MODULO: ESTRUCTURA ATOMICA

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1 MODULO: ESTRUCTURA ATOMICA Se presenta ls mdels atómics del átm 1. MÓDELO ATÓMICO DE DALTON En 1808, Jhn Daltn publica su tería atómica que pr un lad tmaba las ideas de ls clásics Leucip y Demócrit para ls que la materia era discntinua y frmada pr partículas indivisibles (átms), y pr tr recgía diferentes leyes pnderales que estaban relacinadas cn la masa de las sustancias que participaban en las cmbinacines químicas. Así, la tería crpuscular de Daltn se puede resumir en cuatr pstulads: Tds ls elements están frmads pr partículas indivisibles e indestructibles. Ls átms de un mism element sn tds iguales en masa y demás prpiedades y distints de ls átms de trs elements. Ls cmpuests están frmads pr átms-cmpuests creads a partir de la cmbinación de ls átms de ls elements participantes. Ls átms-cmpuests de una misma sustancia sn tds iguales entre sí y diferentes de ls de trs cmpuests. Ls átms de ls elements se cmbinan en una relación de númers sencills para frmar ls cmpuests 2. MODELO ATÓMICO DE THOMSON A finales del sigl XIX se empezarn a realizarexperiments en tubs de descarga cn el bjetiv de estudiar el pas de crrientes eléctricas. En 1875 William Crkes realizó un experiment clcand ds electrds en ls extrems de un tub de vidri, al que previamente se le había hech en el vací. Al cnectar ls electrds a una diferencia de ptencial, se bservarn haces luminss, que parecían partir del cátd (-) al ánd (+), pr l que se les llamó rays catódics. Thmsn, al estudiar las prpiedades de esta radiación, bservó que estaban cmpuests pr las mismas partículas sin imprtar el tip de electrds utilizads, a cnsecuencia de est pstuló la existencia de partículas que frmaban parte de ls átms de las sustancias y que tenían carganegativa. A estas partículas las llamó electrnes.

2 Thmsn prpus un mdel atómic llamad del puddin de pasas. Según este mdel, ls átms eran unas esferas macizas cargadas psitivamente y en la que se encntraban inmerss ls electrnes, de tal frma que la carga psitiva del átm y la negativa de ls electrnes estaban cmpensadas. 3.- MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Tras ls primers avances en ls experiments de tubs de descarga, Eugene Gildstein, perfró el cátd y bservó que había radiación que l atravesaba, esta radiación prvenía del ánd y debía pr tant tener carga psitiva, radiación que recibió el nmbre de rays canales. Gldstein tras el descubrimient del electrón, supnía la existencia de una partícula atómica de carga psitiva, aunque ls rays canales sí que dependían del tip de gas que se encntrara en el tub. Ernest Rutherfrd en 1918 cmprueba que el tip de radiación canal que tenía una relación carga/masa menr era la que crrespndía al hidrógen, pr l que se le cnsideró una partícula fundamental y se la llamó prtón. Está partícula tenía la misma carga que la del electrón per de sign psitiv, y tenía unas 2000 veces más masa. Para prpner su mdel atómic realiz el un experiment que cnsistió en bmbardear" cn un haz de partículas α una fina lámina de r y bservar cóm las láminas de diferentes metales afectaban a la trayectria de dichs rays. Las partículas α eran un tip de radiación emitida espntáneamente pr cierts

