Los componentes del átomo

El átomo
Estructura electrónica
del átomo
*

09/05/2013Gloria Angélica Fuentes Zenteno 2
*2.1 El átomo
2.1.1 Concepto
2.1.2 Modelos atómicos
2.1.3 Función de los átomos en los cambios físicos, químicos y
nucleares
2.1.4 Isótopos
2.1.5 Iones
2.2 Estructura electrónica del átomo
2.2.1 Fundamentos de la teoría cuántica ondulatoria
2.2.2 Principios de la teoría cuántica
2.2.3 Números cuánticos
2.2.4 Configuración electrónica
Regla de Auf-Bav
Regla de Hund
Electrón diferencial

*
Concepto según Dalton:
Se define como la unidad
básica de un elemento
que puede intervenir en
una combinación
química.
Extremadamente
pequeña e indivisible
De 1850-siglo XX
Tiene estructura interna
con partículas
subatómicas:
Protones, Neutrones y
Electrones.
La masa del núcleo
constituye la mayor
parte de la masa total.
El núcleo ocupa sólo
1/10^13 del volumen
total del átomo.

*Descubierto a través
del tubo de rayos
catódicos
*Partículas con carga
negativa
*Thompson relacionó la
carga eléctrica y la
masa: -1.76x10^8 C/g
*Millikan encontró la
carga de un electrón: -
1.6022x10^-19 C.
*La masa es
9.10x10^-28 g
*Localizados en el
núcleo del átomo
*Poseen carga positiva
*Tienen la misma carga
que los electrones
*Su masa es de
1.67262X10^-24 g,
*Aproximadamente 1840
veces la masa del
electrón

*
*Rutherford propuso la
existencia de otra
partícula subatómica
en el núcleo
*James Chadwick lo
probó en 1932 y los
llamo: neutrones
*Partículas
eléctricamente neutras
*Masa ligeramente
mayor que la de los
protones
*Masa: 1.67493x10^-24 g
*Cero carga eléctrica

MODELOS ATÓMICOS DE LA ESCUELA GRIEGA
Tales de Mileto
El agua
constituye la
materia
Anaximandro
Sustancia
primordial
(apeiron)
Intangible
Impalpable
Heráclito de Efeso
Fuego
etérico
Empédocles
Cuatro elementos
Agua, aire, tierra
y fuego
Dos fuerzas
divinas
Atracción -
repulsión
Leucipo
Inicio escuela
atomista
La materia se
divide en
trozos
pequeños que
ya no se
dividen
De Demócrito
Átomos diferentes
en tamaño y
forma
Distintas
propiedades
Átomo indivisible
Tomada en
cuenta 2000 años
después

MODELOS ATÓMICOS
De Dalton
(1803)
Bola de billar
Proporciones
definidas
Proporciones
múltiples
Propuso
primeros
símbolos
De Thomson
(1897)
Pudín con
pasas
rabajó con
tubos de alto
vacío
Demostró:
rayos catódicos
eran partículas
de carga
negativa
Descubridor
del electrón
De Rutherford
Núcleo
atómico con
mayor
materia
Electrones
giran
alrededor
del núcleo
Primera
reacción
nuclear
De Bohr
Electrones
giran alrededor
del núcleo con
energía
constante
Orbitas
circulares
Niveles de
energía
Primer número
cuántico
De Sommerfeld
Segundo
número
cuántico
Propone
subniveles
de energía
Orbitas
circulares y
elípticas
Grados de
excentricidad
Cuántico
Principal
“n”
Secundario
“l”
Magnético
“m”
De espín
“s”

*
Físicos:
*Varía la apariencia
física
*No cambia la
composición ni la
estructura
*Sólo cambia el
tamaño, forma, posició
n o estado de
agregación
Químicos:
*Dos o más sustancias
(reactantes) se
transforman en otras
(productos)
*Cambia la composición
y propiedades
*Cambio de color, de
temperatura
*Formación de gases o
de precipitados

NUCLEARES:
*Implican la
transformación de los
átomos
*Implican una gran
cantidad de energía
*Por fusión o fisión
Fusión nuclear:
*Dos núcleos atómicos se
unen para formar uno
de mayor peso
Fisión nuclear:
*Proceso nuclear
*El núcleo se divide en
dos o más núcleos
pequeños
LOS ÁTOMOS Y LOS CAMBIOS

*
*

*

*
Indica el número de protones , neutrones y electrones
para cada uno de los siguientes elementos:
Elemento Protones Neutrones Electrones
8 17 - 8 = 9 8
80 199 – 80 = 119 80
80 200 – 80 = 120 80
29 63 – 29 = 34 29

ION
Átomo (s) con carga neta
Carga
Catión
Carga neta
positiva
Perdida de
electrones
Anión
Carga neta
negativa
Ganancia
de
electrones
Compuesto
iónico
Formado
por
cationes
y aniones
Combinarlos
Monoatómicos
Contienen
sólo un
átomo
Poliatómicos
Contienen
más de un
átomo

*

*
En el siglo XIX los intentos para comprender el
comportamiento de los átomos y de las moléculas no fue
exitoso del todo. La física clásica asumía que los átomos y
las moléculas emitían o absorbían cualquier cantidad de
energía radiante.
Planck (1900) proponía que los átomos y las moléculas
emitían o absorbían energía sólo en cantidades discretas
como pequeños paquetes o cúmulos.
Cuanto es la mínima cantidad de energía (E=hv) que se
puede emitir o absorber en forma de radiaciones
electromagnéticas. H: constante de Planck , v es la
frecuencia de radiación
sJx 34
1063.6

En 1905 Albert Einstein utilizó la teoría cuántica de Planck
para resolver el misterio del efecto fotoeléctrico.
Efecto fotoeléctrico es un fenómeno en el que los electrones
son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se
han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia
mínima, y que se conoce como frecuencia de umbral.
El número de electrones liberados era proporcional a la
intensidad (brillantes) de la luz.
Los electrones no se liberaban cuando la frecuencia no llegaba
al umbral.
Einstein dedujo que cada una de las partículas de luz
(fotones) debe poseer una energía E (E=hv).
la luz posee propiedades tanto de partícula como de onda.

