Clase N°3 para enviar

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QU Í MI C A G E N E R A L Y OR G Á N I C A EN F ER MER I A 2 01 2

Estructura atómica

Profesor: Dra. Patricia Pizarro C.

1

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10 –6_{sec 10}–4_{sec 3 min 15 billones}

de años

Plasma

Quark-Gluón Nucleones Núcleos Átomos

Universo

Experimento

Big Bang

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400a.C. 1803 1895 1896 1897 1898 1909 1911 Demócrito Materia=átomos J. Dalton Teoría atómica W. Roentgen Rayos X H. Becquerel Radioactividad J.J. Thomson Electrón

M. y P. Curie

Radio y polonio

R. Millikan Carga-electrón E. Rutherford Núcleo átomo 1913 N. Bohr Modelo capas Desarrollo histórico de los Modelos Atómicos

3

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El átomo en la antiguedad

Los inicios de la teoría atómica se remontan al Siglo V a.C

La filosofía atomista de Leucipo y Demócrito podía resumirse en:

 1.- Los átomos son eternos, indivisibles, homogéneos e invisibles.

 2.-Los átomos se diferencian en su forma y tamaño.

 3.- Las propiedades de la materia varían según el agrupamiento de los átomos.

Demócrito

Leucipo

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Teoría atómica de Dalton

Teoría atómica de John Dalton Otras leyes que

concuerdan con la teoría atómica de Daltón

La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos, los cuales no se crean ni se destruyen.

Ley de conservación de la materia, propuesta por Antoine Lavoisier.

Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en peso, tamaño y propiedades químicas.

Los átomos de elementos diferentes también son diferentes.

Los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en relaciones numéricas enteras y sencillas para formar compuestos.

Ley de las proporciones definidas de Proust.

Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en distintas proporciones numéricas para formar más de un compuesto

Ley de las proporciones míltiples de Dalton

5

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Roentgen y los rayos X

El 8 de Noviembre de 1895 ,trabajando con tubos de rayos catódicos, Röntgen descubrió que del ánodo (la terminal a la que llegan los rayos catódicos) salían emanaciones a las que denominó rayos X, dado que no conocía su naturaleza.

Los rayos catódicos van del cátodo al ánodo; al recibir el impacto de estas partículas el ánodo emite rayos X que llegan a la placa de platinocianuro de bario y esta sustancia emite una luz.

(7)

Roentgen y los rayos X

7

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El átomo Divisible

Modelo atómico de Thomsom

El experimento de Thomson

J. J. Thomson demostró en 1897 la existencia de partículas cargadas negativamente, los electrones, al estudiar los rayos catódicos. Además, determinó la relación entre la carga y la masa de los electrones, demostrando que esta relación era constante e independiente del material utilizado.

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Modelo atómico de Thomson

J. J. Thomson, después de medir las características del electrón, intuyó la existencia de carga positiva en el átomo, dada la neutralidad de la materia. Propuso un modelo de átomo que consistía en una esfera

maciza cargada

positivamente, en la que se hallaban incrustados los electrones, con carga negativa, como si fuera «un pastel esférico, relleno de pasas».

9

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Experiencia de Rutherford

Experiencia de Rutherford

La experiencia de E. Rutherford, en 1911, consistía en bombardear con partículas alfa (partículas positivas) una finísima lámina de oro; detrás de la lámina se colocaba una placa fotográfica para estudiar las trayectorias de las partículas. Ocurría lo siguiente:

 1. La mayoría de las partículas atravesaba la lámina de oro sin desviarse.

 2. Una pequeña proporción atravesaba la lámina con una ligera desviación en su trayectoria.

 3. Solo una de cada 10.000 partículas rebotaba y no atravesaba

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Modelo atómico de Rutherford

Basándose en su experimento, Rutherford estableció el siguiente modelo atómico:

 El átomo está formado por un núcleo y una corteza

 En el núcleo se concentra la carga positiva (protones) y la mayor parte de la masa del átomo.

 En la corteza, girando alrededor del núcleo, los electrones. Esta zona ocupa la mayor parte del volumen atómico.  Un poco después, en 1920, Rutherford

propuso la existencia de otra partícula en el núcleo. La denominó neutrón, tendría la masa del protón y carecía de carga. La evidencia experimental de esta partícula no se tuvo hasta 1932 con los experimentos de Chadwick.

