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ESTRUCTURA
ATOMICA
• Demócrito (V a.C.) introduce el término de
átomo como la parte más pequeña de la
materia.
ÁTOMO
sin
división
Modelo atómico de Bohr
Bohr propuso una regla extraordinaria que
deberían seguir los electrones: Los electrones
solo pueden estar en órbitas "especiales".
Todas las otras órbitas simplemente no
eran posibles. Ellos podrían saltar entre estas
órbitas especiales y cuando lo hacían
oscilaban un poco....
¡Y eso produciría la
radiación!
•
Un electrón puede
cambiar de un nivel a
otro dentro de un mismo
átomo ganando o
perdiendo una cantidad
de energía igual a la
diferencia existente
entre ambos estados. De
este modo, todo cambio
energético del electrón
corresponderá a saltos
que haga entre los
estados estacionarios.
•
Un átomo sólo
emite energía
cuando un electrón
salta de un nivel de
energía superior a
otro inferior y
absorbe energía en
caso contrario. La
energía emitida o
absorbida por el
átomo recibe el
nombre de fotón o
cuanto de luz.
Por ejemplo, pensar en niveles de energía tiene
más sentido, porque si la energía disminuye,
entonces la energía sobrante tiene que ir a
alguna parte, así que sale como radiación
electromagnética.
Por lo tanto, para que la energía aumente tiene
que llegar de algún lugar, así que toma alguna
radiación, es decir, la absorbe.
Otros dos postulados relevantes de
Bohr son:
 El electrón sólo gira en
determinadas órbitas de radios
definidos, llamados también
niveles cuantificados de energía.
 Mientras los electrones
permanezcan en un mismo nivel
de energía (llamados estados
estacionarios por Bohr) no
ganan ni pierden energía.
Niels Bohr, a cada uno de los diferentes
niveles de energía le corresponderá un
determinado valor “n”. Estos valores son
números enteros (1, 2, 3, 4, etc).
“n” significa número cuántico
principal y distingue a los niveles
de energía.
Los números cuánticos son valores
numéricos que nos indican las
características de los electrones de los
átomos. Esto está basado en la teoría
atómica de Neils Bohr, que es el
modelo atómico más aceptado y
utilizado en los últimos tiempos por
su simplicidad.
Relación del postulado de Bohr con la
mecánica cuántica
• Bohr en su modelo atómico introdujo
introduciendo la teoría de las órbitas
cuantificadas, que en la teoría mecánica
cuántica consiste en las características que, en
torno al núcleo atómico, el número de
electrones en cada órbita aumenta desde el
interior hacia el exterior.
Modelo actual.
CORTEZA
ÁTOMO
electrones.
protones.
NÚCLEO
neutrones.
-Los electrones no describen orbitas definidas ,sino que se distribuyen en una
determinada zona llamada ORBITAL.
-En esta región la probabilidad de encontrar al electrón es muy alta (95%)
-Se distribuyen en diferentes niveles energéticos en las diferentes capas.
ORBITAL
Es la región del espacio en la cual existe mayor probabilidad
encontrar al electrón (debido a su comportamiento como onda,
difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y
velocidad), por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrarlo
cierto momento y en una región dada en el átomo.
de
es
su
en
Representación de un orbital donde se encuentra al electrón. En ellos
existe un 90-99% de probabilidad de encontrar al electrón.
En la figura se representa un ORBITAL "s"
• Todo átomo está formado por dos partes, que son:
• a) Núcleo atómico: corresponde a la zona central. En
él se encuentra la mayor masa del átomo.
• b) Corteza atómica: corresponde a la zona que
rodea al núcleo. Es la parte más voluminosa del
átomo.
a) Protones (p+)
• Están en el núcleo del átomo.
• Tienen carga eléctrica positiva.
• Tienen una masa significativa.
b) Neutrones (n)
• Se encuentran en el núcleo del átomo.
• No tienen carga eléctrica.
• Tienen masa muy similar a la de los protones.
• Son los responsables de mantener unidos los protones en el núcleo.
c) Electrones (e-)
• Se encuentran en la corteza del átomo.
• Giran alrededor del núcleo a gran velocidad
• Tienen carga eléctrica negativa
• Su masa es muy ínfima en relación a la masa de las otras sub-partículas.
Numero atómico y de masa
• Todos los átomos se pueden identificar por el numero de protones
y neutrones que contienen.
• Numero Atómico (Z): es el numero de protones en el núcleo del
átomo de un elemento.
• Átomo neutro  Nº protones = Nº electrones
( también indica numero de electrones)
• La tabla periódica se ordena de acuerdo al Numero Atómico de los
elementos.
• Numero de Masa (A) es el numero total de protones y neutrones
presentes en el núcleo de un átomo de un elemento. (excepción H)
A=Z+n
• Isótopos: átomos que tienen el mismo numero atómico pero
diferente numero de masa. Ejemplo isótopos del Hidrogeno
(hidrogeno, deuterio y tritio).
1 H
1
2 H
1
3 H
1
• Por lo tanto la diferencia entre dos isótopos de un elemento es el
número de neutrones en el núcleo.
• Si conocemos el número de masa y el número atómico podemos
calcular el número de neutrones que seria igual:
Número de neutrones = Número de masa - Número atómico
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Consiste en distribuir a los electrones en los niveles,
subniveles y orbitales del átomo. La finalidad es la de conocer
cuántos electrones exteriores (en el último nivel de energía)
tiene y de ese modo deducir las propiedades químicas del
elemento en cuestión.
a) El número atómico siempre indica el número de
electrones para cada elemento.
b) Existe un número máximo de electrones en cada
subnivel
c) Los subniveles se van llenando en forma que se
van completando los subniveles de menor
energía.
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES EN
LA CORTEZA.
• los electrones se
distribuyen en diferentes
niveles, que llamaremos
capas. Con un número
máximo de electrones en
cada nivel o capa.
N° máx electrones= 2n2
Nivel
1
2
3
4
Numero
máximo
de
electrones
2
8
18
32



