5 Generalid Est Atom 2009 2

ESTRUCTURA ATÓMICA

Q. F. GISELA OLIVEIRA BARDALES

MATERIA

La materia está formada por átomos.

Q. F. Gisela Oliveira Bardales

La estructura de la materiaThomson: rayoscatódicos (1897)

Rutherford/Bohr (1913) : modeloNuclear-orbital

Chackwick (1932) : neutrón

Gellman: modelo matemático (1964)

Acelerador SLAC (Stanford) 1970

Fermilab (1995)Q. F. Gisela Oliveira Bardales

http://www.desy.de/f/hera/fig/engl/e-parton.gif

http://www.aps.org/apsnews/0402/0402quark.jpg

• Filosofo griego que formuló la idea de una partícula diminuta e indivisible de la cual esta formada la materia.

• Dicha partícula fue llamada ÁTOMO (sin división).

Demócrito de Abdera


IDEAS GRIEGAS

• Los átomos, son infinitos y no tienen entre sí diferencias cualitativas (sólo se diferencian por su orden, figura y posición).

• El átomo, que llena una porción de espacio, es eterno e indestructible.

• Los átomos se mueven en el vacío, el cual es el lugar del movimiento.

• Todas las cosas están conformadas por átomos, incluso las almas (formadas por los átomos de movimiento más rápido).”


EL PADRE DE LA TEORÍA ATÓMICA

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico.

En 1808, Dalton publicó sus ideas sobre el modelo atómico de la materia las cuales han servido de base a la química moderna.


http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON (1808)

• La materia está formada por partículas discretas, diminutas, e indivisibles llamadas átomos, que permanecen inalterables en cualquier proceso químico.

• Los átomos de un mismo elemento son todos iguales entre sí en masa, tamaño y en cualquier otra propiedad física o química.

• En las reacciones químicas, los átomos ni se crean ni se destruyen, solo cambian su distribuición.


• Todos los átomos de un elemento poseen las mismas propiedades químicas.

• Los átomos de elementos distintos tienen

propiedades diferentes.


• Los Los compuestoscompuestos se forman al combinarse los átomos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. sencillas.

• En las En las reacciones químicasreacciones químicas, los átomos se , los átomos se intercambian de una a otra sustancia, pero ningún intercambian de una a otra sustancia, pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.un átomo de otro elemento.


LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES

• Los compuestos químicos están formados por "atómos de compuesto" (moléculas), todos iguales entre sí; es decir, cuando dos o más átomos de diferentes elementos se combinan para formar un mismo compuesto lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes.

NaCl

H2O


TEORÍA ATÓMICA DE J.J.THOMPSON

• Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.


MODELO ATÓMICO DE THOMPSON

• De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en

cuyo interior estaban incrustados los electrones. • Con esto el átomo deja de ser indivisible y además adquiere carácter eléctrico.• El átomo sigue siendo eléctricamente neutro


Rutherford..el alumno supera al maestro…

Rutherford fue discípulo de Thompson, desarrolló un modelo en el cual el átomo no es una esfera sólida, sino que está compuesto de un pequeño núcleo de carga positiva alrededor del cual giran los electrones como en un sistema planetario.

+

-

--

+

-

--

El átomo ya no es sólido sino que tiene espacios vacíos entre sus componentes, además los electrones están en movimiento…el movimiento provoca campos eléctricos y esto a su vez

implica energía.


TEORÍA ATÓMICA DE RUTHERFORD

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.


PAQUETES DE LA ENERGÍA

• En 1900 Planck propuso que la emisión de energía por radiación, se emitía en forma de “paquetes” o “quantos” también llamados fotones


LA ENERGÍA DE EINSTEN

E = hDonde:

• E = energía,

• h = constante de Planck = 6.33x10-34 Js = frecuencia de la radiación.


TEORÍA ATÓMICA DE NIELS BOHR

• Espectros atómicos discontínuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.


LOS NIVELES DE ENERGÍA

+

-

-

--

-+

-

-

--

-

• Basado en los trabajos de Max Plank, propuso un nuevo modelo atómico, en el cual introduce el concepto de cuantización de la energía.

• Bohr propone trayectorias circulares y niveles energéticos cuantizados.

• Aparece el número cuántico principal n, que determina un nivel de energía.

Niels Henrik David Bohr


Niveles de Energía “n”

Tienen menos energía

Tienen más energía

12

3 4


ESTADO BASAL O ESTACIONARIO


ESTADO EXCITADO

Absorbe energía


LIBERA ENERGÍA


Una pequeña mejora

Arnold Sommerfeld mejoró el modelo de Bohr.

