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Átomos, iones y
Moléculas
PROFESOR: MATÍAS HERNÁNDEZ SEPÚLVEDA
Átomo
Elemento
Átomos e Iones
Ejercitemos:
Símbolo
A
Z
Na
23
11
Ca
40
Cl
S
p+
e-
20
17
55
n0
18
16
Átomo Neutro

Gana electrones
Ion negativo
Anión (-)
Z = número de protones

Pierde electrones
Ion positivo
Catión (+)
Número de electrones
Ejercitemos:
Símbolo
A
Na+
23
Ca+2
40
Cl-
S-2
Z
p+
11
20
17
55
n0
16
18
e-
Relación entre los
átomos
Isótopo
Igual Z,
pero distinto A
Átomos de un mismo elemento, con
igual número de protones, pero
distinto número de neutrones.
Aplicaciones de algunos isótopos
Datación por C-14
Medicina
Átomos de elementos
distintos, con diferente
número atómico, pero igual
masa atómica.
Isóbaro
Igual A,
pero
distinto Z
Isótono
Átomos de un mismo elemento, con
distinto número de protones pero
igual número de neutrones.
Distinto A,
Distinto Z pero
igual número de
neutrones.
Isoeléctrico
Átomos de elementos
distintos, con igual número de
electrones.
Independiente
del A y del Z
10Ne
+1
11Na
Ejercitemos
20 −2
𝑊
10
65 −2
𝑋
55
23
𝑌
12
20
𝑍
11
Modelo atómico de Thomson
Modelo de esfera maciza o “pudín de pasas”

En el año 1897 Thomson pensaba que el átomo era una esfera
electrizada positivamente, en la cual estaban distribuidas en forma
homogénea las cargas negativas.
Modelo atómico de Rutherford

Ernest Rutherford en 1911 concibió un experimento que consistía
en lanzar partículas alfa (iones positivos de helio) contra una
finísima película de oro y otros metales.

Lo que se esperaba del modelo de Thomson

Resultados del experimento actual

Modelo de Rutherford
• Para Rutherford, el átomo era un sistema planetario
de electrones girando alrededor de un núcleo atómico
pesado y con carga eléctrica positiva.
• Los electrones giran a grandes distancias alrededor
del núcleo en órbitas circulares.
El error de Rutherford

No contempló que toda partícula cargada eléctricamente como el
electrón debe perder energía continuamente por emisión de
energía radiante.
El electrón en su movimiento debe
emitir y liberar energía, lo que
acabaría cayéndose sobre el núcleo
en una trayectoria en espiral.
Modelo atómico de Bohr

Según Bohr en el año 1913 formuló que los electrones sólo pueden
describir ciertas órbitas circulares de forma estable. Estas órbitas
tienen una energía determinada.

Si el electrón absorbe suficiente energía (al excitar el átomo) salta a
una órbita más externa (más alejada del núcleo), y sólo vuelve a
una órbita permitida si emite la energía absorbida en forma de
radiación electromagnética.
Planteamiento para el átomo de Hidrógeno

El átomo de hidrógeno tiene un electrón que está girando en la
primera órbita alrededor del núcleo. Esta órbita es la de menor
energía.

Debido a su simplicidad el modelo atómico de Bohr es utilizado
frecuentemente como una simplificación de la estructura de la
materia.
Espectros de emisión

En condiciones normales los electrones ocupan los niveles de
menor energía posible. Así se habla que los electrones están en el
estado fundamental.

Los átomos pueden absorber energía (como recibir energía de una
llama). Cuando lo hacen se dice que los electrones están en un
estado excitado.

Cuando un electrón gana energía se dice que libera energía
radiante.

Cuando un electrón pierde energía se dice que emite energía
radiante.

http://www.dlt.ncssm.edu/core/Chapter8Atomic_Str_Part2/chapter8-Animations/ElectronOrbits.html
Contribución de Max Planck

En 1900 el físico alemán propuso que los átomos y las moléculas
emitían (o absorbían) energía en pequeños paquetes que los llamó
cuantos.

La energía se emite en múltiplos enteros.
Efecto Fotoeléctrico

Los electrones pueden salir desde la superficie de ciertos metales.

Se necesita un mínimo de energía para sacar a los electrones del
átomo llamada frecuencia umbral.

La luz está constituida por partículas (fotones), y la energía de
tales partículas es proporcional a la frecuencia de la luz.
Modelo Mecano-Cuántico

Dualidad Onda-Partícula

En 1924 Louis de Broglie propuso que los electrones tienen una
naturaleza de onda y de partícula ¡¡¡ AL MISMO TIEMPO !!!

Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta
velocidad, también se comporta como onda.
Principio de Incertidumbre de Heisenberg

En 1926, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer
con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón.
Ecuación de Schrödinger

En 1927, Erwin Schrödinger formuló una ecuación matemática
compleja que puede predecir las zonas donde sería más probable
encontrar un electrón alrededor del núcleo y así organizar los
electrones dentro del átomo.

Esta función es llamada densidad electrónica.

La probabilidad de encontrar al electrón es mayor mientras más
cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo.
Números Cuánticos

La distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a
una serie de reglas que se traducen en un modelo matemático que
reconoce 4 números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n)

2. Número cuántico secundario (l)

3. Número magnético (m)

4. Número de spin (s)
Número cuántico principal (n)

Se representa con la letra “n” e indica el nivel de energía en el que
se encuentra un electrón.

Numéricamente, n puede tomar valores enteros.

El número cuántico principal se relaciona también con la distancia
promedio que existe entre el núcleo y un electrón.
Número cuántico secundario (l)

Indica la forma del orbital atómico.

Su valor depende del número cuántico principal (n), pues toma
todos los números enteros entre 0 y n -1

Si n = 1, entonces
l=0

Si n = 2, entonces
l = 0,1

Si n = 3, entonces
l = 0,1,2

Si n = 4, entonces
l = 0,1,2,3

Si l = 0  Orbital “s”

Si l = 1  Orbital “p”

Si l = 2  Orbital “d”

Si l = 3  Orbital “f”
Número cuántico magnético (m)

Indica la orientación que tiene en el espacio un orbital atómico.

Su valor depende del número cuántico secundario (l), pues “m”
toma todos los números enteros entre –l , 0 y +l .

En resumen:
Número cuántico de spin (s)

Se asocia a la existencia del espín electrónico que consiste en la
propiedad del electrón de girar sobre sí mismo como si fuera una
diminuta esfera.
Ejemplo:

Determinar los números cuánticos principal (n), azimutal (l) y
magnético (m) para las siguientes expresiones:
a) 4d
Ejercicios:

Determinar los números cuánticos principal (n), azimutal (l) y
magnético (m) para las siguientes expresiones:
a) 4s
e) 4p
b) 3p
f) 4f
c) 2s
g) 5s
d) 3d
h) 6p