3 materiales en ls prcess de radiactvidad natural, estás partículas tenían carga psitiva. Perpendicular a la trayectria del haz se interpnía la lámina de metal. Para la detección de trayectria de las partículas, se empleó una pantalla cn sulfur de zinc que prducía pequeñs destells cada vez que una partícula a chcaba cn la pantalla. El resultad del experiment se puede resumir en: La mayría de las partículas a atravesaban la lámina sin desviarse. Una pequeña prprción de partículas sufrían ligeras desviacines al pasar pr la lámina. Un pequeñ prcentaje de partículas (1 de cada 8000) se desviaban cn ánguls muy grandes, en alguns cass casi de 180º Rutherfrd cncluyó que el hech de que la mayría de las partículas atravesaran la hja metálica, indica que gran parte del átm está vací. Y el rebte de las partículas alfa indica un encuentr direct cn una zna fuertemente psitiva del átm y a la vez muy densa. El mdel atómic de Rutherfrd sstenía que td átm estaba frmad pr un núcle y una crteza. El núcle debía tener carga psitiva, un radi muy pequeñ y en él se cncentraba casi tda la masa del átm. La crteza estaría frmada pr una nube de electrnes que rbitan alrededr del núcle. También calculó que el radi del átm, según ls resultads del experiment, era diez mil veces mayr que el núcle mism, l que implicaba un gran espaci vací en el átm LIMITACIONES DEL MODELO DE RUTHERFORD. EL NEUTRÓN Este mdel atómic de Rutherfrd también presentaba algunas cuestines inexplicables: N se entendía la estabilidad del núcle ya que varias cargas psitivas tenderían repelerse al aprximarse tant. La masa de ls átms que se calculaba experimentalmente, era en trn al dble de la masa atómica predicha pr Rutherfrd.

4 Una carga eléctrica girand en órbitas circulares debería emitir radiación, pr l que el electrón debería ir perdiend energía prgresivamente y acabar siend atraíd pr el núcle, cn l que la materia resultaría inestable. N fue hasta 1932 cuand James Chadwik descubre experimentalmente una nueva partícula atómica, el neutrón. Está partícula fue predicha pr Rutherfrd para explicar el errr en el cálcul de la masa atómica antes cmentad, así vaticinó que esta partícula debía tener una masa similar a la del prtón y n tener carga eléctrica alguna. 4. ESTRUCTURA ACTUAL DEL ÁTOMO El mdel está cmpuest de un núcle y de una crteza. En el núcle se encuentran ds tips de partículas fundamentales: ls prtnes y ls neutrnes. Mientras que en la crteza del átm se encuentran ls electrnes clcads en diferentes niveles de energía. El tamañ del núcle es casi diez mil veces más pequeñ que la ttalidad del átm. Est ns hace pensar que la mayr parte del átm es espaci vací. Cn est pdems sacar varias cnclusines: Al ser el átm eléctricamente neutr, el númer de prtnes y de electrnes que hay en dich átm es el mism. Tds ls electrnes sn iguales entre sí independientemente del átm en el que se encuentren. L mism sucede cn las tras ds partículas fundamentales. La masa de ls electrnes es casi despreciable frente a la de las tras ds partículas fundamentales, prtnes y neutrnes. Pr l que casi tda la masa de un átm se encuentra cncentrada en su núcle NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO Númer atómic (Z): Es el númer de prtnes que hay en el núcle de un átm. Este númer identifica únicamente a un sl element. Es decir que si ds átms tienen el mism númer atómic (mism númer de prtnes en el núcle), estams habland de ds átms del mism element químic.

5 Númer másic (A): Es el númer de prtnes más neutrnes que hay en el núcle de un átm ISÓTOPOS. Sn átms de un mism element cn igual númer atómic per distint númer másic (sól se diferencian en el númer de neutrnes). O dich de tra frma, sn átms de un mism element químic cn diferente masa. Para diferenciar un isótp de tr se nmbra al element junt cn su númer másic, así pr ejempl se tiene al carbn-12 (cn 6 prtnes y 6 neutrnes en su núcle) y al carbn-14 (cn 6 prtnes y 8 neutrnes) IONES Cuand un átm pierde gana electrnes, queda cargad eléctricamente al estar descmpensads su númer de prtnes y su númer de electrnes. Catión: Es un átm de carga psitiva ya que éste ha perdid 1 ó más electrnes. Anión: Es un átm de carga negativa ya que éste ha ganad 1 ó más electrnes. La carga ttal cn la que quedan ests ines se representa cm un superíndice dnde se recge tant el sign de la carga del ión cm el númer de electrnes que ha ganad perdid dich electrón. Cm ejempls tenems: Ca +2 : Ión calci Cl - : Ión Clr Cr +3 : Ión crm MODELO ATÓMICO DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENODE BOHR. Bhr estudió principalmente el átm de hidrógen y ls pstulads de su mdel atómic estaban basads en ls experiments hechs cn este element: Ls átms están frmads pr un núcle masiv dnde se encuentran ls prtnes y ls neutrnes. Ls electrnes rbitan el átm en niveles discrets y cuantizads de energía, es decir, n tdas las órbitas están permitidas, tan sól un númer finit de éstas. Cuand el electrón se encuentra en una de estas órbitas n emite energía.