Propuso órbitas elípticas con lo que nace el segundo número cuantico l, que da lugar a la forma del orbital


http://osulibrary.oregonstate.edu/specialcollections/coll/pauling/bond/pictures/large-portrait-sommerfeld.html

SUBNIVELES DE ENERGÍA

• Arnold Somerfeld, estudió la teoría de la relatividad de Albert Einstein.

• Realizó modificaciones al modelo atómico de Bohr.

• Planteando formas distintas para los orbitales

cuantizados de Bohr


LOS NEUTRONES

• J. Chadwik descubrió en 1932 los neutrones, partículas sin carga que se encuentran en el núcleo del átomo.

• Según Chadwick, los neutrones ayudan a mantener la estabilidad del núcleo, minimizando las fuerzas de repulsión entre protones.


TAMAÑO DEL ÁTOMO

• Los átomos tienen un diámetro de 0.1 - 1.0 nm.

• El núcleo (donde están lo protones y neutrones) tiene un diámetro de alrededor de 10-15 m.

TEORÍA ATÓMICA MODERNA

• El modelo atómico actual se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, fundada entre otros por:

• Werner Heissemberg (l925).

• Erwin Schrödinger (1926).


PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISEMBERG

• “..no se puede conocer la velocidad y posición del electrón simultáneamente..”


PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISSEMBERG

• No es posible conocer a un mismo tiempo la posición y velocidad de un electrón en un atomo.

• Se habla entonces de regiones en donde es

más probable encontrar al electrón: ORBITALES O NUBES ELECTRONICAS

PRINCIPIO DE DUALIDAD DE DE-BROGLIE (1923)

• Lo electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía) se comportan:

• partículas (masa)

• ondas (energía).


Max Born

Schrodinger

EL MODELO DE BORN-SCHRÖDINGER



• Schrödinger y Born, plantearon las Regiones Espacio Energéticas de Manifestación Probabilística Electrónica (REEMPE).

• Dichas regiones son subniveles de energía para cada nivel dado, y tienen una forma geométrica espacial determinada por la probabilidad de encontrar un electrón en dicha región,


PRINCIPIO DE SCHRÖDINGER (1926)

• La ecuación de onda presentada establece la relación entre la energía de un electrón y la distribución de éste en el espacio.

• En esta ecuación aparecen los parámetros cuánticos n, l, m


ESTRUCTURA DEL ÁTOMO • El NÚCLEO es la parte central del

átomo. Contiene:- partículas con carga positiva, los

protones, y

- partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones.

• La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones.

Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico, Z.


ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

• La CORTEZA es la parte exterior del átomo.

• En ella se encuentran los electrones, con carga negativa, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo.

• La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.• Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones.• El número atómico coincide con el número de electrones.


PARTÍCULAS SUBATÓMICAS…EL NÚCLEO

• El átomo está compuesto de protones, neutrones y electrones.

• El núcleo aglutina casi toda la masa del átomo y contiene los protones y neutrones.

• El protón tiene una masa de 1.673 x10-24 g, y una carga unitaria de 1.602 x 10-19 C.

• El neutrón el ligeramente más pesado que el protón con

una masa de 1.675 X10-24 g, pero no tiene carga.


PARTÍCULAS SUBATÓMICAS…LOS ELECTRONES

• El electrón tiene una masa relativamente pequeña de 9.79 X 10-28 g. (1/1836 veces la del protón) y una carga de –1.602 X 10-19 C. (igual en carga pero de signo opuesto a la del protón).

• La nube de carga electrónica constituye casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa un pequeña parte de su masa.


Masa Carga Símbolo

Nombre en gramos en uma eléctrica

Electrón 9.1093897x10-28 g .0005485712 uma 1- e-

Protón 1.674954x10-24 g 1.00727605 uma 1+ p+ o p

Neutrón 1.674954 x10-24 1.008665uma 0 n


EL MODELO ESTÁNDAR DE LA MATERIA

NUMERO ATÓMICO

• El numero atómico es el número de PROTONES que tiene un átomo.

• Ejemplo: el Li, cuyo número atómico es 3, posee tres protones en el núcleo.


PESO ATÓMICO

• Es la suma del peso de protones más el peso de los neutrones que tiene un átomo.

• El peso atómico está dado en unidades de masa atómica (uma)

1 UMA = 1.66 X 10-27 kg


• El peso molecular de una sustancia, es la suma de los pesos atómicos de los átomos que la conforman.

Ejemplo: H2O

P.M = (1.008 x 2) + 15.99 = 17.998

PESO MOLECULAR


NOTACIÓN ISOTÓPICA

XXXXAA

A – Número de masa = Nº Total Protones y Neutrones (peso atómicoA – Número de masa = Nº Total Protones y Neutrones (peso atómicoZZ

Z – Número atómico = Nº Total Protones o de ElectronesZ – Número atómico = Nº Total Protones o de Electrones

CC

C – Carga X – Símbolo del elemento C – Carga X – Símbolo del elemento

protonesAneutrones

neutronesprotonesA

ISÓTOPOS

• No todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.

