2 teoria atomica estructura atomica

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Teoría Atómica Estructura Atómica Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.

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Page 1: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Teoría Atómica Estructura Atómica

Prof. Dra. Claudia Paguèguy M.

Page 2: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Los filósofos desde los tiempos más antiguos han especulado acerca de la naturaleza del material fundamental del que está hecho el mundo:

Teoría Atómica

Demócrito (460 – 370 A.C) Concepto de átomo, partícula indivisible.

Aristóteles (384 – 322 A.C) Cuatro elementos, tierra, aire, fuego y agua

Page 3: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Teoría de Dalton (1766-1844) 1.  Toda la materia está compuesta de pequeñas unidades indivisibles

llamadas átomos.

5.  Cuando los átomos se combinan, lo hacen en una proporción de

números enteros y pequeños.

2.  Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí y tienen la

misma masa.

3.  Los átomos de diferentes elementos son distintos entre sí y tienen

distinta masa. 4.  Cuando los átomos se combinan para formar un compuesto químico, o

cuando éste se separa en sus elementos que lo componen, los átomos

siempre mantienen su identidad, es decir, los átomos no se transforman,

mantienen sus características.

Teoría Atómica

Page 4: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Teoría Atómica

a. En un tubo de rayos catódicos, los electrones se desplazan del electrodo negativo (catódo) al electrodo positivo (ánodo). b. Fotografía de un tubo de rayos catódicos que contienen una pantalla fluorescente para mostrar la trayectoria de los rayos. c. La presencia de un imán desvía la trayectoria de los rayos catódicos.

Thomson, rayos catódicos y electrones

Page 5: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Modelo atómico del “pudín de pasas” de J.J. Thomson. Él imaginaba a los pequeños electrones (masa 9.10 x 10-28 g) incrustados en el átomo como pasas en un pudín o semillas en una sandía. Ernest Rutherford demostró que este modelo era erróneo.

Teoría Atómica

Page 6: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

En 1895, el físico alemán Wilhelm Röntgen (1845 – 1923) observó que cuando los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, hacían que éstos emitieran unos rayos desconocidos.

ü  Muy energéticos, ü  Son capaces de atravesar la materia, ü  Oscurecen las placas fotográficas y, ü  Producen fluorescencia en algunas sustancias, ü  Por su naturaleza desconocida, Röntgen, les dio el nombre de Rayos X.

Teoría Atómica Röntgen y los Rayos X

Page 7: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Radiactividad

Marie Curie (1867 – 1934) y Pierre Curie (1859 – 1906) iniciaron sus famosos experimentos para aislar los componentes radiactivos del mineral.

En 1896, el científico francés Henri Becquerel (1852 – 1908) descubrió en un mineral una emisión espontánea de radiación de alta energía, lo que se denominó radiactividad.

El científico británico, Ernest Rutherford reveló la existencia de tres tipos de radiación: alfa (α), beta (β) y gamma (γ).

Teoría Atómica

Page 8: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Experimento de Rutherford, realizado en 1910.

Ernest Rutherford descubrió los protones en 1919, y el científico británico James Chadwick (1891 – 1972) descubrió los neutrones en 1932.

Teoría Atómica Experimento de Rutherford

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Modelo de Bohr Bohr supuso, inicialmente, que los electrones se movían en orbitas circulares alrededor del núcleo.

Lo más importante del modelo de Bohr, aplicado al modelo vigente: ü  Los electrones sólo existen en ciertos niveles de energía, que se describen con números cuánticos. ü  En el movimiento de un electrón, de un nivel a otro, interviene energía.

Li, 3 electrones Li 2ē 1ē Electrón de Valencia

Teoría Atómica

Page 10: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Modelo Mecanocuántico

ü  de Broglie → demostró que los electrones muestran propiedades de ondas, además de propiedades de masa (Premio Nobel de Física 1929). ü  Schrödinger → formuló una ecuación probabilística que incluía las propiedades de onda, la naturaleza de la partícula y las restricciones cuánticas de un electrón (Premio Nobel de Física 1933).

Orbital s Orbital p

El concepto de órbita se sustituye por el de orbital atómico.

Teoría Atómica

Page 11: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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Los números cuánticos

Son necesarios tres números cuánticos: •  el número cuántico principal •  el número cuántico del momento angular •  el número cuántico magnético

Derivan de la ecuación de Schrödinger

Cuarto número cuántico, describe el comportamiento de un determinado electrón.

Modelo Mecanocuántico Teoría Atómica

Page 12: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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Número cuántico principal (n): ü  puede tomar valores enteros: 1, 2, 3, etc.

ü  define la energía de un orbital.

ü  está relacionado con la distancia promedio entre un

electrón y el núcleo. Por lo tanto, a mayor n, el orbital es

más grande.

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 13: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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Número cuántico del momento angular (l): ü  expresa la forma de los orbitales.

ü  dependen del valor asignado al número cuántico principal, n.

l tiene todos los enteros posibles desde 0 hasta (n -1).

Ejemplo. Para n = 1, l tiene un solo valor posible: l = 0

si n = 2, l puede tener dos valores: 0 y 1

si n = 3, l puede tener tres valores: 0, 1 y 2.

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 14: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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l 0 1 2 3

Nombre orbital

s p d f

Por lo tanto, si l = 0, se tiene un orbital s; si l = 1, se tiene un orbital p.

