TEORÍA ATÓMICA
Teoría atómica I: Modelos atómicos, estructura atómica y tipos de átomos Teoría atómica II: Números cuánticos y configuración electrónica
Aprendizajes esperados Diferenciar los distintos modelos atómicos. Definir términos y conceptos utilizados en teoría atómica. Conocer el concepto de número atómico y de número másico. Establecer el número de partículas subatómicas en un átomo. Diferenciar isótopos, isóbaros e isótonos. Conocer los números cuánticos. Trabajar con la configuración electrónica. Relacionar los números cuánticos con la configuración electrónica.
Pregunta oficial PSU Las especies neutras 35 16 S y 35 17 Cl tienen igual número de A) protones. B) neutrones. C) electrones. D) protones + electrones. E) protones + neutrones. Fuente: DEMRE U. DE CHILE. Proceso de admisión 2008
Pregunta oficial PSU La configuración electrónica del átomo de sodio en su estado fundamental es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Al respecto, cuántos niveles de energía están ocupados completamente? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 11 Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012
Temas a estudiar 1. Modelos atómicos 2. Estructura atómica 3. Tipos de átomos 4. Números cuánticos 5. Configuración electrónica 6. Reglas que rigen la configuración electrónica
1. Modelos atómicos 1.1 Teoría atómica de Dalton Postulados: Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
1. Modelos atómicos 1.2 Modelo atómico de Thomson Thomson propuso el primer modelo atómico. Premio Nobel de Física, 1906 En su modelo los átomos están formados por una esfera uniforme cargada positivamente, en la cual se encuentran incrustados los electrones, de carga negativa. Descubrió el electrón. Midió la relación carga/masa del electrón. Joseph John Thomson (1856-1940) Físico británico Base del descubrimiento: Electrón Modelo atómico de Thomson, también llamado budín de pasas
1. Modelos atómicos 1.3 Modelo atómico de Rutherford Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo. Premio Nobel de Química, 1908 En su modelo la mayor parte de la masa del átomo y toda su carga positiva, se concentra en una región muy pequeña a la que llamó núcleo. Los electrones están moviéndose constantemente alrededor del núcleo. La mayor parte del átomo es espacio vacío. Ernest Rutherford (1871-1937) Físico y químico neozelandés Base del descubrimiento: Núcleo
1. Modelos atómicos 1.4 Modelo atómico de Bohr El electrón del átomo de hidrógeno gira alrededor del núcleo en orbitas circulares estacionarias Premio Nobel de Física, 1922 Los electrones solo pueden existir en ciertas orbitas discretas. Los electrones están restringidos a ciertos estados cuantizados. Es conocido como el modelo planetario. Niels Bohr (1885-1962) Físico danés Base del descubrimiento: Órbitas cuantizadas
1. Modelos atómicos 1.5 Modelo mecánico cuántico Premio Nobel de Física, 1933 La energía presente en los electrones los lleva a comportarse como ondas (comportamiento dual). Los electrones se mueven alrededor del núcleo en zonas de mayor probabilidad. Plantea una ecuación de onda, la cual, conduce a una cuantificación de la energía que depende de ciertos números enteros, estos son los números cuánticos. Werner Heisenberg (1901-1976) Físico alemán Erwin Schrödinger (1887-1961) Físico austriaco Premio Nobel de Física, 1929 Premio Nobel de Física, 1932 Principio de incertidumbre de Heisenberg: Es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal (velocidad) de una partícula. Louis-Victor de Broglie (1892-1987) Físico francés
2. Estructura atómica 2.1 El átomo El átomo es la unidad de materia más pequeña. No es posible dividir un átomo mediante procesos químicos. El átomo está compuesto por un núcleo, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado por una nube de electrones. El núcleo atómico está formado por protones, con carga positiva y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados al núcleo mediante la fuerza electromagnética.
2. Estructura atómica 2.2 Partículas subatómicas Partícula Masa (g) Masa (uma) Carga (C) Carga (ev) Masa (relación) Símbolo Protón 1.672622x10-24 1.007276 1.6022x10-19 +1 1 p + Neutrón 1.674927x10-24 1.008665 0 0 1 n Electrón 9.109383x10-28 0.005485-1.6022x10-19 -1 1/1840 e -
2. Estructura atómica 2.3 Núcleo atómico Número atómico (Z): Número de protones del átomo. Indica el elemento al que pertenece el átomo. ZX A Número másico (A): Suma de protones y neutrones del átomo. Indica la masa del átomo
2. Estructura atómica 2.4 Átomos e iones Átomo negativo Átomo con mayor número de electrones que de protones. e - > p + denominados aniones. Átomo neutro Átomo con número de electrones igual al de protones. e - = p + Átomo positivo Átomo con menor número de electrones que de protones. e - < p + denominados cationes.
Ejemplos 24 2+ 12 Mg protones neutrones electrones 12 12 10 79 35 Br protones neutrones electrones 35 44 36 16 2 8 O 8 8 10 48 protones neutrones electrones Ti protones neutrones electrones 22 22 26 22
3. Tipos de átomos 3.1 Isótopos Corresponden a átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número másico. Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno. Se conocen como hidrógeno, deuterio y tritio. Solo 21 elementos poseen un solo isótopo natural
3. Tipos de átomos 3.2 Isóbaros Se denominan isóbaros a los distintos núcleos atómicos con el mismo número másico (A), pero diferente número atómico (Z). Las especies químicas son distintas, pero la cantidad de protones y neutrones es tal que, a pesar de ser distinta entre los dos isóbaros, la suma es la misma.