6 Ls electrnes pueden saltar de un nivel electrónic a tr sin pasar pr estads intermedis. El salt de un electrón de un nivel cuántic a tr implica la emisión absrción de un únic cuant de luz (ftón) cuya energía crrespnde a la diferencia de energía entre ambas órbitas MODELO CUÁNTICO NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES ATÓMICOS Orbital atómic: A partir de ests tres principis se puede definir un rbital atómic cm: La región del espaci dnde es más prbable encntrar a un electrón. Númers cuántics: Al calcular la energía de cada rbital, se btienen una serie de númers que ls caracterizan y sn ls llamads númers cuántics. Así, un rbital queda definid pr tres númers cuántics: El númer cuántic principal (n = 1, 2, 3, 4...), indica el nivel de energía en el que se halla el electrón. Est determina el tamañ del rbital. Se relacina cn la distancia prmedi del electrón al núcle del rbital. El númer cuántic del mment angular azimutal (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1), indica la frma de ls rbitales y el subnivel de energía en el que se encuentra el electrón. El númer cuántic magnétic (m), Indica la rientación espacial del subnivel de energía, " (m = - l,0,+l)". Para cada valr de l hay 2l+1 valres de m Cn est, se pueden distinguir cuatr tips de rbitales:

7 Orbitales s (l = 0) Si el númer cuántic del mment angular (l) vale cer, el númer cuántic magnétic vale m=0, pr l que el rbital s sól tiene una rientación y pr l tant tiene una frma esférica. Orbitales p (l = 1) Si el númer cuántic del mment angular (l) vale un, el númer cuántic magnétic puede valer m = -1, 0, 1, pr l que el rbital p tiene tres rientacines. Orbitales d (l = 2) Si el númer cuántic del mment angular (l) vale ds, el númer cuántic magnétic puede valer m = -2, -1, 0, 1, 2 pr l que el rbital d tiene cinc rientacines. Númer cuántic de spin (s) Este númer cuántic explica las prpiedades magnéticas de la materia y recge el sentid de gir del electrón sbre sí mism. El númer de spin sól puede tener ds valres (1/2 y -1/2) según giren en un sentid u tr CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Según td est, un electrón tiene asciad un cnjunt de 4 númers cuántics que sn únics para cada electrón del átm. Este cnjunt de númers cuántics se suele representar así: (n, l, m, s)

8 n l rbital m s 1 0 1s 0 1/2-1/2 0 2s 0 1/2-1/ p 1 1/2-1/2 0 1/2-1/2-1 1/2-1/2 El rden de llenad de ls diferentes rbitales se rige pr tres principis: Principi de Mínima energía: Ls electrnes cuparán siempre el nivel de menr energía dispnible. Para el rden de ls llenads de ls rbitales se sigue el diagrama de Meller. Principi de exclusión de Pauli: En un átm, n puede haber ds electrnes cn ls cuatr númers cuántics iguales. De tra frma, en un rbital, n pueden haber ds electrnes cn el mism spin. Principi de máxima multiplicidad de Hund: En rbitales incmplets, la cnfiguración más favrable es la que tiene más electrnes desapareads Electrnes de valencia: Sn ls electrnes situads en su últim nivel de energía.