ü  el valor de l se designa con la letras s, p d,... de la siguientes forma:

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 15: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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El nivel con n = 2 está formado de dos subniveles (l = 0 y 1): 2s y 2p

2 → representa el valor de n

s y p → representan el valor de l (0 y 1).

Número cuántico magnético (ml): ü  describe la orientación del orbital en el

espacio.

ü  dependen del valor que tenga el

número cuántico del momento angular.

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 16: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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n l ml Nº de orbitales

Designación de los orbitales

1 0 0 1 1s

2 0 0 1 2s

1 -1, 0, +1 3 2px, 2py, 2pz

3 0 0 1 3s

1 -1, 0, +1 3 3px, 3py, 3pz

2 -2, -1, 0, 1, 2 5 3dxy, 3dyz, 3dxz

3dx2

-y2, 3dz

2

... ... ... ... ...

Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 17: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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Número cuántico del espín del electrón (ms): ü  dos movimientos posibles:

-  en el sentido de las manecillas del reloj,

-  en el sentido contrario

ü  estos valores pueden ser +½ ó -½

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 18: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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Principio de exclusión de Pauli → no es posible que dos electrones de un átomo tengan los mismos números cuánticos. Ejemplo. He

↑↑ ↑↓ ↓↓

1s2 1s2 1s2 “Uno s dos”

Diagrama de orbital → muestra el espín del electrón. Ejemplo. H

1s1

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 19: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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ü  Los cuatro números cuánticos son suficientes para identificar por completo en electrón. Ejemplo. Determinar (n, l, ml, ms) para un electrón situado en el orbital 2s

(2, 0, 0, +½) ó (2, 0, 0, -½)

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Ejercicio. Escriba los cuatro números cuánticos para un electrón situado en el orbital 3p.

Respuestas: (3, 1, -1, +½) (3, 1, -1, -½) (3, 1, 0, +½) (3, 1, 0, -½) (3, 1, +1, +½) (3, 1, +1, -½)

Page 20: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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ü  Para un átomo de hidrógeno, que sólo posee un electrón, el sistema es muy simple. ü  Para átomos polielectrónicos es necesario conocer la configuración electrónica.

Manera en que están distribuidos los electrones entre los distintos orbitales atómicos

Ejemplo.

1s1

Número de electrones en el orbital o subnivel

Número cuántico del momento angular l (forma)

Número cuántico principal, n

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 21: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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Ejercicios. Escriba la configuración electrónica y el diagrama de orbital de los siguientes elementos : Ne, Na, Ar, K, S, Ca, F

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

Orden de llenado de los subniveles atómicos, en un átomo polielectrónico.

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 22: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

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•  La teoría atómica de Dalton (1803) afirmaba que los átomos son indestructibles. Sin embargo, no mencionó partícula subatómica alguna.

•  Thomson (1904) comprobó la existencia de los electrones y reconoció la existencia de una parte positiva y una parte negativa en el átomo.

•  Rutherford (1911) llegó a la conclusión de que toda carga positiva y,

prácticamente, toda la masa del átomo está en el núcleo. •  Bohr (1913) visualizó a los electrones girando alrededor del núcleo en

“órbitas específicas” circulares. •  Schrödinger (1926) formuló ecuaciones que proporcionan

probabilidades de localización de electrones.

Resumen

Teoría Atómica Modelo Mecanocuántico

Page 23: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Representación del Átomo

Representación atómica:

Z = Número atómico = número de protones (nº p). Si es átomo neutro = número de electrones (nº e).

A = Z = nº p = nº e = nº n =

201

201 - 80 = 121

80 80 80

A

Z X

80 Hg 201

Ejemplo:

A = Número másico = protones + neutrones (nº p + nº n)

A - Z = número de neutrones (nº n)

Page 24: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Anión A = Z = nº p = nº e = nº n =

16 S2- 32

32 16

16 Z + 2 = 16 + 2 = 18 32 - 16 = 16

Catión A = Z = nº p = nº e = nº n =

38 Sr 2+ 88

88 38

38 Z - 2 = 38 - 2 = 36

88 - 38 = 50

Representación del Átomo

Page 25: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Símbolo 15P 64Cu2+ F-

Protones 29

Neutrones 16 10

Electrones 10

Nº másico

Carga Neta 0

Ejercicio. Complete el siguiente cuadro, a partir de la información entregada.

31

15

27 15

64

+2

19

9

35

-1

Representación del Átomo

Page 26: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Isótopos

U 235 92 U 238

92

•  Son los elementos que poseen igual Z y distinto A.

•  Son elementos que difieren en su masa.

•  Se refieren a átomos de un mismo elemento.

Ejemplo:

Page 27: 2 Teoria Atomica Estructura Atomica

Hidrógeno H = 1,008 uma Sodio Na = 22,9898 uma Magnesio Mg = 24,3050 uma

Masa Atómica/Masa Atómica Promedio La masa de un átomo está relacionada con el número de protones y neutrones del átomo.

MAP = Σi AixPi/100 % de abundancia

Masa de cada isótopo

Ejercicio: 1.  El elemento cloro, Cl, está formado por una mezcla de dos tipos de átomos:

75 % del átomo de masa 35 uma y un 25 % del átomo de masa 37 uma. Calcule la masa o peso atómico promedio del cloro.

R: 35,5 uma