*
Las investigaciones de Einstein prepararon el camino para
resolver otro “misterio” de la física del siglo XIX: los
espectros de emisión de los átomos (espectros
continuos o de líneas de radiación emitida por las
sustancias).
Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las
líneas características de un espectro atómico se emplean
en el análisis químico para identificar átomos
desconocidos, de la misma forma en que las huellas
digitales sirven para identificar a una persona.
En 1913 Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica
del espectro de emisión del átomo de hidrógeno.

*
*Los electrones se movían en orbitas circulares
*Cada orbita tiene una energía particular (cuantizada)
*Demostró que las energías que tiene el electrón en el
átomo de hidrógeno están dadas por:
* = constante de Rydberg =
*n = número cuántico principal
*- indica que la energía del electrón del átomo es menor que
la energía del electrón libre (0)
*Cuando n=1, estado energético más estable (estado
fundamental o nivel basal), estado de energía más bajo.
)
1
( 2
n
RE Hn
HR Jx 18
1018.2

*
En 1924 Louis de Broglie dio respuesta al por qué las
energías del electrón de hidrógeno eran cuantizadas.
De Broglie razonó que si las ondas luminosas se comportan
como una corriente de partículas (fotones), quizá las
partículas como los electrones tuvieran propiedades
ondulatorias.
Un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda
estacionaria. Cuanto mayor sea la frecuencia de
vibración, menor la longitud de la onda estacionaria y
mayor el número de nodos.
Como la energía del electrón depende del tamaño de la
orbita se debe de cuantizar.

*
Clinton Davisson, Lester Germer y G. P. Thompson
demostraron que los electrones poseen propiedades
ondulatorias.
Werner Heisenberg formuló la teoría principio de
incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con
certeza el momento p (definido como la masa por la
velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.
En 1926 Erwin Schrödinger formuló una ecuación que
describe el comportamiento y la energía de las partículas
subatómicas en general; incorpora el comportamiento de
partícula (masa), como el de onda (función de onda) que
depende de la ubicación del sistema en el espacio.

*
Con la ecuación de Schrödinger comenzó una nueva era en
la física y la química, ya que dio inicio un nuevo campo, la
mecánica cuántica (mecánica ondulatoria). de 1913 a 1926
se le conoce como “vieja teoría cuántica”
La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados
de energías que puede ocupar el electrón del átomo de
hidrógeno e identifica las respectivas funciones de onda. Los
estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan
por un conjunto de números cuánticos.

*
Para describir la distribución de los electrones en el
hidrógeno y otros átomos, la mecánica cuántica precisa de
tres números cuánticos (derivados de la ecuación de
Schrödinger):
*Número cuántico principal
*Número cuántico del momento angular
*Número cuántico magnético
*Número cuántico de espín

*
*El número cuántico principal (n) puede tomar valores
enteros de 1, 2, 3, … etc.
*Define la energía de un orbital
*Se relaciona con la distancia promedio del electrón al
núcleo en determinado orbital
*Cuanto mayor es el valor de n, mayor es la distancia
entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y en
consecuencia el orbital es más grande.

*
*Expresa la forma de los orbitales
*Los valores de l dependen del valor del número cuántico
principal, n.
*L tiene los valores posibles de 0 hasta n-1
*El valor de l se designa con las letras s, p, d, f, g, h, ……
La secuencia especial de letras s, p, y d tiene origen histórico:
*Líneas finas (sharp) s
*Líneas difusas d
*Líneas intensas o principales p
l 0 1 2 3 4 5
Nombre
del orbital s p d f g h

*
*Describe la orientación del orbital en el espacio
*Depende del valor que tenga el número cuántico del
momento angular
*Para cierto valor de l existen (2l+1) valores enteros
de m
*El número de valores que tenga m indica el número
de orbitales presentes en un subnivel

*
*Define el giro del electrón
*En sentido de las manecillas del reloj
*En sentido contrario a las manecillas del reloj
*Toma valores de +1/2 o -1/2
*El movimiento del espín es aleatorio
*Los electrones presentes en el átomo:
*La mitad gira en una dirección y se desvían en un sentido
*La otra mitad gira en sentido opuesto y se desvían en sentido
opuesto

*
*Es la manera en que están distribuidos los
electrones entre los distintos orbitales atómicos
*También es posible representarla por medio de un
diagrama de orbital que muestra el espín del
electrón
*Se puede determinar a partir del Principio de
Exclusión de Pauli

*
*Establece que no es posible que dos electrones de un
átomo tengan los mismo cuatro números cuánticos
Sustancias
Diamagnéticas
Espines apareados o antiparalelos
Efectos magnéticos cancelados
Repelidas por un imán
Paramagnéticas
Contienen espines no apareados
Atraídas por imán

*
Establece que la distribución electrónica más estable en los
subniveles es la que tiene el mayor número de espines
paralelos
Ejemplo:
*Configuración electrónica del carbono (Z=6)
1s 2s 2p 2p
Configuración electrónica del nitrógeno (Z=7)
1s 2s 2p 2p 2p
222
221 pss
322
221 pss

*
*Establece que cuando los protones se incorporan al
núcleo de uno en uno para construir los
elementos, los electrones se suman de la misma
forma a los orbitales atómicos.

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