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TEMA 4. EL ÁTOMO.
ESTRUCTURA ATÓMICA.
GUIÓN DEL TEMA
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN.
PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS.
NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO.
ISÓTOPOS E IONES.
MODELO ATÓMICO DE BOHR.
MODELO MECANO-CUÁNTICO.
DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN LOS
ÁTOMOS.
1. EL DESCUBRIMIENTO DEL
ELECTRÓN.
• La teoría atómica de Dalton (1808) supone que los
átomos son indivisibles.
• Algunas experiencias relacionadas con la electricidad
(electrolisis, electricidad estática) nos indican que la
materia tiene naturaleza eléctrica.
• Tanto las experiencias con tubos de descarga, donde
aparecen los rayos catódicos, como algún tipo de
radiactividad natural, demostraban la existencia de
unas partículas con carga negativa, a las que J.J.
Thomson llamó electrones.
2. PRIMEROS MODELOS
ATÓMICOS.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON.
• “El átomo es como una esfera uniforme de electricidad
positiva en la que se encuentran incrustados los
electrones, en un número suficiente para que la carga
total sea nula”.
• Explica la existencia de iones y los fenómenos de
electricidad estática.
• En 1886, con las experiencias en los tubos de descarga se
consiguió aislar unas partículas con carga positiva (rayos
anódicos). A la menor de estas partículas, se le llamó
protón, y se pensó que era otra partícula constituyente de
los átomos.
MODELO ATÓMICO DE
THOMSON
2. PRIMEROS MODELOS
ATÓMICOS.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
• En 1911 Rutherford lleva a cabo una experiencia para
estudiar la radiactividad.
• Bombardeó con partículas radiactivas α (con carga
eléctrica positiva) una fina lámina de oro.
• Obtuvo resultados sorprendentes: algunas partículas α
se desviaban y algunas rebotaban.
• Rutherford propuso entonces que el átomo debía
tener una zona central donde se concentrase toda su
masa y la carga positiva.
EXPERIENCIA DE
RUTHERFORD
EXPERIENCIA DE
RUTHERFORD
3. NÚMERO ATÓMICO Y
NÚMERO MÁSICO.
• Rutherford propuso la existencia de una tercera partícula,
sin carga pero con masa parecida al protón, que se
encontraría en el núcleo del átomo, a la que llamó
neutrón. Fue descubierta en 1932.
• Llamamos número atómico Z al número de protones de
un átomo. Determina de qué elemento hablamos.
• Si el átomo es neutro, el número de electrones es igual
que el de protones.
• Llamamos número másico A al número de protones más
el número de neutrones de un átomo.
• El número de neutrones N, cumple A = Z + N.
• Los átomos se representan
A
Z
X
4. ISÓTOPOS E IONES.
• Isótopos son átomos con igual Z y diferente A. Son
átomos con igual número de protones y diferente
número de neutrones.
• La masa atómica de un elemento es la media
ponderada de las masas de los diferentes isótopos.
• Iones son átomos con carga eléctrica, debido a que
han ganado o perdido electrones. Si tienen carga
positiva por perder electrones se llaman cationes. Si,
por el contrario, tienen carga negativa por ganar
electrones se llaman aniones.
4. ISÓTOPOS E IONES.
5. MODELO ATÓMICO
DE BOHR.
• El modelo de átomo
propuesto por Rutherford
no era capaz de explicar los
espectros atómicos de los
gases.
• Cada elemento tiene un
espectro
atómico
característico, como si se
tratase de una huella
dactilar.
5. MODELO ATÓMICO DE BOHR.
• Por esa misma época, surge la Física Cuántica, con la
hipótesis de Planck, que postula que la energía es emitida por
los materiales en forma de paquetes de energía, llamados
cuantos o fotones.
• La energía de cada fotón viene dada por:
E=h·ν
donde h = 6,63·10-34 J·s (constante de Planck)
y ν es la frecuencia de la radiación emitida (se mide en
Hz).
• La longitud de onda de la radiación electromagnética emitida
λ (se mide en m) está relacionada con la frecuencia ν:
c=λ·ν
5. MODELO ATÓMICO DE BOHR.
• En 1913, Bohr aplica al átomo las ideas cuánticas de Planck,
consiguiendo explicar los espectros atómicos.
• Los postulados del modelo de Bohr son:
1) Los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del
núcleo. Cada órbita tiene un nivel energético diferente y los
electrones no emiten ni absorben energía si se mantienen en
la misma órbita.
2) Sólo son posibles determinadas órbitas que cumplen la
condición m·v·r = n· h/2π (por esto se dice que el átomo está
cuantizado).
3) Cuando el electrón pasa de un nivel a otro más cercano al
núcleo emite una cantidad de energía ∆E = h · ν en forma
de radiación electromagnética.
5. MODELO ATÓMICO DE BOHR.
• Cada raya del espectro corresponde a la longitud de
onda de la radiación electromagnética emitida cuando
un electrón pasa de un nivel de mayor energía a otro
de menor energía.
• La teoría de Bohr permitía predecir las diferentes
longitudes de onda para el espectro del hidrógeno, sin
embargo no servía para explicar las de átomos con
más de un electrón.
