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Unidad. Estructura Atómica.
Profesora: Ms.C. Teresa Corvalán G.
Algunas motivaciones inquietaron a los filósofos griegos Leucipo
y Demócrito, quienes iniciaron investigaciones acerca de la constitución
de la materia. En el siglo V a.C.
......El átomo es la unidad más elemental de la materia.......
Según Demócrito, el átomo era la última unidad, después de la
división física.
Después de este gran descubrimiento, ocurrió un aparente
estancamiento de las investigaciones acerca de la estructura de la
materia, hasta que en el siglo XIX, se iniciaron las primeras teorías
Atómicas................
Algunas teorías atómicas.
Teoría atómica de Dalton: (1809).
Razonamiento: 1. La materia está formada por átomos
2. La materia tiene masa
Por lo tanto
Los átomos tienen masa.
Conclusión: Lo que diferencia a un átomo de otro no es la forma
sino la masa.
Postulados.
•Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisibles
llamadas átomos.
•Todos los átomos de un elemento dado, tienen propiedades
idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros elementos.
•Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o
transformarse en átomos de otros elementos.
•Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes
se combinan entre sí en una proporción fija.
•Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un
compuesto dado.
Por otro lado........
Faraday y Stoney, a comienzos de la década del 1800 investigaron las
fuerzas eléctricas en algunas sustancias y concluyeron que su
comportamiento frente a la corriente eléctrica, hacia pensar en una
relación cuantitativa entre la cantidad de electricidad empleada y la
cantidad de reacción química que se produce.
O sea, las unidades de carga eléctrica están asociadas con los átomos
(1891): Faraday las llamó electrones.
ya se conocía a inicios de 1900 que:
1. Los átomos contienen electrones y son eléctricamente neutros.
…para que un átomo sea neutro debe contener el mismo numero de
cargas positivas y negativas.
Modelo de Thomson:
Propuso que un átomo podía visualizarse como una esfera uniforme
cargada positivamente, dentro de la cual se encuentran los electrones
como si fuera un “pastel de pasas”.
-
-
-
-
-
-
La carga positiva
esta distribuida de
manera uniforme,
dentro de la esfera
se encuentran los
electrones.
-
Determinó la relación entre la carga (e-) y la masa (m) de los electrones. e/m = 1.7588 x 108
couloms por gramo.
Los electrones son partículas presentes en todos los átomos, y todos los átomos contienen un
número integral de electrones.
Mas tarde Millikan determinó la carga del electrón: Ganó el premio
Nóbel de
e- = 1,60219 x 10-19 coulombs
química
en 1908
Ernest Rutherford (1871-1937)
Utilizó una lamina de oro, y la irradió con partículas  provenientes de
una fuente radiactiva.
Arriba Resultados esperados: Las partículas alfa pasando a
través del modelo del Budín sin verse alteradas
Abajo: Resultados observados: Una pequeña parte de las
partículas eran desviadas, demostrando la existencia de
un minúsculo volumen de carga positiva
Rutherford explica los resultados del experimento con un nuevo
modelo atómico:
La mayor parte de los átomos debe estar vacía, por eso la
mayoría de las partículas no sufrieron desviación al pasar por
la lamina de oro, no obstante las cargas positivas están
concentradas en el centro al que llamó núcleo atómico.
Las partículas del núcleo tienen carga positiva y reciben el nombre
de protones.
El neutrón:
El modelo de Rutherford deja un importante problema sin resolver:
Se sabia que el Hidrogeno, contenía 1 protón y que el átomo de He
contenía 2, por lo tanto la relación en masa, para ellos debería ser 2:1,
(hay que recordar que los electrones son más ligeros y su contribución
a la masa es despreciable)
Sin embargo la relación es 4:1
El físico Ingles James Chadwick, probó la existencia de un tercer tipo
de partículas, con una masa superior a los protones llamadas
neutrones.
Partícula
Electrón
Protón
Neutrón
Masa
9.10939 x 10-28
1.67262 x 10-24
1.67493 x 10-24
Coulombs
Carga unitaria
-1.6022 x 10-19
-1
+1.6022 x 10-19
+1
0
0
En la actualidad
Las investigaciones anteriores, nos hacen concluir que el átomo posee
una estructura interna, formada por varias partículas, las cuales se
ubican en dos regiones claramente definidas.
