Estudio del átomo: 1. Átomos e isótopos 2. Modelos Atómicos 3. Teoría cuántica. Ing. Sol de María Jiménez González

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1 Estudio del átomo: 1. Átomos e isótopos 2. Modelos Atómicos 3. Teoría cuántica 1

2 Núcleo: protones y neutrones Los electrones se mueven alrededor. Característica Partículas Protón Neutrón Electrón Símbolo p + n e - Masa (kg) 1,6726 x ,6749 x ,1094 x Masa (u) 1,0073 1,0087 5,5206 x 10-4 Carga eléctrica relativa

3 El volumen que ocupan los electrones es veces mayor que el del núcleo, por lo que es prácticamente el volumen del átomo. La masa de un protón o un neutrón es 2000 veces mayor que la de un electrón, por la masa de los nucleones es prácticamente la masa del átomo. El núcleo es 10 8 veces más denso que la región electrónica o nube electrónica. 3

4 Es el número de protones Símbolo: Z Identifica el elemento al cual pertenece el átomo. Todos los átomos de un mismo elemento tienen idéntico número de protones o número atómico. 4

5 NÚMERO ATÓMICO NOMBRE SÍMBOLO MASA ATÓMICA (u) 1 Hidrógeno H 1, Helio He 4, Carbono C 12,011 7 Nitrógeno N 14,007 8 Oxígeno O 15, Sodio Na 22, Magnesio Mg 24, Cloro Cl 35, Potasio K 39, Calcio Ca 40, Hierro Fe 55, Cobre Cu 63, Bromo Br 79, Plata Ag 107,87 5

6 Un átomo es neutro son átomos con igual número de protones o Z pero diferente cantidad de electrones Cl - K + K K + + e - queda con carga positiva Catión: átomo neutro pierde electrones Cl + e - Cl - queda con carga negativa Anión: átomo neutro gana electrones 6

7 Es el número de nucleones: la suma de protones más neutrones. Símbolo: A Son átomos de un mismo elemento (igual número de p + ) que poseen diferente número de neutrones. En los isótopos A es diferente 7

8 Número de neutrones = número de masa número atómico 8

9 Ejercicio: Cuál es el número de protones, el número atómico y el número de electrones de un isótopo de calcio, si su número de masa es 48 y su número de neutrones es 28? A = 48 n = 28 p + =? Z =? e - =? A = n + p + p + = A n p + = p + = 20 En un átomo neutro Z = p + y p + = e - Z = 20 y e - = 20 A Z 9

10 Ejercicio: Un isótopo iónico de cloro tiene una carga 1-, su número de masa es 35 y su número atómico es 17. Cuál es su número de protones, neutrones y electrones? Isótopos: Son átomos de un mismo elemento (igual número de protones) que poseen diferente número de neutrones. A = 35 Z = 17 p + =? n =? e - =? Z = p + p + = 17 A Z A = p + + n n = A p + n = n = 18 e - = p e - = e - = 18 El ion tiene un electrón más que el átomo neutro 10

11 Elementos: mezcla de isótopos Isótopos inestables Isótopos estables Núcleos se descomponen en corto tiempo Núcleos no tienden a descomponerse 11

12 La masa atómica de un elemento es el promedio ponderado de las masas de los isótopos que lo componen Masa atómica = masa x abundancia relativa = (masa del isótopo) x (% abundancia) 12

13 Ejercicio: Un elemento presenta sólo dos isótopos, cuyas masas son 79,82 uma y 78,73 uma. Si la abundancia relativa del primero es 21,1%, cuál es la masa atómica del elemento? Isótopo 1 Masa: 79,82 Abundancia: 21,1% Isótopo 2 Masa: 78,73 Abundancia:? % Abundancia Isótopo 2 = ,1% = 78,9% Masa atómica= (masa x abundancia) isótopo 1 + (masa x abundancia) isótopo 2 Masa atómica= (79,82 x 0,211) + (78,73 x 0,789) Masa atómica= 78,96 uma 13

14 Teoría atómica de Dalton Conceptos de electricidad y magnetismo Antecedentes del modelo atómico Descubrimiento y aplicaciones de la cuantificación 14

15 1. El electrón tiene carácter dual: se comporta como partícula y como onda. (Broglie) 2. Un orbital es la zona del espacio alrededor del núcleo atómico en donde existiría la máxima probabilidad de encontrar un electrón. El orbital no tiene límites. perfectamente definidos. (Heisenberg) 15

