El átomo: sus partículas elementales

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1 El átomo: sus partículas elementales Los rayos catódicos estaban constituidos por partículas cargadas negativamente ( a las que se llamo electrones) y que la relación carga/masa de éstas partículas era independiente del gas contenido dentro del tubo. Cuando el tubo contenía hidrógeno, se obtenía el máximo valor para la relación carga/masa. A esas partículas cargadas positivamente que fueron las más pequeñas que era posible aislar se las denomino protones.

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3 UO 2 PbO 2 + He 2+

4 Átomo de Bohr Postulados 1)Un átomo posee un determinado número de órbitas estacionarias, en las cuales los electrones no radian ni absorben energía, aunque estén en movimiento. 2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas 3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de (donde h es la constante cuántica universal de Planck). = Reemplazando v y despejando r: con Z = 1, e= C y k = J-m/C

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6 Modelo atómico de Sommerfeld. *Las órbitas descritas por los electrones, dentro de cada nivel energético definido por Bohr, pueden ser circulares o elípticas, lo que supone pequeñísimas diferencias en los estados energéticos de los electrones. *Cuando el electrón recorre una órbita su forma su forma espacial esta de acuerdo a la relación: b/a = (n-l)/n Así para n= 1 l debe valer 0 y b/a =1 o sea a=b orbita circular para n=2 l puede valer 0 a = b orbita circular l puede valer 1 b/a = ½ orbita elíptica A n se lo llama numero cuántico principal (coincide con el numero de orbita de Bohr y representa su energía). A l se lo llama numero cuántico azimutal e indica la forma del orbital.

7 *Cuando el electrón recorre una órbita elíptica puede variar su orientación espacial. El número de orientaciones posibles esta dado por m= 2l + 1 Para l = 0 (s) m tomo un único valor ( única orientación) Para l = 1 (p) m tomo 3 valores, hay tres orientaciones posibles

8 Diagrama simplificado

9 Diagrama de energía de los orbitales para átomos no hidrogenoides. Las elipses tienen una energía levemente superior a la anterior. Para n grandes se superponen las energías de los distintos orbitales

10 El espín del electrón El espín es una propiedad propia del electrón, es decir, que no surge de su movimiento orbital en torno al núcleo atómico. Las partículas con espín presentan un momento magnético, recordando a un cuerpo cargado eléctricamente en rotación. El número cuántico de espin (m s ) toma alguno de los siguientes valores +/- ½. Su interpretación física es que indica la orientación que tiene el eje de giro del electrón

11 Modelo Atómico Moderno. Ecuación de Schrödinger Un estado cuántico es un objeto matemático que contiene la información de que disponemos sobre un sistema físico. La naturaleza ondulatoria del electrón permite que este sea descrito por una ecuación de ondas. Schrödinger (1926) formuló una ecuación (ecuación de ondas de Schrödinger) que describe el comportamiento y la energía de las partículas subatómicas. Esta ecuación incorpora tanto el comportamiento de partícula, en términos de la masa m, como el de onda, en términos de una función de onda Ψ La ecuación de onda de Schrödinger, toma la forma: *El movimiento de una partícula queda regido por una función matemática que asigna, a cada punto del espacio y a cada instante, la probabilidad de que la partícula descrita se halle en tal posición en ese instante. *La ecuación Ψ(r, φ, θ) 2dτ nos da la probabilidad de encontrar el electrón en un elemento de volumen dτ (densidad de probabilidad)

12 Se define la función de distribución radial R(r) 2 r 2, como la densidad de probabilidad (probabilidad por unidad de distancia) de encontrar al electrón en un elemento de capa esférica situado entre r y r + dr. Utilizando esta función es posible calcular la probabilidad de encontrar al electrón a cierta distancia del núcleo

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15 Postulados de Pauli *Los electrones ocupan los orbitales de menor energía posible de forma estable (estado estacionario). *En cada orbital hay un número máximo de 2 electrones. *No puede haber en un átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2

16 Tabla Periódica Ordena los elementos de acuerdo al numero de protones crecientes. Su análisis permite inferir que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número de protones (número atómico). Se define: *Electrón diferenciante: último electrón incorporado *Nivel o capa de valencia: orbitales que poseen el mayor valor de n *Electrones de valencia: número de electrones que hay en el nivel o capa de valencia

17 Radio atómico: esta definido como mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes Efecto de pantalla : es aquel capaz de atenuar la fuerza atractiva neta del núcleo del átomo sobre el electrón, debido a la presencia de otros electrones en capas inferiores y del mismo nivel energético.

18 Energía de Ionización: Es la energía mínima necesaria que hay que entregar a un átomo para sacar un electrón de un átomo cuando éste se encuentra, gaseoso y en su estado fundamental (no excitado). Si el átomo se encuentra eléctricamente neutro se habla de 1ra energía de ionización. A(g) A + (g) + e - ΔH = E I1 > 0 Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo que se encuentra, gaseoso y en su estado fundamental (no excitado) incorpora un electrón. A(g) + e - A - (g) ΔH = Af e1 < 0 Electronegatividad (Mulliken) : promedia la afinidad electrónica afinidad electrónica Af e. y las energías de ionización de sus electrones de valencia E I. Las unidades empleadas son el kj/mol. Se lo interpreta como una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro en un enlace covalente e M = ½ ( E I + Af e )

19 Potencial iónico ( ϕ): se define como la relación entre la carga de in ión y su radio ( φ = z/r con z carga del ión y r su radio iónico). En general, ϕ se interpreta como la densidad de carga en el ión. Se entiende como un ión poco deformable ante la influencia de un campo eléctrico ( duro) a aquel que posee una alta densidad de carga positiva alrededor del núcleo atómico y un radio iónico pequeño. Por otro lado, un ión fácilmente deformable ante la influencia de campos eléctricos externos (blando) posee una baja densidad de carga positiva alrededor del núcleo y un radio relativamente grande.

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