11

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BECQUEREL y los esposos CURIE (1896)

 La radiactividad es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. Es el

proceso de ruptura espontánea de los átomos, durante el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado por:

Composición Carga

Rayos ALFA () 2 protones y 2 neutrones (llamados también

núcleos de Helio) 2

+

Rayos BETA () Electrones de alta energía 1

-Rayos GAMMA () Radiación Electromagnética de Longitud de

onda muy corta (Alta Energía) 0

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Problemas al modelo de Rutherford

Cuando Rutherford enunció su modelo, no tuvo en cuenta algunos trabajos publicados por sus contemporáneos y que ponían en evidencia ciertos aspectos negativos de su teoría.

El principal inconveniente del modelo de Rutherford radica en que si los electrones, que son partículas cargadas, están girando alrededor del núcleo, van perdiendo energía y acabarían precipitándose sobre él en un tiempo muy pequeño.

13

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Modelo atómico de Niels Bohr

Se basó en los estudios de espectro de emisión de los átomos y en la teoría de los Cuantos;

 Emisiones de los átomos: la luz que emite un elemento se conoce como su espectro y cada elemento tiene uno diferente.

 Teoría de los Cuantos: Propuesta por Planck (1900). En una reacción química no puede intervenir una cantidad de materia inferior a un átomo. Igualmente hay una cantidad mínima de energía que se puede emitir, que es el fotón o cuanto

.

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Postulados del Modelo de Niels Bohr

 El átomo está constituido por un núcleo central donde se

localiza la carga positiva y casi toda la masa, y el electrón,

describe orbitas circulares alrededor del núcleo.

 2. El electrón gira alrededor del núcleo siguiendo orbitas cuyo

radio esta definido por la ecuación: r= πnh/2 mv. A mayor radio

mayor energía tiene el electrón en esa orbita.

 3. Cuando un electrón se mueve en una orbita de radio definido

tiene una energía constante y no gana ni pierde energía, se dice que esta en un una orbita fundamental o basal.

Cuando el electrón es excitado y pasa de una orbita a otra se produce una emisión o absorción de energía en forma de luz (fotón)

15

(16)

….

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Modelo atómico actual

Fue desarrollado por Erwin Schrodinger, en el que se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.

Supone que el núcleo esta rodeado por una nube tenue de electrones que retiene el concepto de niveles estacionarios de energía.

Pero a diferencia de Bohr, no le Atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad.

Este modelo surgió a partir del comportamiento de la luz y de la teoría cuántica de Max Planck

17

(18)

Modelo atómico actual

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Nubes de probabilidad de Schrödinger

19

(20)

(21)

 Del modelo atómico anterior surgió de los estudios del comportamiento de la luz y de la teoría cuántica.

 La luz ondula como una forma de energía radiante o electromagnética.

 En 1900, Max Planck, experimentó y analizó las radiaciones emitidas

por sólidos sometidos a diversas temperaturas, descubrió que los átomos y las moléculas emiten energía en forma de paquetes o quantums, únicamente en números enteros múltiplos de cantidades

bien definidas

 Principio de incertidumbre: de Heisenberg,. Determinó que es imposible en un momento dado saber la posición exacta y la velocidad del electrón en un nivel energético ya que para poder hacerlo se debe de “iluminar” al electrón con luz, y al hacerlo ésta desvía o cambia la velocidad del electrón (“lo que estudias lo cambias”).

¿Cómo ondula la luz?

21

(22)

Números Cuánticos

 Con el modelo atómico de Schrodinger basado en su ecuación de onda se obtienen un gran numero de soluciones respecto a la posición de los electrones.

 Tales soluciones se identifican como los números cuánticos (por la teoría de Max Planck.

 Cada electrón tiene un conjunto de cuatro números cuánticos, que lo especifican completamente; no hay dos electrones en el mismo átomo que tenga los mismos cuatro números cuánticos. Esa es una declaración más precisa del principio de exclusión de Pauli-

 Los números cuánticos se identifican como:



_{n, l, m , s.}

(23)

Números Cuánticos



_n

_{(numero cuántico principal), designa el nivel}

energético (orbital) en el cual se encuentra un electrón

dado; este numero expresa la energía de los niveles

dentro del átomo. Puede asumir valores de 1, 2, 3 , 4, 5,

6 y 7.