El núcleo y la corteza.
Es la zona central donde se
núcleo
encuentra reunida la mayor
Átomo de deuterio
parte de la masa del átomo.
2 H
e1
n
p
corteza
Es la zona que rodea al núcleo
y representa la mayor parte del
volumen del átomo.
Núcleo atómico Cada núcleo contiene un número integral de protones
que es exactamente igual al número de electrones, en un átomo neutro
del elemento.
Ej: Cada átomo de He contiene 2 protones
H
“
1 protón.
El número de protones en el núcleo atómico, determina su identidad,
Este número recibe el nombre de Número atómico, de dicho elemento.
Protón: Se encuentran en el núcleo atómico y poseen carga eléctrica
positiva.
Neutrón: descubierto en 1932, Es una partícula presente en el núcleo,
sin carga y con masa ligeramente superior a la del protón.
El número de neutrones que posee un núcleo es igual o superior al
número de protones.
Número de masa: Es la suma del número de protones y de neutrones
en el núcleo.
N. de masa = Número de protones + Número de neutrones
= Número atómico + Número de neutrones
Los números de masas siempre son enteros.
Ej: para átomos de H es 1.
Electrones: Se encuentran en la corteza atómica, poseen carga
eléctrica negativa y su masa es aproximadamente dos mil veces la de
los protones.
Los electrones giran entorno al núcleo, según diferentes órbitas
definidas a grandes velocidades, por lo que es difícil determinar
simultáneamente su trayectoria y posición.
La materia es eléctricamente neutra, debido a que los átomos que la
conforman, tienen el mismo número de partículas positivas
(protones) que de partículas negativas (electrones).
Con todos los antecedentes anteriores llegamos a la conclusión de que.....
Todas las cosas que nos rodean están compuestas básicamente por
protones, electrones y neutrones dispuestos dentro de los átomos.
Pesos atómicos:
Miles de experimentos sobre la composición de los compuestos
han dado como resultado una escala de pesos atómicos relativos que
se basa en la Unidad de masas atómicas UMA, la cual se define
Como 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.
Ej de pesos atómicos. (H) 1,00794 uma; (Na) 22,989768 uma.
Peso Molecular:
Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que conforman
la molécula. Multiplicados cada uno por el número de veces en que
está presente el elemento.
Ej: Calculemos el P.M. de NaOH
1 x Na = 1 x 23.00 uma = 23.00 uma de Na
1 x H = 1 x 1.01 uma = 1.01 uma de H
1 x O = 1 x 16.00 uma = 16.00 uma de O
= 40.01 uma
Número de Avogadro.(27 de agosto )
La cantidad más pequeña que se puede medir de manera confiable
contiene un número considerable de átomos. Por lo tanto en cualquie
situación real, hay que manejar cantidades muy grandes de átomos,
por lo que se hace necesario ocupar una unidad para describir esta
cantidad.
El mol, es la unidad correspondiente al S.I. y empleada
universalmente.
Y se define como: La cantidad de sustancia que contiene tantas
entidades (átomos, moléculas o partículas) como el número de
átomos en 0,012 kg de carbono-12 puro.
Este valor es 6,022045 x 1023 partículas
Este número se llama número de Avogadro, en honor de Amadeo
Avogadro, (1776-1856).
Ej:
¿Cuántos moles de átomos contienen 245,2 g de Niquel metálico?
Solución
.
El peso atómico del Ni es 58,69 uma, por lo que 1 mol de átomos de
Ni pesa 58,69 g.
X mol de átomos de Ni = 245,2 g Ni x 1mol de átomos Ni
58,69 g de Ni
= 4,178 mol de átomos Ni
¿Cuántos átomos hay en 4,178 moles de átomos de Ni?
Solución.
Un mol de átomos de Ni contiene 6,02 x 1023 átomos.
