EVOLUCION DEL MODELO ATOMICO (Gp:) Dalton, 1808 (Gp:) Thomson,
1904 Cargas positivas y negativas (Gp:) Rutherford, 1910 El
núcleo (Gp:) Schrödinger, 1926 Modelo de nube de
electrones (Gp:) Bohr, 1913 Niveles de energía
Modelo atómico de Thomson Región positiva.
Los átomos con carga positiva están concentrados en
el núcleo Los protones (+) tiene carga opuesta al
electrón (-) Las masa del p+ es 1840 veces la masa del e-
(1.67 x 10-24 g) Experimento de Rutherford (Premio Nobel de
Química 1908)
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/1Estructura%20A/ExperienciaRutherford/Thomson-Rutherford.htm
Experimento de Chadwick (1932) átomos de H = 1 p;
átomos de He =2 p masa He/masa H debería dar 2
Medida real masa He/masa H = 4 neutrón (n) es neutro
(carga = 0) masa de n ~ masa p = 1.67 x 10-24 g
(Compuesto de Uranio) (Chadwick)
Radio atómico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m Radio nuclear ~ 5 x
10-3 pm = 5 x 10-15 m Modelo atómico de Rutherford :
Concepto de átomo Nuclear… (1904)
Teoría atómica de Bohr Válido sólo
para especies con 2e- ? Núcleo : Protones Neutrones p+
nº Región extranuclear Electrones e-
En la actualidad es posible fotografiar átomos: Ej.
átomos de una superficie de oro Obtenida con un
microscopio de Fuerza atómica.
Animación de átomos Fotografiados con microscopio
de barrido de tunel
Estructura atómica. Neutrones (1932) Protones (1910)
(1897)
Partículas Subatómicas.
¿En qué se diferencian un Átomo de otro ?
Átomos diferentes tienen distinto número de
protones y de neutrones en sus núcleos Para determinar
cuántos protones y neutrones hay en un átomo, se
debe conocer el número atómico (Z) y el
número másico (A).
NÚMERO ATÓMICO (Z) es el número de protones
en el átomo. En un átomo neutro el número de
protones es igual al número de electrones. Z =
NÚMERO DE PROTONES NÚMERO MÁSICO (A) es la
suma del número de protones y de neutrones. A = Nº DE
PROTONES + NEUTRONES Estructura Atómica
Para representar el número atómico y másico
se utiliza la siguiente simbología X= símbolo del
elemento A= número másico Z= número
atómico Representación.
Para determinar el número de neutrones en el núcleo
, dados Z y A , se resta el Z ( número de protones) del A
número de neutrones = A – Z Cálculos de Z y A
EJEMPLO Determine las partículas fundamentales del
átomo de potasio ( K) e (Ir) respectivamente: Z= 19 y A =
40 Z= 77 y A = 193 Iones Cl- Z 17 y A 35 Mg 2+ Z 12 A 24
Orbital atómico Se considera como la función de
onda del electrón de un átomo Tiene energía
y distribución características de la densidad
electrónica
Spin del electron: • propiedad a la que se asocia un campo
magnético intrínseco del electrón •
intuitivamente, se atribuye a una rotación del
electrón en torno a un eje de simetría Electrones
se comportan como pequeños imanes Al girar sobre su propio
eje generan un campo magnético
¿Qué forma tienen los orbitales? Un orbital carece
de forma definida porque la función de onda que lo
distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito.
Se puede encontrar un electrón en cualquier lugar La mayor
parte del tiempo está muy cerca del núcleo
Orbitales Atómicos
Diagrama de contorno de superficie: abarca alrededor del 90% de
la densidad electrónica total en un orbital
Estos orbitales tienen el mismo tamaño, forma y
energía, sólo difieren en su
orientación
orbitales f (l = 3)
Energía de los Orbitales Niveles de Energía de los
orbitales Átomo de Hidrógeno Niveles de
Energía de los orbitales Átomo
Polielectrónico Energía de los orbitales de
Átomo de Hidrógeno
Configuración Electrónica Sirve para entender el
comportamiento electrónico de los átomos
polielectrónicos.
Escritura de las configuraciones electrónicas de los
átomos que se encuentran en estado fundamental Se lee
“uno s uno”
Orden de llenado de los subniveles atómicos en un
átomo polielectrónico.
El principio de exclusión de Pauli. a) y b) prohibidos
Sólo 2 electrones pueden coexistir en el mismo orbital
atómico, y deben tener espines opuestos c) 1 e- ? (1, 0,
0, +1/2) 1 e- ? (1, 0, 0, – 1/2)
Diamagnetismo y Paramagnetismo Sustancias paramagnéticas:
son atraídas por un imán. Poseen espines paralelos.
