1. Conceptos generales 2. Modelos atómicos. 3. Teoría cuántica. Fundamentos. 4. Números cuánticos. 5. Distribución de los electrones en el átomo: configuraciones electrónicas ÁTOMO: Es la parte más pequeña de la materia que puede intervenir en un proceso

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EL    ÁTOMO

                   

   

1. Conceptos  generales   2. Modelos  atómicos.    

3. Teoría  cuántica.  Fundamentos.   4. Números  cuánticos.  

5. Distribución    de  los  electrones  en  el  átomo:  configuraciones  electrónicas    

ÁTOMO:  Es  la  parte  más  pequeña  de  la  materia  que  puede  intervenir  en  un  proceso  químico  (o   bien   es   la   parte   más   pequeña   en   que   se   puede   dividir   un   elemento   por   métodos   químicos   ordinarios.)  Término  introducido  por  Demócrito  de  Abdera  en  el  s      IV    aC,  y  recuperado  por   John  Dalton  en  1803  al  elaborar  su  teoría  atómica:  

 

-­‐La  materia  está  formada  por  átomos  indivisibles.  

-­‐Los  átomos  de  un  elemento  son  distintos  de  los  átomos  de  otro  elemento  diferente.   -­‐Los  compuestos  se  forman  por  la  unión  de  átomos  de  los  correspondientes  elementos   en  una  relación  numérica  sencilla.  

 

En   una   reacción   química,   los   átomos   se   agrupan   de   forma   diferente   a   como   lo   estaban   inicialmente,  pero  ni  aparecen  ni  desaparecen  

 

PARTÍCULAS  FUNDAMENTALES:  experiencias  realizadas  por  distintos  científicos  a  lo  largo  del   siglo  XIX,  demostraron  que  los  átomos  si  son  divisibles,  aunque  si  se  rompen,  deja  de  tener  las   propiedades  que  le  caracterizan.  Las  partículas  que  se    encontraron  fueron:  

 

- Electrón:  muy  ligeras  y  de  carga  eléctrica  negativa  (constituyen  la  unidad  de  carga   eléctrica).  Se  encuentra  en  la  zona  más  externa  del  átomo:  corteza  

- Protón:   la   misma   carga   que   el   electrón   pero   de   signo   opuesto.   Su   masa   es   muy   superior  a  la  del  electrón.  Se  halla  en  una  zona  central  llamada  núcleo  

- Neutrón:  masa  similar  a  la  del  protón.  Sin  carga  eléctrica.  Se  halla  junto  al  protón,   en  el  núcleo.  

 

NÚMERO  ATÓMICO  (Z):  nº  de  protones  que  hay  en  el  núcleo.  Es  identificativo  de  un  átomo.  Si   el  átomo  se  halla  en  estado  neutro,  coincide  con  el  nº  de  electrones.  

 

NÚMERO  MÁSICO  (A):  suma  de  protones  y  neutrones  que  conforman  el  núcleo                

 

Para  representar  un  átomo,  se  coloca  su  A  en  la  parte  superior  izquierda  de  su  símbolo,  y  en  la   inferior  izquierda,  su  Z.  Ejemplo  ,  sodio,  Z=11  y  A=23  

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                                                                                                                                ISÓTOPOS  

Mientras  que  no  es  posible  que  existan  dos  átomos  con  el  mismo  Z,  si  es  posible  que  dos  o  más   átomos   coincidan   en   el   nº   másico.   Son   los  isótopos:  átomos   con   el   mismo   nº   atómico,   pero   distinto  nº  másico.  Se  diferencian  por  tanto,  en  el  nº  de  neutrones.  Corresponden  al  mismo   elemento.  

         

                                                                                Isótopos  del  litio  

   

                                         

MASA  ATÓMICA:  puede  ser  considerada  como  la  masa  total  de  los  protones  y  neutrones  en   un   átomo   único   en   estado   de   reposo.   Dado   la   extrema   pequeñez   de   los   átomos,   no   es   práctico  utilizar  la  escala  de  masa  normal,  por  lo  que  se  ideó  una  nueva  unidad,  llamada  uma   (u)  ,  unidad  de  masa  atómica.  No  se  puede  pesar  un  solo  átomo  pero,  experimentalmente,  se   puede   determinar   la   masa   de   un   átomo   en   relación   con   la   masa   de   otro   elegido   como   referencia.   Por   acuerdo   internacional,   ese   átomo   es   el   isótopo   12   del   carbono.     Así   pues,   el   uma  es  una  masa  exactamente  igual  a  un  doceavo  de  la  masa  de  un  átomo  de    carbono-­‐12.    

En  la  tabla  periódica  no  aparece  la  masa  atómica  de  un  átomo  de  un  elemento,  sino  la  media   ponderada  de  las  masas  de  los  diferentes  isótopos  que  forman  dicho  elemento.  

 

Su  equivalencia  con  el  gramo  es  de  1,66.10-­‐24  g.  

Más  recientemente,  la  IUPAC  usa  la  llamada  masa  atómica  relativa,  que  es  la  relación  entre  la   masa  del  átomo  y  la  unidad  de  masa  atómica.  Expresada  de  esta  forma,  carece  de  unidades.    

Cálculo  de  la  masa  atómica  media  de  un  átomo:     Ejemplo:    

El   cloro   se   encuentra   en   la   naturaleza   como   mezcla   de   dos   isótopos,   Cl-­‐35   y   Cl-­‐37,   con   abundancias   relativas   del   75,   77%   y   24,   23%   respectivamente.   Calcula   la   masa   atómica   promedio  del  átomo  de  cloro.  

Datos:  masas  atómicas  de  los  dos  isótopos  34,97  u  y  36,  97  u.  

