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ESTRUCTURA ATÓMICA
Las ideas de Dalton:
 La materia está formada por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
átomos.
 Los átomos del mismo elemento son iguales entre sí
 Los cuerpos se hallan formados por átomos de distinta clase
 Los átomos de distintos elementos tienen masa y propiedades diferentes
 En los procesos químicos la masa total de las sustancias que intervienen no varía
Actualmente se sabe que el átomo es divisible, pero en conjunto las ideas de Dalton
son correctas
Modelos atómicos
Thomson ( 1904 )
Pensó que el átomo debía poseer en algún punto de la superficie carga positiva
para neutralizar la carga negativa de los electrones. Imaginó su átomo formado
por una esfera de carga positiva que llevaba incrustados los electrones de carga
negativa.
Rutherford ( 1911 )
Discipulo y sucesor de Thomson en la cátedra de Cambridge, trató de confirmar
la teoría de su maestro bombardeando laminillas muy finas de oro con partículas
alfa procedentes de material radiactivo.
Al chocar las partículas alfa ( portadoras de carga positiva ) con la lámina, la mayoría
las atravesaban, pero un buen número se desviaba formando ángulos muy amplios, e
incluso algunas retrocedían en sentido contrario
Rutherford propuso que el átomo posee un núcleo central, de reducidísimo
tamaño, en el cual reside toda la carga positiva y la masa del átomo. Alrededor
del núcleo y a cierta distancia de él, se hallan los electrones, con carga negativa
igual que la positiva del núcleo.
Lo que no explicó fue el modo cómo los electrones podían hallarse fuera sin ser atraídos
hacia el núcleo
1
Bhor ( 1913 )
Rutherford intentó explicar la estabilidad del átomo admitiendo que los electrones se
mueven rápidamente alrededor del núcleo y equilibran la fuerza atractiva con la
repulsiva del giro. Pero según la teoría electromagnética clásica, toda carga eléctrica en
movimiento irradia energía electromagnética, y a medida que el electrón pierde energía,
sus trayectorias circulares se convierten en espirales hacia el núcleo y el átomo se
descompone, cosa que no pasa
Bhor propuso una solución que rompía con la tradición científica.



Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares,
pero sin emitir energía
Los electrones pueden estar alrededor del núcleo pero sólo en ciertos
niveles de energía
Siempre que el electrón salte a una órbita interior, emite energía en forma
de radiación y viceversa. Si un electrón pasa de una órbita 2 a una 3 el
átomo absorbe la misma energía que emite si pasa de la 3 a la 2
Bhor se basó en la teoría cuántica de Max Planck (1900 ): la E. no puede ser emitida ni
absorbida por un átomo de forma continua, sino en cantidades discretas (paquetes ) de
energía que llamó cuantos
El éxito de Bhor fue la explicación del espectro del Hidrógeno
Un espectro atómico consta de una serie de rayas que indican las frecuencias a
las que el átomo emite luz o la absorbe. Si un átomo se excita ( por un fuerte
calentamiento ), emite luz, aunque sólo a unas frecuencias determinadas,
características de cada elemento. Análogamente, si se pasa luz a través de unos
átomos en estado gaseoso, se absorbe precisamente a las mismas frecuencias.
Los espectros se obtienen en un espectrómetro, en este la luz emitida por los
átomos pasa por un prisma, que la descompone por frecuencias, y a continuación
incide sobre una placa fotográfica, donde se impresionan una serie de rayas (
cada raya indica una frecuencia )
El espectro mas sencillo es el del Hidrógeno, con el modelo de Bhor es fácil
explicarlas estas series espectrales.
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Correcciones del modelo de Bhor:
Al perfeccionarse las técnicas espectroscópicas cada raya del espectrómetro se
vio que eran varias muy juntas, por lo que cada estado energético imaginado
para el electrón eran varios y cada orbita de Bhor debería de ser un conjunto de
órbitas muy próximas.
En 1915 Sommerfield lo corrigió, cada conjunto de órbitas serían todas iguales
pero con distinta orientación en el espacio.
Zeeman sometió a las muestras excitadas a un campo magnético, obtuvo dos
nuevas posibilidades , los distintos planos donde puede girar el electrón.
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El modelo de Bhor, pese a las correcciones, se vio desbordado a finales de los años 20,
incapaz de adaptarse a las nuevas informaciones y a los nuevos hechos que se
descubrían.