16 Los electrones de un átomo se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos, según el siguiente esquema: 1ª capa: 1 orb. s (2 e ) 2ª capa: 1 orb. s (2 e ) + 3 orb. p (6 e ) 3ª capa: 1 orb. s (2 e ) + 3 orb. p (6 e ) + 5 orb. d (10 e ) 4ª capa: 1 orb. s (2 e ) + 3 orb. p (6 e ) + 5 orb. d (10 e ) + 7 orb. f (14 e ) Y así sucesivamente Los orbitales atómicos tienen distintas formas; así, los orbitales s son esféricos; sin embargo el resto de los tipos de orbitales poseen direcciones concretas en el espacio; por ejemplo cada uno de los orbitales p se alinea sobre cada uno de los tres ejes de coordenadas. 16

17

18 1. Los números cuánticos describen el estado atómico: o o o o Energía Impulso angular Orientación del impulso angular Magnetismo intrínseco del electrón. La solución de la ecuación de onda brinda información sobre la probabilidad de encontrar un electrón de un átomo en una posición determinada 18

19 Número cuánticos Energía, n Impulso angular, l Orientación del impulso angular, m Magnetismo del electrón, m s Número cuántico principal El estado de más baja energía se llama estado fundamental Si está en estados de energía más altos se llaman estados excitados n = 1,2,3,4 Se conoce como azimutal o secundario Movimiento del e- alrededor del núcleo l = 0,1,2,3 (n-1) Se conoce como número cuántico magnético m = -l + l (pasando por 0) Rotación del electrón en su propio eje Se conoce como orientación del spin m s = +1/2 o -1/2 19

20 Los números cuánticos describen el estado de un electrón (n,l,m,m s ) Nivel energético o capa Tipo de orbital (subnivel)según la distribución de la densidad electrónica: s, p, d, f, g l = 0 l = 1 l = 2 l = 3 l = 4 Orbital s Orbital p Orbital d Orbital f Orbital g 3p x 20

21 Ejercicio: a) Establezca cuáles de las siguientes series de números cuánticos serían posibles y cuáles imposibles para especificar el estado de un electrón; b) diga en que tipo de orbital atómico estarían situados los que son posibles. n = 1,2,3,4 l = 0,1,2,3 (n-1) m = -l + l (pasando por 0) m s = +1/2 o -1/2 I) Imposible. (n < 1) II) Imposible. (l = n) III) Posible. Orbital 1 s IV) Imposible (m: 1,0,1) V) Posible. Orbital 2 p 21

22 Estudio: 1. Modelo de los átomos multielectrónicos 2. Representaciones del estado de los átomos 3. Clasificación de elementos en la tabla periódica 4. Propiedades periódicas de los elementos 22

23 Trata de explicar las características de los átomos que tienen más de un electrón. El modelo asocia cada uno de los electrones con algún orbital (1s, 2s, 2p x, ).. Principio de exclusión de Pauli El proceso de asociación toma en cuenta que no se puede asignar más de dos electrones a un mismo orbital 23

24 Los electrones se asignan uno por uno a orbitales, siguiendo un orden de energía ascendente. Los orbitales que comparten el valor del número cuántico principal n pertenecen a una misma capa. No puede asignarse más de dos electrones a un mismo orbital. Nivel más bajo de energía 1s Esto implica que los electrones de las capas internas ocultan al núcleo, entonces, los electrones externos no están expuestos a la carga nuclear total, si no a una carga disminuida de la carga nuclear. Conjunto de orbitales que comparten n y l Pueden ser representadas por los símbolos 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d Estos orbitales tienen igual carga nuclear efectiva, energía y tamaño. 24

25 Números cuánticos para cada electrón. Configuración electrónica del átomo Diagrama de orbital 25

26 Es la distribución de los electrones en las subcapas de un átomo. Por ejemplo: 3s 2 Por ejemplo: 4d 6 Subcapa 3s ocupada por dos electrones. Subcapa 4d ocupada por seis electrones. 26

27 Número atómico Elemento Configuración electrónica 1 H 1s 1 2 He 1s 2 3 Li 1s 2 2s 1 4 Be 1s 2 2s 2 5 B 1s 2 2s 2 2p 1 6 C 1s 2 2s 2 2p 2 7 N 1s 2 2s 2 2p 3 8 O 1s 2 2s 2 2p 4 9 F 1s 2 2s 2 2p 5 10 Ne 1s 2 2s 2 2p 6 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 12 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 13 Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 14 Si 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 15 P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 18 Ar Ing. Sol de María 1sJiménez 2 2s 2 2pGonzález 6 3s 2 3p 6 Las únicas configuraciones en las que todas las subcapas están llenas: He, Be, Ne, Mg y Ar 27