• Isótopos. Las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

• Ejemplo: el carbono (C) siempre tiene 6 protones pero puede tener 6, 7 u 8 neutrones en el núcleo (isótopos).


Isótopos• C12: 6 protones + 6 neutrones, 98.89 % de abundancia en la naturaleza.• C13: 6 protones + 7 neutrones, 1.11 % de abundancia en la naturaleza. • C14: 6 protones + 8 neutrones, menor al 0.01 % de abundancia en la naturaleza.


Nombre Símbolo Protones Neutrones Masa atómica Abundancia natural

Hidrógeno 11H 1 0 1 99.985%

Deuterio 2 1H 1 1 2 0.015%

Tritio 31H 1 2 3 trazas

CORTEZA ATÓMICA: ESTRUCTURA

ELECTRÓNICA

• Las propiedades de los elementos dependen, sobre todo, de cómo se distribuyen sus electrones en la corteza.

• Esta distribución se puede representar mediante la configuración electrónica


Las ideas básicas son las siguientes:

1. Hay 7 niveles de energía, o capas (del 1, al 7).

2. Cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles: s, p, d, f.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales (máximo, 2 electrones cada uno).

1 orbital tipo s (máximo 2 electrones)

3 orbitales p, (máximo 6 electrones)

5 orbitales d y (máximo 10 electrones)

7 del tipo f. (máximo 14 electrones)


NÚMEROS CUÁNTICOS

• Son un conjunto de parámetros que describen la posición y la energía de un electrón en un átomo.

• El número cuántico principal n.

• El número cuántico l secundarioo azimutal.

• El número cuántico m.

• El número cuántico s o espin


El número cuántico principal n

• El numero cuántico n indica el nivel de energía en el cual se encuentra el electrón

n = 1,2,3,4…..


El número cuántico l secundarioo azimutal

• El número cuantico l determina la forma del reempe.

l = 0,1,2,3…(n-1)Ejemplo: Para n =3

l puede tomar los valores 0,1 ó 2,

• Cada valor, representa una forma diferente de orbital.


El número cuántico m

• Es el número cuántico de orientación o de impulso magnético. Se relaciona con el número de orientaciones espaciales del subnivel,

m = -l hasta lEjemplo: Para l =1

m puede tomar los valores -1,0, 1

• Cada valor representa una orientación diferente para orbitales de la misma forma


El número cuántico s o espin

• Describe la probabilidad de aceptación de un electrón en un orbital.

• Está relacionado con el giro del electrón.• Adquiere sólo dos valores:

• ½ y – ½ .

- ½+½


Interpretación simple de los números cuánticos

• Ejemplo 1: un electrón que esta en el nivel 1

• n = 1• l = 0, hasta n-1, • n -1 = 0 por lo que l sólo puede valer 0

• Es decir, para el nivel 1, la región (orbital) donde puede moverse el electrón sólo puede adquirir una forma geométrica, especificamente una esféra.

• Dicha región recibe el nombre de orbital “s”


ORBITALES “s”

Área de Química54

Tamaños de los orbitales “s”

Para el caso de l = 0 (orbital s), el número m sólo puede valer 0, es decir sólo una orientación espacial.

• Ahora bien, l = 0…., • m = -l, 0, l • Por lo que m sólo puede valer 0

Es decir, la esfera u orbital s sólo puede tener una orientación espacial.

• Finalmente, para nuestro electrón, el

número cuántico s puede valer -1/2 o 1/2


• Ejemplo 2: un electrón que está en el nivel 2

• n = 2

• l = 0, hasta n-1,…. n-1 = 1

• Entonces l puede valer 0, ó 1

•

• Es decir, que para el nivel 2, la región donde puede moverse el electrón puede adquirir dos formas geométricas (s y p).


Otros orbitales

• Cuando n = 4,

• l = 0,1, 2 ó 3

• En los casos l = 0 y l =1, sabemos que

tendremos orbitales s y p• En el caso l = 2 tendremos además

orbitales d


ORBITALES “p”Para el caso de l = 1 (orbital p), m puede valer -1, 0 o 1, es decir, tres posiciones espaciales.

m = 0m = - 1 m = + 1

Diagrama de los primeros 2 niveles de energía

Combinación de los 3 orbitales “p”

Forma y orientaciones espaciales del orbital d (l = 2)

m = -2 m = -1 m = 0 m = + 1 m = + 2

Orbitales s, p y d en conjunto

Orbitales f

ELECTRONES EN LOS ORBITALES

• Los orbitales son también regiones donde es probable encontrar los electrones moviéndose alrededor del núcleo atómico.