6. MODELO MECANO-CUÁNTICO.
• La Física Cuántica siguió desarrollándose, y dos
aspectos de la misma fueron fundamentales para
seguir con el desarrollo de nuestra idea de átomo.
• La hipótesis de De Broglie.(Dualidad ondapartícula). De Broglie propuso que todas las
partículas materiales muy pequeñas (por ejemplo los
electrones)
también
tenían
comportamiento
ondulatorio.
• El principio de incertidumbre de Heisenberg. No
es posible conocer con exactitud simultáneamente
donde está un electrón y hacia donde se mueve.
6. MODELO MECANO-CUÁNTICO.
• Esto hace que el concepto de órbita desaparezca,
siendo sustituido por el de orbital, definido como la
zona alrededor del núcleo donde la probabilidad
de encontrar al electrón, con una determinada
energía, es muy alta.
6. MODELO MECANO-CUÁNTICO.
• Cada orbital está definido por tres números llamados
cuánticos.
• El número cuántico principal n = 1,2,3,… indica el
nivel de energía donde se sitúa el electrón y el tamaño del
orbital.
• El número cuántico secundario o azimutal l indica la
forma del orbital. También influye en la energía del
electrón. l = 0,…, n-1.
• El número cuántico magnético m nos indica la
orientación espacial del orbital m = -l,…,0,…,+l
• Los tres números cuánticos que representan un
orbital se pueden expresar como una terna de
números (n,l,m).
• Normalmente, los orbitales se representan mediante el
número cuántico n y una letra asociada al número
cuántico l.
NÚMERO CUÁNTICO l
LETRA ASOCIADA
0
s
1
p
2
d
3
f
6. MODELO MECANO-CUÁNTICO.
•
•
•
•
•
•
•
Veamos los posibles orbitales:
n=1→ l=0→m=0
ORBITAL
n=2→ l=0→m=0
ORBITAL
n = 2 → l = 1 → m = -1
ORBITAL
n=2→ l=1→m=0
ORBITAL
n = 2 → l = 1 → m = +1
ORBITAL
n=3→ l=0→m=0
ORBITAL
1s
2s
2p
2p
2p
3s
6. MODELO MECANO-CUÁNTICO.
• n = 3 → l = 1 → m = -1
ORBITAL
• n=3→ l=1→m=0
ORBITAL
• n = 3 → l = 1 → m = +1
ORBITAL
• n = 3 → l = 2 → m = -2
ORBITAL
• n = 3 → l = 2 → m = -1
ORBITAL
• n=3→ l=2→m=0
ORBITAL
• n = 3 → l = 2 → m = +1
ORBITAL
• n = 3 → l = 2 → m = +2
ORBITAL
NOTA: HACER LOS EJERCICIO 8 Y 9
3p
3p
3p
3d
3d
3d
3d
3d
ORBITALES DE TIPO s
ORBITALES DE TIPO p
ORBITALES DE TIPO d
ORBITALES DE TIPO f
7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
EN LOS ÁTOMOS.
• En cada orbital pueden encontrarse 2 electrones como
máximo. Cada uno de estos electrones queda
determinado por los tres números cuánticos anteriores
y un cuarto número cuántico, s = ½, - ½ , que se
conoce como número cuántico de spin. Está
relacionado con el giro del electrón sobre sí mismo.
• Principio de exclusión de Pauli. “Dos electrones de
un átomo no pueden tener los cuatro números
cuánticos iguales”.
7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA
EN LOS ÁTOMOS.
• Los orbitales se representan mediante cuadrados y los
electrones que se encuentran en dichos orbitales se
representan mediante flechas, con diferente
orientación, según su número de spin.
• Los orbitales de un determinado subnivel (por
ejemplo 2p) tienen la misma energía. Se llaman
orbitales degenerados.
• Principio de máxima multiplicidad de Hund. “Los
electrones ocupan los orbitales degenerados ocupando
el mayor número de orbitales, es decir, lo más
desapareados posible”.
REPRESENTACIÓN CON
CUADRADOS DE LOS DIFERENTES
TIPOS DE ORBITALES
7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN
LOS ÁTOMOS.
• Llamamos configuración electrónica en estado fundamental
a la distribución de los electrones de un átomo en los
diferentes orbitales, de manera que los electrones se sitúen en
los niveles de mínima energía posible.
• Este proceso de llenado de orbitales se conoce como proceso
de construcción Aufbau.
• El diagrama de Moeller, que mostraremos a continuación nos
muestra el orden general de llenado.
• Puede haber excepciones. Los ejemplos más claros son el
cromo (Z = 24) y el cobre (Z = 29).
• Otras ordenaciones electrónicas también son posibles, pero
entonces decimos que se trata de una configuración
electrónica en un estado excitado.
DIAGRAMA DE MOELLER
CONFIGURACIONES
ELECTRÓNICAS
• Se pueden observar a la
derecha las
configuraciones
electrónicas en estado
fundamental de los 10
primeros elementos de la
tabla periódica.
• También se puede
observar como el llenado
se realiza de acuerdo con el
principio de máxima
multiplicidad de Hund.
7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN
LOS ÁTOMOS.