X átomos de Ni = 4,178 mol Ni x 6,02 x 1023 átomos Ni
= 2,516 x 1024 átomos Ni
1 mol de átomos de Ni.
Estructura atómica.
Neil Bohr, físico danés, sugirió que los electrones ocupan niveles de
energía discretos en los átomos y que éstos absorben o emiten
energía en cantidades discretas al desplazarse de uno a otro nivel.
n=2
n=1
n=3
n=4
Cuando un electrón pasa de un
nivel de energía inferior a otro
mas alto, absorbe una cantidad
de energía definida.
(cuantificada)
Cuando un electrón regresa a su
nivel de energía normal, emite
exactamente la misma energía
que absorbió para desplazarse del
nivel inferior al superior.
Bohr, también supuso que los electrones giran en torno al núcleo de
un átomo en órbitas circulares, como los planetas en torno al sol.
Este modelo fue modificado por Sommerfield, quien propuso la
existencia de orbitas elípticas, no circulares.
¿Cómo están ordenados los electrones en el átomo?
¿Cómo se comportan los electrones?
Para tener respuesta de estas interrogantes, debemos acudir a la
teoría atómica moderna.
La mecánica Cuántica.
Los objetos de gran tamaño como pelotas de golf y automóviles en
movimiento obedecen las leyes de la mecánica clásica. (leyes de
Newton).
La mecánica Cuántica describe el comportamiento de partículas muy
pequeñas como electrones, átomos y moléculas, con mayor precisión
basándose en las propiedades ondulatorias de la materia.
Uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica es la
imposibilidad de determinar con exactitud la trayectoria que siguen
los electrones al desplazarse en torno a un núcleo atómico.
Heinsenberg, 1927. Enunció el principio de incertidumbre.
Es imposible determinar con exactitud el momento y la posición
de un electrón de manera simultanea.
Momento: mv
m: masa
v: velocidad
O sea: es imposible determinar de manera simultanea la posición
y la velocidad de un electrón, por lo que se habla de la probabilidad
de encontrar un electrón en determinadas regiones del espacio.
Este concepto permite enunciar los postulados fundamentales de
la mecánica cuántica.
1- Los átomos y las moléculas solo pueden existir en determinados
estados de energía. En cada estado de energía, el átomo o la
molécula tienen energías definidas. Cuando el átomo o la molécula
cambia de estado de energía, debe emitir o absorber suficiente
energía para llegar al nuevo estado de energía.
2- Los átomos o moléculas emiten o absorben radiación (luz)
cuando sus energías cambian. La frecuencia de luz que emiten o
absorben se encuentra relacionada con el cambio de energía
mediante la ecuación.
E = hv ó
E = hc/
La energía que un átomo pierde (o gana) al pasar de un estado de
energía superior a otro inferior (o de uno inferior a otro superior),
es igual a la energía del fotón que se emite (o absorbe) durante la
transición.
3- Los estados de energía permitidos para los átomos y moléculas
pueden describirse mediante conjuntos de números conocidos
como números cuánticos.
La ecuación de Schrödinger.
En 1926 Erwin Schrödinger modificó una ecuación ya existente
que describía a una onda tridimensional sin movimiento. Esta
ecuación le permitió calcular los niveles de energía del átomo de
Hidrógeno.
2/x2 + 2/y2 + 2/z2 + 82m/h2 (E-V)  = 0
Cada solución de la ecuación está dada por 4 números cuánticos.
1. Número cuántico principal, n: describe el nivel de energía
principal que ocupa el electrón. Puede ser cualquier numero
entero positivo.
n = 1, 2, 3,........
2. El número cuántico subsidiario o azimutal, l: Indica la forma de la
región del espacio que ocupa el electrón, dentro de cada nivel de
Energía (definido por n).
l = 0, 1, 2,........,(n - 1)
O sea, l indica el subnivel o tipo de orbital atómico que el electrón
puede ocupar.
orbital atómico: Es la región espacial en la que hay mayor
probabilidad de encontrar un electrón.
