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ESTRUCTURA ATÓMICA
Primeros modelos atómicos
1) MODELO ATÓMICO DE THOMSON
Imaginó el átomo como una esfera uniforme de materia cargada positivamente en cuyo
interior estarían incrustados los electrones. El número de electrones sería tal que el conjunto
fuera eléctricamente neutro. Debido a la apariencia se le llamó puding de pasas.
2) MODELO ANATÓMICO DE RUTHERFORD
Paralelamente a los estudios de Rutherford se comprobó que si la emisión de unas sustancias
llamadas radiactivas se hacían pasar entre los polos de un imán, una parte de la radiación se
desviaba hacia un lado, otra parte se desviaba hacia otro lado y una tercera parte no se
desviaba. Según esto se pueden distinguir tres tipos de emisiones radiactivas:
-
La radiación alfa: formada por partículas de masa relativamente elevada y carga positiva.
La radiación beta: formada por partículas que se mueven a gran velocidad, electrones.
Tienen carga negativa.
La radiación gamma: constituidas por ondas electromagnéticas, sin carga ni masa.
Con el fin de explicar estos resultados Rutherford ideó un nuevo modelo atómico que se basa
en los siguientes hechos:
I.
II.
III.
IV.
La mayoría de las partículas alfa no se desvían por lo que el átomo debe estar
hueco.
Cuando una partícula alfa rebota es porque debe chocar con una pequeña zona de
gran masa cargada positivamente. Se llamó núcleo del átomo.
Algunas partículas alfa sufren desviaciones, lo que se debe a que san cerca de un
núcleo y son repelidas por él.
Modelo análogo al sistema planetario.
Recibió el nombre del modelo nuclear.
3) NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO
Todos los átomos de un mismo elemento tienen en común el número de protones en su
núcleo, de modo que si este cambia, también cambia elemento. Este número se denomina
número atómico.
El número atómico es el número de protones que tiene un átomo y es característico de cada
elemento se representa mediante la letra Z.
Dado que la masa de los electrones es muy pequeña comparada con la masa de los protones o
los neutrones, se puede considerar que la masa de un átomo se debe a la masa de su núcleo,
es decir, a la suma de los protones y de los neutrones. Este número se llama número másico.
El número másico es la suma del número de protones y de neutrones que tiene un átomo. Se
representa mediante la letra A. A=Z+N.
Si llamamos N al número de neutrones se puede decir que A es igual a Z más N.
El número atómico y el másico se representa en la parte izquierda del símbolo del elemento
como subíndice y superíndice respectivamente.
A la vista de esto podemos decir que la masa de un protón, expresada en unidad de masa
atómica es igual a un uma (1u).
La masa de un neutrón, ligeramente superior a la del protón es también aproximadamente a
un uma.
El número másico es el número entero más cercano a la masa atómica de un elemento
La masa atómica, es decir, la masa de un átomo expresada en unidades de masa, no es un
número entero, ya que la masa de los protones y de los neutrones no es exactamente 1u;
además, incluye la masa de los electrones.
4) ISÓTOPOS
A pesar de que todos los átomos de un mismo elemento tienen igual número de protones, la
mayoría de los elementos están formados por átomos de distinta masa. Esto se debe a que es
posible que la cantidad de neutrones no sean la misma. A estos átomos se les llama isótopos.
Los isótopos son átomos de un mismo elemento, es decir, átomos con el mismo número de
protones, pero con diferente número de neutrones y, por ello, con distinto número másico.
Por ejemplo el hidrógeno está formado por tres isótopos: protio, deuterio y tritio.
Para calcular exactamente la masa atómica del hidrógeno, hemos de considerar la media
ponderada de los porcentajes del protio,duterio y tritio. Por ejemplo, sean A,B y C esosm
porcentajes respectivamente
M=(A*1+B*2+C*3)/100
5) TEORÍA CUÁNTICA
La teoría cuántica cambió la a noción que hasta entonces se tenía del átomo.
