

(1897)

Los Rayos Catódicos son un chorro de partículas cuya relación

q/m = - 1,76 108

C/g

Experimentos en Tubos de Descarga posibilitó el descubrimiento de:

los rayos catódicos

Descubrimiento del núcleoExperiencia de Rutherford

Bombardea lámina de oro con partículas alfa con la sorpresa de que la mayoría la atraviesan sin desviarse, muy pocas se desvían y algunas rebotan (poquísimas ).

Conclusiones que llevan al modelo atómico de

Rutherford (1911)»El átomo está prácticamente vacío.»Toda la masa del átomo se concentra en un núcleo,

pequeñísimo y muy denso, de carga positiva, pues repele las partículas alfa.

»Los electrones deben girar alrededor del núcleo en órbitas a grandes distancias del núcleo.

Constitución básica del núcleoRutherford demuestra que los componentes básicos de los núcleos de todos los átomos son los

Protones(partículas elementales cuya carga es de igual valor absoluto a la carga del electrón, pero de signo positivo)

NeutronesMasa ligeramente superior a la del protón, pero sin carga

Chadwick (1932)

Pero la masa de los núcleos de los átomos más pequeños venía a ser aproximadamente el doble de la correspondiente a los protones presentes

Pares protón-electrón

(neutros)

Número atómico (protones)

Número másico(nucleones: protones +

neutrones)

P+

n

P+

nn

nP+

P+ n

P+

n

P+

P+

n

XA

Z

para completar la masa que faltaba

Orígenes de la Teoría Cuántica

El modelo de Rutherford se basa en los principios de la mecánica clásica:

El electrón acabaría cayendo sobre el núcleo.

Experimentalmente, los espectros de emisión de los átomos son discontinuos.

Esa energía emitida presentaría un espectro de emisión continuo.

Una partícula cargada en movimiento emite energía continuamente.

MODELO ATÓMICO DE BOHR

TEORÍA CUANTICA DE PLANCK TEORÍA CORPUSCULAR DE EINSTEIN

ENERGÍA ESTÁ CUANTIZADALA LUZ TIENE NATURALEZA DUAL

(ONDA Y PARTÍCULA)

basado en

sostiene que sostiene que

E = h PARTÍCULA (Efecto fotoeléctrico,

Efecto Compton)ONDA (Reflexión, difracción)

POSTULADOS DE BOHR

Modelo atómico de Bohr (1913)

POSTULADOS DE BOHR

Los electrones giran alrededor del núcleo

sin emitir energía

Fc = Fe

Las órbitas permitidas poseen un momento

angular múltiplo entero de h/2

m v R = n h/2

Los electrones cambian de órbita intercambiando

cuantos de energía

Ea – Eb = h

1º 2º 3º

mvR

kZ e e

R

vk Z e

m R

22

m k Z e R

m Rn

h

R nh

m k Z e

R n ma a

2 2 22

2

2

22

2 2

02

01 1

4

4

5 2 9 1 0

; ,

E E E m v

E k Z em R

n

k Z e p

h

E K

n

c p

1

2

12

1 4

2

2

2

2

2 2 4 2

2

2

n: Indica el orden de los niveles de energía y se le denomina

número cuántico principal

Intercambios energéticos

E fotón = h ν

= h c/λ

Fórmula de Rydberg.

Permite calcular la longitud de onda de cualquiera de las líneas que forman el espectro del hidrógeno:

1/λ = R (1/n12 – 1/n2

2)

n1, n2: números enteros positivos

(n1 < n2)

R: cte de Rydberg = 109677, 7 cm-1

En función del valor de n1 ,

podemos distinguir diferentes series en el espectro del hidrógeno:

n1 = 1: serie de Lyman

n1 = 2: serie de Balmer

n1 = 3: serie de Paschen

n1 = 4: serie de Brackett

n1 = 5: serie de Pfund

n1 = 6: serie de Humphreys

Limitaciones del Modelo de Bohr

Las órbitas de los electrones bajo la atracción del núcleo debían ser elípticas (Modificación de Sommerfeld)

Sólo es aplicable al átomo de hidrógeno y a los átomos o iones hidrogenoides.

En los espectros atómicos aparecen nuevos desdoblamientos (efecto Zeeman) y otros.

MODELOMECANO-CUÁNTICO

DUALIDAD ONDA-CORPÚSCULODE LOUIS DE BROGLIE

(1924)

E m c E h v

m c h v c o m o vc

hc

m c ch

m

s i c V Vh

m

2

2

2

PRINCIPIO DE INDETERMINACIÓNDE HEISENBERG

(1927) x p

h

4

las soluciones de la ecuación de onda nos informa del estado energético del electrón y de la función de onda asociada a ese

estado energético

MECÁNICA ONDULATORIADE SCHRÖDINGER

(1926)

2

2

2

2

2

2

2

2

80

x y zm

hE V

la fu n c io n d e o n d a d e sc r ib e e l c o m p o r t a m i e n to

o n d u la t o r io d e l e l ec t ro n

E e ne r g ia d e l e l e c tro n

V e n e rg i a p o t e nc i a l d e l e le c tr o n

( )

:

:

:

)z,y,x(20,0,1

La ecuación de Schrödinger da como solución una ecuación de estado que depende de tres números cuánticos.

n, l, ml nos ofrece la zona de máxima probabilidad de encontrar al electrón.

ORBITAL

m = - l,…, 0,…. + l

n =1, 2, 3, 4, …

Un orbital está determinado por el valor de los números cuánticos (n, l, ml)

Número cuántico principal, n

Cuantiza la energía total del electrón Número cuántico secundario, l

Cuantiza el módulo del momento angular del electrón Número cuántico magnético, ml

Cuantiza la orientación del momento angular del electrón

l = 0, 1,2, … (n-1)

Los números cuánticos

El cuarto número cuántico

• En 1928, se descubre que un electrón posee un momento angular o spin.

• En un campo magnético, el eje de rotación tiene sólo dos posibles orientaciones.

• Nueva definición de SPIN. Propiedad intrínseca de los electrones

MomentoMagnético

Direccióndel campomagnético

N

S

Nº cuántico de spin:ms = ½

MomentoMagnético

Direccióndel campomagnético

S

N

ms = -½