Según la siguiente notación, cada letra corresponde a un
tipo distinto de orbital atómico.
l = 0, 1, 2, 3,....... (n - 1)
s p d f
tipo de subnivel
Para el primer nivel de energía.
n=1
el valor máximo de l=0, lo que indica que existe un solo
Subnivel s, y ninguno p.
Para el segundo nivel de energía.
n=2
los valores permisibles de l son 0 y 1, lo que indica
que solo hay subniveles s, y p.
3. Número cuántico magnético, ml: Indica la
orientación espacial del orbital atómico. En cada
subnivel, ml puede tomar valores desde -l hasta +l ,
incluyendo el 0.
ml = (-l), ..., 0......, (+l)
Cuando l = 1, indica que en el subnivel p hay 3 valores
permisibles de ml: -1, 0, +1, por lo tanto, hay 3 regiones
distintas en el espacio llamados orbitales, asociados con un
nivel p. Estos son px py y pz.
4. El número cuántico de giro, ms, se refiere al giro del
electrón y a la orientación del campo magnético que éste
produce.
ms = 1/2
 Los valores de n, l y ml, describen un orbital atómico
determinado
Cada orbital atómico, sólo puede acomodar a dos electrones:
Uno con ms = +1/2
Y otro con ms = -1/2.
Principio de exclusión de Pauli:
Ningún par de electrones de cualquier átomo puede
tener los 4 números cuánticos iguales.
Valores permisibles de los números cuanticos hasta n = 4.
n
l
ml
ms
Capacidad
electrónica
del subnivel
Capacidad
electrónica
del nivel de
energía
1 (K)
0 (1s)
0
+1/2, -1/2
2
2
2 (L)
0 (2s)
1 (2p)
0
-1, 0, +1
+1/2, -1/2
 ½ para cada valor de ml
2
6
8
+1/2, -1/2
½ para cada valor de ml
 ½ para cada valor de ml
2
6
10
18
3 (M)
0 (3s)
1 (3p)
2 (3d)
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
4 (N)
0
0 (4s)
-1, 0, +1
1 (4p)
-2, -1, 0, +1, +2
2 (4d)
3 (4f) -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
+1/2, -1/2
½ para cada valor de ml
½ para cada valor de ml
 ½ para cada valor de ml
2
6
10
14
32
Descripción del átomo según la mecánica cuántica.
Orbitales atómicos:
Como hemos visto anteriormente, el número cuántico principal n toma
valores de n = 1, 2, 3 ,4,...
El valor de n = 1, describe al nivel de energía inferior o primer nivel.
Estos niveles también son considerados como capas electrónicas y se
designan como: capas K, L, M, N.......
n = 1, 2, 3 , 4,...
Capa = K, L, M, N,....
Los niveles de energía sucesivos se encuentran a distancias cada vez
mayores del núcleo, La capacidad electrónica de cada nivel de energía
es 2n2.
Orbitales s.
Cada nivel de energía, tiene un subnivel s definido como l = 0, que
consta de un orbital atómico s, definido por ml = 0.
Los orbitales s tienen simetría esférica, con respecto al
núcleo.
1s
2s
3s
De la ecuación de
Schröedinger sale la
densidad de
probabilidad
de encontrar el
electrón
en algún sitio del
volumen
del orbital.
Orbitales p.
Después del segundo nivel de Energía, cada nivel contiene un subnivel
p definido por l =1.
Cada uno de estos subniveles consta de un conjunto de 3 orbitales
atómicos p, que corresponden a los 3 valores permitidos de ml = (-1, 0 y +1).
Hablamos de 2px, o 3py o 4pz
El número adelante significa
el nivel de energía al cual
pertenecen.
Y el subíndice x, y, o z, indica
la coordenada carteciana en
donde está orientado el eje
de dicho orbital.
Orbitales d:
Después del 3 nivel de energía, cada nivel contiene un tercer subnivel
( l = 2), compuesto por un conjunto de orbitales atómicos d.
Para ( l = 2) corresponden 5 valores permitidos (ml = -2, -1, 0, +1, +2)
Se habla de 3dz2, ó, 4dxy
El número 3 y 4, indica
El nivel de energía en
donde está dicho orbital
Y los subíndices, la
disposición del orbital,
en los ejes cartesianos.