Sustancias diamagnéticas: son repelidas levemente por un
imán. Poseen espines apareados o antiparalelos.
Paramagnetic Electrones desapareados (Gp:) 2p Diamagnetic Todos
electrones apareados (Gp:) 2p
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos En un
átomo polielectrónico cada electrón es
simultáneamente: – atraído por los protones del
núcleo – repelido por los otros electrones Cualquier
densidad electrónica presente entre el núcleo y el
electrón reducirá la atracción que
“siente” el electrón por parte del
núcleo.
A la carga neta positiva que atrae al electrón se le
denomina carga nuclear efectiva. La carga positiva que es sentida
por los electrones más externos de un átomo es
siempre menor que la carga nuclear real, debido a que los
electrones internos apantallan dicha carga. La extensión
del apantallamiento de un electrón por parte de los
electrones más internos dependerá de la
distribución de los electrones alrededor del
núcleo. Efecto pantalla en átomos
polielectrónicos
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos Si nos
basamos en la forma de los orbitales la probabilidad de estar
cerca del núcleo según el tipo de orbital
será: Disminuye poder de penetración
Estabilidad de un electrón, determinada por la fuerza de
atracción del núcleo. Ejemplo: Un electrón
en 2s tendrá menor energía que un electrón
en 2p. ?Quitar un electrón en 2p demanda menos
energía de la necesaria para un electrón en 2s
porque el núcleo atrae con menos fuerza a un
electrón en 2p Efecto pantalla en átomos
polielectrónicos
Regla de Hund “la distribución electrónica
más estable en los subniveles es la que tiene mayor
número de espines paralelos” La distribución
del diagrama c) satisface esta condición Ejemplo: La
estructura electrónica del 7N es: 1s2
2s2 2px1 2py1 2pz1
Reglas generales para la asignación de electrones en los
orbitales atómicos. Cada capa o nivel de número
cuántico principal n contiene n subniveles. Ej: si n=2,
hay 2 subniveles (2 valores de l) de números
cuánticos de momento angular 0 y 1. Cada subnivel de
número cuántico l contiene (2l+1) orbitales. Ej: si
l=1, hay 3 orbitales p. Cada orbital admite un máximo de 2
electrones. Por tanto, el máximo de electrones es
simplemente el doble del número de orbitales
empleados.
Principio de construcción o de Aufbau. Aufbau:
“construcción progresiva” en alemán
“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”
NOTACIÓN DE KERNEL Manera simplificada de escribir la
configuración electrónica es utilizando los gases
nobles: 1.- Conocer el nº de electrones (Z). 2.- Con Z,
seleccionar el gas noble que tengan un número
atómico lo más cercano pero menor. 3.- Escribir la
configuración con el gas noble elegido y completar
según diagrama de energía.
Las configuraciones electrónicas de todos los elementos se
representan por un núcleo de gas noble. Ejemplos: Mg:
[Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 Si: [Ne]3s23p2 P: [Ne]3s23p3 S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5 Ar: [Ne]3s23p6 Se coloca entre paréntesis
el símbolo del gas noble que antecede al elemento
EJEMPLOS He2 nivel 1 Li3 [He]22s1 ¿NIVEL ? Ne10 nivel 2
Mg12 [Ne]103s2 ¿NIVEL ? Ar18 nivel 3 As33 [
Ar]184s23d104p3 ¿NIVEL ?
Configuración Electrónica de Iones Na [Ne]3s1 Na+
[Ne] Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] Átomos
que pierden electrones para alcanzar configuración de Gas
noble se denominan Cationes F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 o [Ne] O
1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 o [Ne] N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 o [Ne]
Átomos que ganan electrones para alcanzar
configuración de gas noble, se denominan Aniones
Na+ : [Ne] Al3+ : [Ne] F-: 1s22s22p6 o [Ne] O2- : 1s22s22p6 o
[Ne] N3-: 1s22s22p6 o [Ne] Na+, Al3+, F-, O2- y N3- se dice que
son isoelectrónicos con el Ne (Gp:) ¿Cuál
elemento neutro será isoelectrónico con H- ? H-:
1s2 Igual configuración electrónica que He Se
pueden dar casos como:
Configuracións Electrónica de Cationes de Metales
de Transición Cuando se forma un catión de un
átomo de un metal de transición, los electrones son
removidos primero desde orbitales ns y luego desde orbitales (n
– 1)d. Fe: [Ar]4s23d6 Fe2+: [Ar]4s03d6 o [Ar]3d6 Fe3+:
[Ar]4s03d5 o [Ar]3d5 Mn: [Ar]4s23d5 Mn2+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5
Ejemplos
Ejercicio: Escriba la configuración electrónica de
los siguientes elementos, Mg (Z=12) Ca (Z=20) Cu (Z=29)