28 1. Número de electrones: Si es neutro coincide con Z. Si es un ión hay que sumarle o restarle electrones. 2. El orden en que se colocan las subcapas: se relaciona con la energía de los orbitales en una misma capa: ns np nd nd Capa (n) N máx electrones 2n 2 N Subcapas Subcapas s s, 2p s, 3p, 3d s, 4p, 4d, 4d, 4f 28

29 Carbono 1s 2 2s 2 2p 2 29

30 Diagrama de orbital Las flechas son los electrones. Las rayas horizontales son los orbitales. El sentido de la flecha es el spin. 30

31 Electrón diferenciante Los números cuánticos que identifican al electrón diferenciante, son los que identifican la subcapa: n y l. Por ejemplo: He (helio) el electrón diferenciante es uno de los electrones del orbital 1s. En el O (oxígeno) es uno de los cuatro electrones en 2p. 31

32 Todos los orbitales de una subcapa semillena están ocupados por electrones solitarios y con un espín paralelo. Todos los orbitales de una subcapa llena o una capa llena están ocupados por pares de electrones con espín opuesto. La diferencia entre el diagrama de orbital de un átomo y el del átomo que le antecede es una flecha que está en el extremo derecho. Este electrón se llama electrón diferenciante. 32

33 Carbono 1s 2 2s 2 2p 2 Se dibujan cinco rayas: 1 para la subcapa 1s, 1 para la subcapa 2s y 3 para la subcapa 2p. 1s 2s 2p Se dibuja un par de flechas sobre cada una de las rayas de las subcapas 1s y 2s porque están llenas 1s 2s 2p Se distribuyen los electrones restantes entre los orbitales de la subcapa 2p Ing. 1s Sol de María Jiménez 2s González 2p 33

34 Carbono 1s 2 2s 2 2p 2 Indique un par de conjuntos de números cuánticos que pueden ser asignados a los dos electrones de la subcapa externa del carbono La subcapa externa es 2p n=2, l=1 Entonces m = -1, 0 y 1 y ms= +1/2 o -1/2 (2,1,-1,1/2) y (2,1,1,1/2) 34

35 Carbono 1s 2 2s 2 2p 2 Indique un par de conjuntos de números cuánticos que pueden ser asignados a los dos electrones de la subcapa 2s del carbono La subcapa es 2s n=2, l=0 Entonces m = 0 y ms= +1/2 o -1/2 (2,0,0,1/2) y (2,0,0,-1/2) 35

36 Clasificación de los elementos de la tabla periódica Los elementos están organizados según algunas de sus propiedades. Periodos: son las filas horizontales de la tabla. Grupo o familia: líneas verticales o columnas LA INFORMACIÓN DE LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ESTÁ CONTENIDA EN LA TABLA PERIÓDICA 36

37 Configuración simplificada Los elementos del grupo 8A son los gases nobles. Se escribe el símbolo del gas noble entre corchetes [ ] y se indican las subcapas faltantes He 1s 2 Ne [He]2s 2 2p 6 Ar [Ne]3s 2 3p 6 37

38 Estudiar Conjuntos de elementos en la tabla periódica Pág

39 Propiedades periódicas: Radio atómico Tamaño de los átomos. En un periodo (fila) disminuye al aumentar Z (número atómico) y en un grupo crece al aumentar Z Aumenta radio atómico Aumenta radio atómico 39

40 Propiedades periódicas: Energía de ionización (EI) Es el grado de dificultad para remover un electrón 40

41 Es la energía necesaria para extraer un electrón. Cuanto mayor sea la AE, más tendencia tiene el átomo a formar el ion negativo. 41

42 Radio iónico Los elementos con AE muy alta tienden a formar aniones. Por ejemplo los del grupo 6A tienden a formar iones con carga 2-. Los elementos con EI muy baja tienden a formar iones positivos. Por ejemplo los del grupo 1A forman iones con carga 1-. El tamaño de los átomos varía cuando pierden o ganan electrones. La variación es la misma que el radio atómico. 42

43 Son átomos de elementos diferentes (distinto número de protones), en estado neutro y iónico, que poseen el mismo número de electrones N 3- O 2- F - Ne Na + Mg 2+ Al 3+ 43

44 Indica la tendencia que presentan los átomos para atraer electrones de un átomo de otro elemento cuando se unen para formar un compuesto. 44

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