LA ESTRUCTURA ATÓMICA

Transcripción

1 LA ESTRUCTURA ATÓMICA M en C Alicia Cea Bonilla 1

2 Teoría Atómica En 1808, John Dalton estableció las hipótesis sobre las que fundó su teoría atómica: a) Los elementos están formados por partículas pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento son idénticos (tamaño, masa, propiedades químicas) y diferentes de los de otro elemento. b) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento en una relación que es un número entero o una fracción sencilla. c) Una reacción química consiste en la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales no se crean ni se destruyen. 2

3 El átomo Es la unidad básica que puede intervenir en una combinación química. Está formado por partículas subatómicas, de las cuales las más importantes son los electrones, los protones y los neutrones. Los electrones son partículas con carga negativa que se encuentran en lugares energéticos conocidos como rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x g. Los protones son partículas con carga positiva que se encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de 1.67 x g. Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, que se encuentran en el núcleo y que tienen una masa un poco mayor que la de los protones. 3

4 Carga Partícula Masa (g) coulombs Carga unitaria Electrón 9.1 x g x Protón 1.67 x g x Neutrón x g 0 0 4

5 Número atómico, Masa atómica. Isótopos y Peso atómico El número de protones en el núcleo de un elemento se conoce como número atómico (Z). El número de protones y de neutrones presentes en el núcleo de un átomo de un elemento se conoce como número de masa. Cuando se mide en uma (unidades de masa atómica, referidas a la masa de un átomo de carbono 12), se llama masa atómica (A). A = p + n Algunos elementos presentan más de una masa atómica, dependiendo del número de neutrones en su núcleo. A estos átomos se les llama isótopos. El peso atómico de un elemento es el promedio de las masas de los isótopos naturales expresado en uma. 5

6 Modelos atómicos A principios del siglo XX, Bohr propuso un modelo planetario para explicar la estructura atómica: en el centro del átomo se encontraba el núcleo donde están los protones y los neutrones y rodeando dicho núcleo, los electrones giraban distribuidos en capas o niveles energéticos. Entre más cercanos estuvieran al núcleo, menor energía presentaban. Este modelo no explicaba algunos resultados experimentales y por ello, a finales de los 1920, Schrödinger y Heisenberg propusieron un modelo mecánico cuántico. 6

7 Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud la posición y la velocidad de un electrón en un momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que se describieron unas regiones estadísticas de mayor probabilidad electrónica rempe- que definían la posible posición de un electrón en determinado momento. Estas regiones también se conocen como orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La posición de un electrón puede definirse por 4 números cuánticos: n, l, m y s. 7

8 n: es el número cuántico principal y describe el nivel energético en el que está un electrón dado. l: es el número cuántico del momento angular; hace referencia al subnivel energético y a la forma del orbital. m: es el número cuántico magnético y describe la orientación del orbital en el espacio. s: es el número cuántico del espín electrónico y corresponde al giro del electrón. Según el Principio de exclusión de Pauli, dos electrones no pueden tener los mismos números cuánticos. 8

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10 Configuración electrónica La disposición de los electrones en los diversos orbitales atómicos se conoce como configuración electrónica y cumple con algunas reglas básicas: a) un orbital no puede tener más de dos electrones, los cuales deben girar en direcciones opuestas. b) los electrones no se juntan en un orbital si existe otro disponible con la misma energía. 10

11 Existe un orden en que se llenan los orbitales y está descrito en la tabla siguiente: 11

12 Tabla periódica Los elementos químicos presentan algunas propiedades debido a la configuración electrónica que presentan. Estas propiedades se repiten de manera periódica y fue Dmitri Mendeleev quien lo descubrió en Este investigador organizó los elementos en grupos o familias químicas, cuyas propiedades químicas dependen del número de electrones que se encuentran en el último nivel energético (electrones de valencia). Asimismo, describió 7 períodos, correspondientes a los 7 niveles energéticos en los que pueden encontrarse los electrones de todos los elementos conocidos a la fecha. 12

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14 Ley periódica, Tamaño atómico, energía de ionización y afinidad electrónica. Algunas propiedades físicas y químicas de los átomos varían periódicamente, de acuerdo con su número atómico y es lo que conocemos como Ley periódica. Entre estas propiedades se encuentran el tamaño atómico: el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en la tabla periódica (del grupo I al VII) y aumenta de arriba abajo (del período 1 al 7). 14

15 La energía de ionización, que es la energía necesaria para que un átomo pierda un electrón de su nivel externo de energía, aumenta conforme se avanza en un período y disminuye de arriba abajo en un grupo. La afinidad electrónica (electronegatividad), que es la capacidad que tiene un átomo para adquirir o ganar un electrón, aumenta a través de un período y disminuye en el grupo. 15

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