La  masa  atómica  del  cloro  es  la  media  ponderada  de  las  masas  de  los  isótopos  que  lo  forman,    

                 

         Mat(Cl)  =  34,97.  75,77    +  36,97.24,23  =  35,45                                                                                                              100  

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MODELOS  ATÓMICOS    

-­‐Thomson   (   1904)   :el   átomo   consistía   en   una   esfera   uniforme   de   materia   cargada   positivamente  en  la  que  se  hallaban  incrustados  los  electrones  de  forma  similar  a  un  pudin  de   pasas.  Este  sencillo  modelo  explicaba  el  hecho  de  que  la  materia  fuese  eléctricamente  neutra,   pues     la   carga   positiva   era   neutralizada   por   la   negativa.   Además   los   electrones   podrían   ser   arrancados  de  la  esfera  si  la  energía  en  juego  era  suficientemente  importante  como  sucedía  en   los  tubos  de  descarga.  

 

-­‐Rutherford  (1911):    Diseña  un  famoso  experimento  para  corroborar  el  modelo  de  Thomson,   pero  los  resultados  no  refrendan  este  último.    

   

                                                                 

 

                                                                                   

Rutherford   hizo   pasar   un   haz   de   partículas   alfa   (cargadas   positivamente,   emitidas   por   un   elemento   radiactivo   como   el   polonio,   Po)   a   través   de   una   rendija,   haciéndolo   incidir   en   una   lámina   de   oro   muy   delgada.   Los   resultados   del   experimento   se   visualizaban   en   una   placa   fotográfica  y  fueron:  

- La  gran  mayoría  de  las  partículas  a  no  sufrían  desviación  alguna  en  su  trayectoria.     - Algunas  eran  desviadas  un  cierto  ángulo    

-  otras,  muy  pocas,  eran  fuertemente  desviadas  al  atravesar  la  lámina  de  oro.      

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ESTRUCTURA  DEL  ÁTOMO  

 

Rutherford  llegó  a  la  conclusión  de  que  el  átomo  era  esférico  y  en  él  distinguía:    

- Núcleo:   en   el   centro,   donde   se   concentraba   toda   la   carga   positiva   y   casi   la   totalidad  de  la  masa  atómica;  la  partícula  portadora  de  la  carga  era  el  protón.  El   núcleo   ocupaba   un   espacio   muy   pequeño   comparado   con   el   volumen   total   del   átomo.   En   este   núcleo   debía   haber   otra   partícula   que   asegurara   la   estabilidad,   carente  de  carga  pero  de  masa    similar  a  la  del  protón.  Años  después  se  aisló  al  

neutrón  

- Corteza:  alrededor  de  dicho  centro,  giraban  los  electrones  a  una  gran  distancia  del   núcleo,  de  tal  suerte  que  el  átomo  podría  considerarse  prácticamente  hueco.  Ello   explicaría  que  la  mayoría  de  las  partículas  a  no  se  desviaran  al  atravesar  la  lámina   de  oro  mientras  que  las  que  sufría  desviación  eran  aquellas  que  se  aproximaban  al   núcleo  de  los  átomos  de  oro.    

 

- Dada   la   neutralidad   del   átomo,   las   partículas   positivas   y   negativas   debían   compensarse,  por  tanto,  el  nº  de  electrones  debía  ser  igual  al  de  protones.  

 

Sin   embargo,   este   modelo   era   inconsistente   con   los   postulados   de   la   Física   Clásica:   toda   partícula   en   movimiento   emite   energía   y   acabaría   por   caer   sobre   el   núcleo,   destruyéndolo.   Este   modelo   ha   sido   reformado   varias   veces   con   posterioridad   y   actualmente   aunque   se   acepta  que  en  torno  al  núcleo  con  carga  positiva  giran  los  electrones,  el  modelo  es  mucho  más   complejo.  

   

Configuraciones  electrónicas:      es  la  distribución  de  los  electrones  en  un  átomo.  

Los  electrones  se  sitúan  en  diferentes  niveles  en  torno  al  núcleo.  Los  que  estén  más  cercanos  a   él   estarán   más   fuertemente   atraídos   y   esta   fuerza   irá   disminuyendo   conforme   nos   alejamos   del  núcleo.    

Existen  7  niveles  que  se  representan  por  la  letra  n.  Cuanto  mayor  es  n,  mayor  es  la  energía   asociada  a  ese  nivel  ,  más  lejos  del  núcleo  está,  y  mayor  es  su  tamaño.  

 

En   cada   nivel   se   pueden   distinguir   subniveles   de   energía,   y   los   asociamos   a   los   llamados   orbitales:  s,  p,  d  y  f.    Sólo  caben  2  e  en  un  orbital.  

   

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orbital  s

   

   

                                                                                                                                                         

                                                                                                                                                     

Orbitales  p:  p

x

,  p

y

 y  p

z

                                                                                           

   

Distribución   electrónica   en   los   orbitales  :   los   electrones   de   un   átomo   se   colocarán   siempre   ocupando  los  orbitales  de  menor  energía  siguiendo  el  llamado  Diagrama  de  Moeller  :  

 

                                                 

Ejemplos  :  

                                       N(z=7)  1s2  2s2  2p3  

                             

                                 Na(z=11)  1s2  2s2  2p6  3s1  

 

                                 Fe(z=26)  1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d6  

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Diagramas   de   orbital;   es   una   forma   de   representar   los   electrones   en   sus   orbitales.   En   cada   orbital  caben  solamente  dos,  dispuestos  de  forma  opuesta.  Aquellos  electrones  que  no  tienen   pareja  se  denominan  desapareados.  

 

                                                                       

 

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