Orbital: región donde existe la mayor
probabilidad de encontrar al electrón
En cada orbital sólo puede haber hasta
dos electrones que deben tener giros o
espines opuestos.
Para representar gráficamente un
orbital se emplea
y una flecha
para representar el electrón ( o )
Tipos de orbitales

vacío
(sin electrones)
semilleno
 1 electrón 


desapareado




lleno
 2 electrones 


apareados


Forma de los orbitales atómicos
•Orbitales s:
1s
2s
3s
•Carecen de forma definida, su forma especifica es difícil
de saber, pero conviene estudiarlos con una forma
especifica sobre todo cuando se estudian los enlaces
químicos que forman los átomos.
•Todos los orbitales s son esféricos y contiene cerca del 90
% de la densidad electrónica.
•El tamaño se incrementa de acuerdo al numero principal.
•La característica más importante son su forma y tamaño
relativos.
SUBNIVELES
Esta región está formada por un conjunto de orbitales.
Subnivel
Nota:
 s
 p
 d
 f
s
p
d
f
0
1
2
3
sharp(nítido)
principal
difuso
fundamental
a) Número de orbitales por subnivel: 2 l + 1
b) Número máximo de electrones por subnivel: 2(2 l + 1)
Subnivel
s
p
d
f
N  Orbitales
1
3
5
7
N° máximo e -
2
6
10
14
•Orbitales p:
•Comienzan con el numero cuántico principal n= 2.
•Si n=2 y l=1, se tienen tres orbitales 2p: 2px , 2py y
2pz.
•Los tres orbitales p tienen el mismo tamaño, forma y
energía; solo difieren en su orientación.
Orbitales d:
• si n= 3 y l=2, se tienen cinco orbitales 3d ( 3dxy , 3dyz
, 3dxz , 3dx2y2 y 3dz2).
•Todos los orbítales d tienen la misma energía y para
valores mayores de n tienen una forma similar.
•Los orbitales de mayor energía que los d son los f y
g.no es fácil representarlos.
NIVELES
Llamada también capa
formada por subniveles
Nota:
 Existen siete subniveles
conocidos.
 A mayor nivel mayor energía y menos
estabilidad
energética.
Región
NOTACIÓN CUÁNTICA DE UN SUBNIVEL
N° de electrones
Subnivel (número cuántico
secundario)
Nivel de energía (número cuántico
principal)
Ejemplo:
6p3
5s1
Significa que hay 3 electrones en el subnivel
principal (p) del sexto nivel de energía.
Significa que hay 1 electrón en el subnivel sharp (s)
del quinto nivel de energía.
DISTRIBUCIÓN ELECTRONICA(CONT.)
• Hemos visto como los
átomos se
distribuyen en niveles 1
o capas de energía.
Nivel
2
• Dentro de cada nivel
existen además
subniveles con
probabilidad de
encontrarnos
electrones.
3
Max de
e-
subnivel
Max de
e-
2
s
2
s
2
p
6
s
2
p
6
d
10
8
18
Nivel
Max de e-
4
32
5
32
6
18
subnivel
s
p
d
f
s
p
d
f
s
p
d
Max de e2
6
10
14
2
6
10
14
2
6
10
Regla de las diagonales (Regla de Moller)
Si empezamos por la línea superior y seguimos la
flecha obtenemos el siguiente orden:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f14
5d106p67s25f146d107p6
Ejemplo: Escribir las configuraciones
subniveles para los siguientes átomos.
 9F
:
 15P :
 20Ca:
 30Zn:
 38Sr :
1s22s22p5
electrónicas
por
Configuración Electrónica abreviada
Abreviación de la configuración de un gas noble.
Los gases nobles son: helio (2He), neón (10Ne),
argón (18Ar), kriptón (36Kr), xenón (54 Xe) y radón
(86Rn).