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HIPÓTESIS DEL PLANCK: según esta hipótesis la energía no es continua, si no que está
formada por pequeñas cantidades indivisibles o paquetes de energía llamados cuantos.
La energía ha de ser absorbida o emitida por cuantos completos, el cuanto no se puede
fraccionar.
La energía emitida por un cuerpo no puede tener un valor cualquiera, debe ser un
múltiplo entero de la energía del cuanto, cuyo valor viene dado por la siguiente
expresión: E=hf (f es la frecuencia).
MODELO ATÓMICO DE BOHR: se supone que era para mejorar el modelo de Rutherford,
este modelo se apoya en dos grandes posturas:
1) Primer postulado: el electrón sólo se mueve en unas órbitas circulares permitidas,
llamadas estacionarias en las que no emite energía. El tamaño de las órbitas está
cuantizado, por lo que depende de un número entero llamado número cuántico
principal que toma valores tales como n=1,2,3,4,5…. En función de la órbita
considerada.
2) Segundo postulado: cada órbita estacionaria se caracteriza por el valor de su energía.
Si el electrón salta de una órbita de mayor energía a otra de menor energía emite
una radiación cuya energía es la diferencia de las energías de ambas órbitas. Si el
salto es al contrario, la energía es absorbida. La energía emitida o absorbida en el
salto será E=E2-E1=hf
Las diversas capas o niveles de energía se llaman K,L,M,N,O,P,Q.. y el número máximo de
electrones que puede ocupar cada capa vine da por la expresión: 2n².
“n” es el número cuántico principal o el número de orden de la capa. Representa el nivel
de energía que ocupa el electrón yo toma los valores enteros 1,2,3,4,5,….
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OTROS NÚMEROS CUÁNTICOS: al estudiar los espectro de átomos con más de un
electrón, aparecían rayas desdobladas en varias que se encontraban muy próximas. Eso
indicaba saltos entre niveles de energía muy próximos. Entonces, para solventar el
problema, se supuso que cada nivel de energía estaba dividido en varios subniveles
definidos por otro número cuántico “l”.
“l” es el número cuántico secundario. Indica el subnivel de energía y sus valores son:
desde el cero hasta n-1.
Estos subniveles reciben los nombres de “s”, “p”, “d” , “f”, ….
Pero surgieron nuevas dificultades, porque aparecían nuevos desdoblamientos (efecto
Zeeman) que para poder ser explicados necesitaban un tercer número cuántico “m”.
“m” es el número cuántico magnético. Representa la orientación de las órbitas en el
espacio y sus valores son los comprendidos entre –l y +l pasando por cero( –l…0…+l).
Finalmente para terminar de explicar los espectros fue necesario introducir un cuarto
número cuántico “s”.
“s” es el número cuántico de Spin y se traduce como el giro del electrón sobre sí mismo y
puede tomar los valores ±1/2. AÑADIR.1
6) DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN NIVELES ENERGÉTICOS:
Como ya sabemos los electrones se sitúan ocupando los niveles de energía más bajos
posibles, es decir, comienzan a llenar las capas más internas. Este mismo criterio se
extiende a los subniveles de energía. Además sabemos que el número máximo de
electrones por nivel es 2n². Entonces ¿ cuántos electrones pueden existir como máximo
en cada subnivel?
En el primer nivel n=1, disponemos únicamente del subnivel s, en el que se pueden situar
dos electrones.
En el segundo nivel n=2, disponemos de los subniveles s y p. Si en total se pueden colocar
hasta ocho, en el subnivel p se pueden alojar como máximo 6.
Realizando este análisis obtenemos que el número máximo de electrones que puede
haber en los subniveles d y f son 10 y 14 respectivamente.
La estructura o configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus
electrones en los distintos niveles y subnivel de energía.
Los electrones están distribuidos en los distintos niveles y subniveles de energía de
acuerdo con la siguiente notación nlª, donde n es el número cuántico principal(nivel de
energía) y l representa el subnivel de energía y a es el número de electrones que hay en
el subnivel.