Modelo de Orbitales
Surge una nueva teoría que explica el átomo adaptándolo a los nuevas informaciones.
Ya no se habla de órbitas sino de orbitales: regiones del espacio alrededor del núcleo
donde la posibilidad de encontrar al electrón es muy alta.
En cada orbital no puede haber mas de dos electrones.
Los orbitales se agrupan en 7 niveles energéticos, en cada nivel hay subniveles
energéticos: s, p, d. f que se diferencian en su forma y orientación en el espacio
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El orbital S
___
S
El Orbital P
___ ___ ___
PX
PY
PZ
El orbital D
___
DX-Y
___
DX-Z
___
DY-Z
___
DX2Y2
___
DZ2
El orbital F
____ ____ ____ ____ ____ ____ ____
Basándonos en todo esto podemos hacer la configuración electrónica ( distribución de
electrones en los orbitales ) de loa átomos.
Diagrama de Moeller
n
S
1
P
D
F
X
X
X
X
X
2
3
X
4
5
Reglas de llenado:
Principio de exclusión de Pauli ( no pueden existir dos electrones en un mismo
átomo con los cuatro nº cuánticos iguales, es decir los electrones de un átomo
tienen todos diferente cantidad de energía )
Principio de energía mínima ( un electrón se sitúa en aquel orbital en el que la
suma n+L sea la mas pequeña y en caso de igualdad de suma el de menor n )
Regla de Hund ( los electrones se van situando en los orbitales de energía de
manera que sus espines permanezcan desapareados el mayor tiempo posible )
Ejemplo: Z = 14
1S2 2 S2 2 P6 3 S2 3P2
5
57
89
58
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ISÓTOPOS
Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian en su número
másico
Nº atómico ( Z ): es el número de protones de un átomo ( coincide con el
nº de electrones )
Nº másico ( A ): es el número de protones ( Z ) y neutrones ( A ) que
tiene un átomo en su núcleo
A=Z+N
A
X
Representación del isótopo
Z
Ejemplo: pléyade del hidrógeno
Hidrógeno ( H )
protio
1
H
99,985 %
H
0,015 %
H
0,000 %
1
2
Deuterio ( D )
1
3
Tritio ( T )
1
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Los átomos de los elementos tienden a ganar, perder o compartir electrones para conseguir que su nivel
mas externo adquiera la configuración de gas noble ( son elementos que no presentan ninguna tendencia a
reaccionar ni a formar agrupaciones de átomos por que poseen mucha estabilidad ) Regla del octeto
ENLACES QUÍMICO
Ya hemos visto cómo los átomos, tienden a unirse y formar agrupaciones estables. Estas
uniones son lo suficientemente fuertes como para que no se separen, se llaman enlaces
químico
Enlace iónico ( entre metales y no metales )
Los iones positivos o cationes: se forman cuando un átomo de un elemento
pierde uno o mas electrones de su nivel mas externo y adquiere tantas cargas
positivas como electrones a cedido
Los iones negativos o aniones: se forman cuando un átomo de un elemento gana
uno o mas electrones en su nivel mas externo y adquiere tantas cargas negativas
como electrones ha ganado
Al formarse iones con carga de distinto signo se forman fuerzas de atracción
electrostática entre iones de distinto signo = enlace iónico
Propiedades:
Son todos sólidos cristalinos
Puntos de fusión y ebullición altos ( fueras de atracción fuertes )
Solubles
No conducen la corriente eléctrica
Resistentes a la dilatación
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Enlace covalente ( entre no metales )
Hay sustancias cuyos átomos no forman iones para establecer un enlace, sino que para
conseguir una configuración estable recurren a compartir electrones.
Al compartir electrones los dos átomos, es como si ambos ganaran electrones
Propiedades:
Son gases o líquidos generalmente
Los sólidos
orgánicos: se funden fácilmente
Inorgánicos: se funden difícilmente
Malos conductores
Insolubles en agua
Solubles en compuestos orgánicos
Fuerzas de atracción entre moléculas débil
Enlace metálico ( entre metales )
Los átomos de los metales ( forman una red cristalina ) pueden perder algunos de los
electrones de su nivel mas externo y convertirse así en iones positivos.
Los electrones que han perdido los átomos de los metales forman una nube electrónica
que envuelve dichos átomos y que puede desplazarse entre ellos
Propiedades:
Conducen bien el calor y la electricidad
Punto de fusión y ebullición elevados ( fuerza de atracción entre átomos alta )
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