Ejemplo: Realizar la C.E
siguientes átomos.
 13Al
simplificada de los
: [10Ne] 3s2 3p1
 34Se :
 53I
 82Pb :
:
Principio de Máxima Multiplicidad (Regla de Hund)
La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich
Hund que enuncia lo siguiente: “ Al distribuir electrones en
orbitales del mismo subnivel, primero se trata de ocupar todos
estos orbitales antes de terminar de llenarlos, esto es, los
electrones deben tener igual sentido de spin (espines
paralelos) antes de aparearse.
Ejemplo: Indique la C.E por orbitales para los
siguientes átomos
 7N : 1s22s22p3
 16S :
=>
Formación de iones más probables.
• Un ión perderá o ganará electrones , hasta que se estabilice.
• La forma más común de estabilización es la de formar
estructuras electrónicas de gas noble.
• ¿PORQUÉ DE GAS NOBLE?
Los gases nobles son los elementos que menos tienden a
perder o ganar electrones ,no reaccionan apenas, solo bajo
condiciones extremas. Por tanto todos los átomos tienden a
adquirir una estructura electrónica similar a la de estos.
Formación de iones más probables.
• Porque buscan lograr la estabilidad, como la piedra que cae
rodando por una montaña logra su estabilidad cuando se
detiene, cada elemento de la tabla periódica logra su
estabilidad cuando adquiere la estructura electrónica del gas
noble(último grupo del S.P.) más cercano.
• Quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos
átomos con ocho electrones.
• Excepto los átomos que se encuentran cerca del Helio, que
completan su último nivel con sólo dos electrones.
• Por ésta razón se denomina a ésta REGLA DEL OCTETO
Ejemplos de formación de iones más
probables.
11Na
-Podemos observar que el Nº atómico del SODIO está más
cerca del Nº atómico del Neón.
-Si el SODIO pierde un electrón (una carga negativa)
,adquiere configuración de Neón.
-Entonces deja de ser neutro .
-1 e
22s2p63s1
Na
:1s
11
Na+
Ejemplos de formación de iones más
probables.
17Cl
22s22p63s23p5
Cl=1s
17
+1electrón
- 1s22s22p63s23p6
Cl
17
[Ar]
Ejemplo: Realizar la C.E de los siguientes
cationes.
20Ca+2
 26Fe+3
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
EXTERNA (CEE)
Configuración electrónica del último nivel de energía.
Conjunto de los subniveles de energía que se encuentran en los niveles de energía
incompletos de ese elemento.
1) Si la CE termina en s o p se cuentan todos los electrones del n mayor.
Ej; 20 Ca – 16 S
2) Si la CE termina en d o en f se cuentan los electrones del n mayor y los del d
ó del f.
Ej 28 Ni (CEE: 4s2 3d8) – 30 Zn (4s23d10)
3) Si la CE termina en p pero hay orbitales d o f completos e intermedios entre el
s y el p, NO se cuentan los orbitales d para la CEE
Ej: 35 Br (CEE: 4s2 4p5)
EJEMPLO: Cloro
•
•
•
•
•
•
CLORO: 17 electrones
1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 7 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7
EJEMPLO: Manganeso
•
•
•
•
•
•
•
MANGANESO: 25 electrones
1 s 2 2 s 2 2 p6 3 s 2 3 p6 4 s 2 3 d 5
1º nivel: 2 electrones
2º nivel: 8 electrones
3º nivel: 13 electrones
4º nivel: 2 electrones
En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 - 2