Los niveles y subniveles se llenan según el orden de llenado que figura en el diagrama de
Möeller ). Añadir el diagrama. AÑADIR 2
7) ORDENACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
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A Medida que se iban descubriendo nuevos elementos químicos surgieron intentos para
identificarlos.
Antecedentes históricos:
Los primeros método de clasificación Döbereiner se basó en la clasificación entre masas
atómicas y comportamiento químico y clasificó las sustancias en triadas(Li, Na, K)
Más tarde Newlands ordenó los elementos según sus masas atómicas crecientes, en
grupos de siete elementos, y observó que el octavo tenía propiedades similares al
primero. Esta ordenación se conoce como ley de las octavas (litio, berilio , boro, carbono,
nitrógeno, oxígeno, flúor//Na, Mg, Al, Si, S, Cl, P).
La Clasificación de Mendeliev es la de mayor relevancia de estas clasificaciones ya que
permite el establecimiento de la ley periódica, que dice: las propiedades de los
elementos químicos no son arbitrarias, sino que varían sistemáticamente con la masa
atómica.
8) OTRAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
La primera es configuración electrónica pero hay más:
1) VOLUMEN ATÓMICO: el volumen atómico de un elemento es el volumen que ocupa
un mol de átomos. Se calcula dividiendo la masa atómica entre la densidad. Dentro
de un mismo grupo, el volumen atómico aumenta con el número atómico, ya que
supone un aumento del número de capas electrónicas.
Dentro de un período, el volumen disminuye con el número atómico, ya que se
incrementa el número de protones que atraen cada vez más intensamente a los
electrones externos, produciéndose una contracción en el volumen. Sin embargo, en
los últimos elementos de cada período el número de electrones es tan grande que se
repelen mutuamente y originan un aumento del volumen.
Como el radio atómico es proporcional al volumen, su variación es similar a lo que
acabamos de estudiar.
2) ENERGÍA DIONIZACIÓN: antiguamente se le llamaba potencial de ionización y se
representa Ei. La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un
electrón a un átomo en estado gaseoso. La energía de ionización disminuye al
descender en un grupo, ya que aumenta la distancia entre el núcleo y el electrón,
con lo que éste estará cada vez menos atraído.
Al desplazarnos hacia derecha en un período aumenta la carga nuclear, el electrón
está cada vez más atraído y, por tanto, la energía de ionización es cada vez mayor.
3) AFINIDAD ELECTRONICA (AE): los átomos que tienen la órbita externa casi completa
tienden a captar electrones para transformar su configuración electrónica y la del gas
noble correspondiente. La afinidad electrónica o electro afinidad es la energía que se
libera cuando un átomo gaseoso capta un electrón y se convierte en un ión negativo,
la afinidad electrónica disminuye al descender en un grupo del sistema periódico, ya
que los electrones externos están más lejos del núcleo y menos atraídos por él.
A lo largo de un período, salvo excepciones, la electroafinidad aumenta por
incrementarse la carga nuclear y disminuir el tamaño atómico. Los gases nobles son
una excepción ya que no captan electrones.
4) ELECTRONEGATIVIDAD: es una propiedad característica de los átomos enlazados y no
de los aislados. Se representa EN y es la tendencia que tiene un átomo para atraer
hacia sí mismo al par de electrones de un enlace. Al descender en un grupo aumenta
el volumen atómico y disminuye la atracción del núcleo sobre los electrones la EN
disminuye.
A lo largo de un período aumenta la carga nuclear y las fuerzas atractivas por los
electrones de los enlaces, por lo que la EN se incrementa, salvo en los gases nobles
que no son electronegativos.
5) VALENCIA IÓNICA: es el número de electrones que gana o pierde para formar un ión
estable.
6) CARÁCTER METÁLICO Y NO METÁLICO: un metal es un elemento que cede fácilmente
electrones.
Un no metal es un elemento que gana fácilmente electrones.