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
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
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.
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.
orbital s
Orbitales p: p
x, p
yy 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
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.