_l

_{(numero cuántico secundario), determina el orbital en}

el que se encuentra el electrón. Sus valores dependen

del valor del numero quántico principal n; estos van de

0 a … (n-1). Se explica mejor a continuación

23

(24)

Número cuántico secundario

 l= 0,

describe los orbitales “S” (

S

harp)

(25)

 l= 1,

describe tres subniveles u orbitales “p” (

p

rincipal)

25

(26)

Número cuántico secundario l=2

 l= 2,

describe cinco orbitales o subniveles “d” (

d

iffused)

(27)

Número cuántico magnético

m (numero cuántico magnético), representa la orientación en el espacio del giro del electrón alrededor del núcleo de un átomo. Sus posibles valores son - l pasando por el cero hasta +l.

 Es responsable de determinar la forma de la nube de probabilidad de un electrón. He aquí algunos ejemplos:

27

(28)

Número Cuántico de Spín

 s (numero cuántico spin), determina el giro del electrón sobre su propio eje, que sólo puede tener dos direcciones: uno en sentido de las agujas del reloj y el otro en sentido contrario. Puede tener valores numéricos de +1/2 y -1/2.

(29)

Dra. Ed. Patricia Pizarro C

29

 Se entiende por configuración electrónica del átomo como la distribución de los electrones en los diferentes orbitales atómicos.

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Configuración electrónica

 Según la mecánica cuántica las zonas donde es más probable encontrar los electrones son los orbitales atómicos.

 Los átomos pequeños poseen un núcleo pequeño con un número reducido de protones y electrones.

 Cuando un átomo es más grande, la probabilidad de que los electrones se encuentren en cierto lugar se distribuye y organiza de cierta manera. A esto se le conoce como configuración electrónica

(31)

Reglas para la configuración electrónica

 La configuración electrónica esta regida por las siguientes tres reglas:



Principio de Aufbau: los electrones en un átomo ocupan

los orbitales en orden creciente de energía.



Principio de exclusión de Pauli: un orbital puede estar

ocupado sólo por dos electrones con spin antiparalelo.

 Regla de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales con más de un subnivel energético, los electrones ocupan orbitales diferentes y con espines paralelos

31

(32)

l

0

1

2

3 n

1

2

3

4

5

6

7

2p6

3s2 3p6

4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 5f14

6d10 6f14

Regla de Aufbau

1s2

2s2

Configuración electrónica extendida de Aufbau

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6,5s2,4d10,5p6,6s2,4f14,5d10,6p6,5f14,6d10,7s27p6,6f14

(33)

Principio de exclusión de Pauli

Principio de exclusión de Pauli: un orbital puede estar ocupado sólo por dos electrones con spin

antiparalelo.

33

(34)

Regla de Hund

Regla de Hund: cuando varios electrones ocupan orbitales con más de un subnivel energético, los electrones ocupan orbitales

diferentes y con espines paralelos (ver ejemplo siguiente):

N

7

1s

2s

2px 2py 2pz

(35)

(36)

36

Sustancias para y diamagnéticas

(37)

2 2s

1

El Litio tiene tres electrones. Su tercer electrón ya

ocupa el siguiente nivel de energía, el orbital

2s. Entonces su configuración electrónica se escribe así:

39

(40)

l

0

1

2

3 n

1

2

3

4

5

6

7

2p6

3s2 3p6

4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 5f14

6d10 6f14

Regla de Aufbau

1s2

(41)

2

:

1s

= [

₈₆

Rn]

41

(42)

42

 Escriba la configuración electrónica y el diagrama de

orbitales para los siguientes elementos

:

₃

Li,

₁₁

Na,

19

K,

12

Mg,

13

Al,

14

Si,

9

F ,

17

Cl,

35

Br,

18

Ar.



¿

Que similitud encuentra en la configuración

(43)

43

Configuración electrónica de iones

Ion sodio Na

+



Configuración para el átomo neutro

11

Na (1s

2

2s

2

2p

6

3s

1

)



Configuración para el ion

Na

+

(44)

44

Configuración electrónica abreviada



Cuando el número atómico Z de los átomos es

(45)

45

Ejemplo 1: Escribir c.e. del

₁₃

Al

 El gas noble inmediatamente anterior es el neón

10

Ne,

luego la configuración electrónica. del Al debe

ser





Ne



3s

2

3p

1

Ejemplo 2: Escribir la c.e. del galio ₃₁

Ga

 El gas noble inmediatamente anterior es el ₁₈Ar , luego

la c.e. del galio será

(46)

46

Series isoelectrónicas

Aquellas configuraciones que presenten la misma cantidad de electrones.

Ejemplos:



El ion

Na

+

tiene idéntica configuración que el

₁₀

Ne

y el ion

Cl

-

_{con el}

18

Ar.



El

Al

+3

_{es isoelectrónico respecto del}

₁₀

Ne