• Los electrones pueden moverse en dichas regiones pero con ciertas limitantes.


REGLAS PARA EL LLENADO DE ORBITALES

1. Principio de aufbau.

2. Regla de la máxima multiplicidad de Hünd.

1. Principio de exclusión de Pauli.


REGLAS PARA EL LLENADO DE ORBITALES

1. Los orbitales atómicos son ocupados por los electrones en orden ascendente de energía, es decir, primero, se llenaran los orbitales de los niveles mas bajos de energía.

2. En caso de que haya mas de un orbital con la misma energía, primero se llenaran parcialmente los orbitales con un electrón cada uno y si es necesario se acomodaran dos electrones por orbital.

2. Si dos electrones ocupan el mismo orbital, deberán tener spín opuesto.


PRINCIPIO DE EDIFICACIÓN PROGRESIVA O REGLA DE AUF – BAU.

Este principio establece que al realizar la configuración electrónica de un átomo cada electrón ocupará el orbital disponible de mínima energía

De acuerdo con la figura anterior el orden de ocupación

progresiva será:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,

4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d,

6p, 7s, 5f, 6d, 7p

Para un subnivel en los orbitales de un mismo tipo, los electrones ocupan cada orbital separado con electrones de spin paralelo antes de que dichos orbitales se ocupen por un par de electrones con spin opuesto. Por ejemplo, boro y nitrógeno.

REGLA DE HUND O PRINCIPIO DE LA MÁXIMA MULTIPLICIDAD ELECTRÓNICA

Se van ocupando primero los tres orbitales del subnivel (p) en un sentido .

REGLA DE HUND

PRINCIPIO DE EXCUSIÓN DE PAULI

Establece que no es posible que dos electrones en el mismo átomo tengan sus cuatro números cuánticos iguales es decir que en un orbital sólo puede haber como máximo 2 electrones siempre que tengan spin opuesto.

+ 1/2

- 1/2

• Según Pauli, cada electrón de un átomo tiene sus propios números cuánticos .

• Así un orbital tiene un máximo de dos electrones con espín opuesto. Así:

• El subnivel s tiene como capacidad máxima 2 electrones.

• El subnivel p con tres orbitales, 6 electrones.

• El subnivel d con cinco orbitales, 10 electrones y

• el subnivel f con siete orbitales, 14 electrones.

¿Cuantos electrones se ubican en un orbital?

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

• Es la manera en como están acomodados en los diferentes niveles y subniveles los electrones de un átomo.



7N 1s2 2s2 2p3

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

32Ge 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2 5p4



Configuración electrónica del 11NaConfiguración electrónica del 11Na

1s22s22p63s11s22s22p63s1

Nivel de energía

Nivel de energía Subnivel

de energía

Subnivel de energía

Número de electrones

Número de electrones

Electrón de valencia

Electrón de valencia

TIPOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

• Desarrollada:

• Semidesarrollada:

• Abreviada:

2 2 2 2 11 2 2 2 2x y zs s p p p

2 2 51 2 2s s p

2 52 2He s p

Electrones de valencia: responsables de las propiedades químicas

Electrones internos: poca influencia en reacciones químicas

ELECTRONES DE VALENCIA

SUSTANCIAS PARAMAGNÉTICAS Y DIAMAGNÉTICAS

• Un electrón tiene un espín que genera un momento magnético, es decir se comporta como un pequeño imán .

• Cuando un átomo tiene electrones desapareados la sustancia es PARAMAGNÉTICA.PARAMAGNÉTICA.

• CCuando todos los electrones de un átomo están apareados , los momentos magnéticos de los electrones se cancelan unos con otros y la sustancia es DIAMAGNÉTICADIAMAGNÉTICA.

• Las sustancias paramagnéticas son débilmente atraídas por un campo magnético.

• Las sustancias que tienen electrones no apareados son paramagnéticas.

• Las sustancias diamagnéticas son débilmente repelidas por un campo magnético.

• Un material es diamagnético si todos los electrones están apareados

Configuración electrónica y la Tabla Periódica

Representativos• Grupo IA ns1

• Grupo IIA ns2

• Grupo IIIA ns2 np1

• Grupo IVA ns2 np2

• Grupo VA ns2 np3

• Grupo VIA ns2 np4

• Grupo VIIA ns2 np5

Gases nobles ns2

np6

Elementos de transición

ns2 ( n-1) dx

x: 1 a 10

Elementos de transición interna

ns2 ( n-1) d0 (n-2) fx

x: 1 a 14

5 Generalid Est Atom 2009 2

Documents

Transcript of 5 Generalid Est Atom 2009 2