Como ms tiene dos valores posibles, +1/2 y –1/2, cada
orbital atómico tiene capacidad para 2 electrones.
Los electrones tiene carga negativa y se comportan como si
girasen en torno a ejes que los atraviesan por el centro, de
manera que actúan como pequeños imanes. El movimiento
de los electrones produce campos magnéticos y éstos
interactúan entre sí.
Dos electrones en el mismo orbital, tienen valores opuestos
de ms, se consideran como giro-apareados o apareados.
Configuración Electrónica.
Es el ordenamiento de los electrones para cada átomo, teniendo en
cuenta que éste átomo está aislado y en su estado basal (estado
inferior de energía o no-excitado).
Se considerarán los elementos por orden de aumento de número
atómico, usando como guía la tabla periódica.
Los orbitales atómicos se indicarán como __, los electrones
desapareados como ___ y los electrones apareados como ___
Para construir las configuraciones electrónicas se recurre al
Principio de Aufbau.
El electrón que distingue a un elemento del elemento que lo
antecede (que tiene número atómico inferior) entra al orbital
atómico de menor energía disponible.
7s
6p
5d
6s
5p
4f
4d
5s
4p
3d
4s
3p
3s
2p
2s
1s
l=0
1
2
Orden de Aufbau.
3
Diagrama que ayuda a recordar el orden de
Aufbau en los orbitales.
Sobre la misma linea horizontal se encuentran
todos los subniveles del mismo nivel principal.
Las flechas se leen de la parte superior a la
Inferior.
Los orbitales aumentan su energía al elevarse el valor del número
cuántico n.
Para el mismo valor de n la energía aumenta al elevarse el valor de
l, o sea, el subnivel s tiene menor energía que el p le sigue el d y
después el f y así sucesivamente.
Ej: Configuración electrónica para el H y el He.
Hidrógeno : tiene un electrón.
1
H
__
1s
1
Helio : tiene 2 electrones.
1s2
(este átomo es tan estable, que se sabe que no
2He __
participa en ninguna reacción química, forma parte
de los llamados gases nobles. HASTA AQUÏ
Enlaces.
Estructuras de Lewis.
El enlace químico suele efectuarse únicamente con los electrones más
externos de los átomos, (electrones de valencia). Las estructuras de
Lewis son una manera de representar estos electrones de valencia,
cuando estos están en orbitales s y p, mediante esta representación,
también se indican los electrones apareados o desapareados.
Enlaces Químicos: Son las fuerzas de atracción que mantiene unidos
a los átomos en los compuestos.
Enlaces
débiles
Fuertes
iónico
Covalente
Fuerzas
Puente hidrógeno De Vander Waals
Interacciones hidrofóbicas
Enlace iónico:
Es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de un
átomo o grupos de átomos a otro.
Este enlace se produce con mayor facilidad cuando elementos con
energía de ionización baja (metales) reaccionan con elementos que
tienen alta electronegatividad y mucha afinidad electrónica (no
metales).
Los metales pierden electrones con facilidad, mientras que los no
metales tienden a ganar electrones.
Ejemplo 1: Metales del grupo IA y no metales del grupo VIIA
Sodio
2Na (s)
Metal
Suave y
plateado
Cloro
+
Cl2 (g)
Gas corrosivo
Color amarillo
Verdoso.
Cloruro de Sodio
2NaCl (s)
Sólido blanco
Configuraciones electrónicas.
11Na
17Cl
[Ne] __
Na+ [Ne] __
[Ne] __ __ __ __
Cl- [Ne] __ __ __ __ 1 e- ganado
3s
3p
3s
1 e- perdido
3p
Según estructuras de Lewis.
¨ .
¨ :]Na . + : Cl
Na+[: Cl
¨
¨
Los átomos de Na, pierden un electrón para formar iones Na+, los
Átomos de Cl ganan un electrón cada uno para formar iones Cloruro
Cl-.
Por lo general, mientras mas distantes se encuentren dos elementos
en la tabla periódica, mayor probabilidad existe de que formen un
compuesto iónico.
La mayor diferencia de electronegatividad se produce entre la parte
Inferior izquierda y la parte superior derecha, en la tabla periódica.
Por tanto, CsF es más iónico que LiI.
Ejemplo 2. Metales del grupo IA y no metales del grupo VIA
Para: 4Li (s) + O2 (g)
2Li2O (s)
Configuraciones electrónicas.
3Li
[He] __
3Li [He] __
8O [He] __ __ __ __
2s
2p
Li+ __
Li+ __
O2- __ __ __ __
ganados
2s
Según estructuras de Lewis.
¨ .
Li . + : O
.
1 e- perdido
1 e- perdido
2 e-
¨ :] 22Li+[: O
¨
2p
Enlace covalente:
Se produce cuando dos átomos comparten uno o más pares de
electrones.
Cuando las electronegatividades no son lo suficientemente grandes
para que se efectúe una transferencia de electrones.
Ejemplo 1. Formación de la molécula diatómica H2
El átomo de H, tiene configuración 1s1, la densidad de probabilidad
para este electrón está distribuida en forma esférica.
Al aproximarse 2 átomos de H, el electrón de cada uno de ellos es
atraído por el núcleo del otro, como también por su propio núcleo
Si estos 2 electrones tienen giros opuestos, ambos electrones ocuparán
la región intermedia entre los dos núcleos, porque son atraídos por
ambos.
Los orbitales se sobreponen de manera que ambos electrones se
encuentren en los orbitales de los dos átomos de H.
Los átomos enlazados tienen energías menores que los átomos
separados.
Si los átomos se acercan más, los
Dos núcleos con cargas positivas
Ejercen repulsión entre si, .
El mínimo de energía corresponde
Al ordenamiento más estable
Los enlaces covalentes pueden ser polares y no-polares.
No-polares: Los pares de electrones en los enlaces se comparten por
igual entre los dos núcleos Ej: molécula de H2) Ambos átomos tienen
la misma electronegatividad, por tanto la densidad electrónica es
simétrica.
Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas son
No polar.
Polar: Entre átomos con diferentes electronegatividades, por ende,
los pares de electrones del enlace son compartidos de manera
desigual. Ej: todas las moléculas diatómicas heteronucleares, HF,
HCl.
Enlaces débiles:
Los enlaces fuertes, se refieren a fuerzas de atracción intramoleculares
es decir, enlaces iónicos y covalentes en el interior de los compuestos.
Existen las fuerzas intermoleculares, (entre moléculas), y se refieren a
enlaces débiles entre partículas individuales.
Ej: Se requieren 920 kJ de energía para descomponer 1 mol de H2O (g)
en H y O, pero sólo se necesitan 40,7 kJ, para convertir 1 mol de H2O (l)
En vapor de agua.
Esto refleja las fuerzas entre las moléculas de agua, del tipo
Intermoleculares (débiles). Puentes de Hidrógeno.
Interacciones ión-ión:
Son las interacciones entre los iones en los compuestos iónicos, como
consecuencia de las fuerzas de atracción de iones con cargas opuestas.
Debido a estas fuerzas, los compuestos iónicos, son sólidos con elevado
punto de fusión, y una vez que resultan fundidos, tienen un elevadísimo
Punto de ebullición.
Interacciones dipolo-dipolo.
Entre las moléculas covalentes existen este tipo de interacciones
Debido a la atracción de las partes de las moléculas con densidad + (+)
y las otras partes de las moléculas con densidad – (-).
Estas solo son eficaces a distancias cortas y son más débiles que las
fuerzas ion-ion.
Dióxido de azufre SO2
-A- fuerzas atracción
-R- Fuerzas de repulsión
Puentes de Hidrógenos.
Son un caso especial de las interacciones dipolo-dipolo, estos se forman
entre moléculas covalentes que contienen H y algunos de los elementos
pequeños de alta electronegatividad F, O, N.
Estos se deben a las atracciones de las densidades (+) y las (-).
H2O
Alcohol etílico
amoniaco
A estas fuerzas se deben los elevados puntos de fusión y ebullición
de estos compuestos en comparación con compuestos similares.