3. Tipos de átomos 3.3 Isótonos Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen diferente número atómico, también tienen diferente número másico, pero, tienen el mismo número de neutrones. Número de protones difiere entre átomos.
3. Tipos de átomos Regla nemotécnica ISÓTONOS ISÓBAROS ISÓTOPOS igual número de Neutrones (N) igual número Másico (A) igual número de Protones (P) ISÓTONOS ISÓBAROS ISÓTOPOS
Ejemplos 1 1 H 3 1H isótopos 14 7 N 12 5B isótonos 107 47 Ag 107 Pd 46 isóbaros 12 6 C 14 6C isótopos
Introducción Schrodinger propuso una ecuación que contiene términos de ondas y partículas para los electrones. Resolviendo la ecuación obtenemos funciones de onda; su cuadrado nos indica la probabilidad en que los electrones se encuentran distribuidos. Las variables de esta función son los números cuánticos. La ecuación de Schrodinger permite obtener orbitales y su energía.
4. Números cuánticos De la ecuación de Schrodinger emergen naturalmente tres números. Número cuántico principal, n Indica la energía de los orbitales. Es el mismo asignado por Bohr para las órbitas, cuanto más pequeño el número, más cerca del núcleo. Número cuántico del momento angular o azimutal, l Indica la forma de los orbitales. Depende del valor de n, desde 0 hasta (n 1). Número cuántico magnético, m o m l Valor l 0 1 2 3 Tipo orbital s p d f Indica la orientación espacial de los orbitales. Presenta valores enteros desde l hasta +l, incluyendo el 0.
4. Números cuánticos 4.1 Número cuántico principal Número principal o energético (n) Indica la distancia entre el núcleo y el electrón. Permite establecer el tamaño del orbital. Se visualiza en la forma de capas alrededor del núcleo. n = 1, 2, 3, 4,
4. Números cuánticos 4.2 Número cuántico secundario Número secundario o de momentum angular (l) Indica la forma tridimensional de los orbitales. Se visualiza en la forma de subcapas dentro de cada nivel energético. Puede existir más de un l por nivel energético. l = 0 (s), 1 (p), 2 (d).(n-1) l siempre es menor que n
4. Números cuánticos 4.2 Número cuántico secundario Orbital s
4. Números cuánticos 4.2 Número cuántico secundario Orbital p Los tres orbitales p corresponden a valores de m de 1, 0 y +1, respectivamente. Se encuentran en los ejes cartesianos x, y, z. Al aumentar n, se hacen más grandes.
4. Números cuánticos 4.2 Número cuántico secundario Orbital d
4. Números cuánticos 4.2 Número cuántico secundario Orbital tipo Valor l Nº orbitales (2l + 1) Nº electrones s 0 1 2 p 1 3 6 d 2 5 10 f 3 7 14
4. Números cuánticos Relación entre números cuánticos n y l n = 4 l = 0, 1, 2, 3 4s 4p 4d 4f n = 3 l = 0, 1, 2 3s 3p 3d n = 2 l = 0, 1 2s 2p n = 1 l = 0 1s
4. Números cuánticos 4.3 Número cuántico terciario Número terciario o magnético (m) Indica la orientación en el espacio del orbital. Se establece sobre un eje de coordenadas. m = -l,,0,,+l
4. Números cuánticos 4.3 Número cuántico terciario Orbital tipo s 0 Orbital tipo p 1 0 +1 Orbital tipo d 2 1 0 +1 +2 Orbital tipo f 3 2 1 0 +1 +2 +3
4. Números cuánticos 4.4 Número cuántico de espín Número de espín Indica el sentido de rotación del electrón sobre su eje. Es independiente de los otros números cuánticos. Puede adoptar dos valores. s = +1/2 o 1/2
5. Configuración electrónica Permite la completa descripción de la estructura de la electrósfera. Corresponde a una versión resumida de los números cuánticos de todos los electrones presentes en un átomo. Indica el número cuántico principal (n) 3p 1 Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital Indica el número cuántico secundario (l) Números cuánticos n = 3 l =1 m = -1 s = +1/2 incompleto
5. Configuración electrónica 5.1 Orden de llenado 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f
5. Configuración electrónica 5.2 Configuración electrónica abreviada Las configuraciones electrónicas se pueden escribir abreviadas, utilizando la configuración del gas noble más cercano. Ejemplo: Na (Z=11): [Ne]3s 1 Li (Z=3): [He]2s 1 Electrones internos entre corchetes Electrones de valencia fuera de conf. de gas noble Gases nobles: Elementos que tienen la capa p llena adquiriendo una gran estabilidad. Estos gases en su mayoría son inertes. He (Z=2) Ne (Z=10) Ar (Z=18) Kr (Z=36)
5. Configuración electrónica 5.3 Incremento energético en el orden de llenado
Ejemplos Configuración electrónica para 11 electrones 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Números cuánticos n = 3 l = 0 m = 0 s = +½
6. Reglas que rigen la configuración electrónica 6.1 Principio de exclusión de Pauli Si queremos colocar más de un electrón en un mismo orbital debemos cambiar el número cuántico de espín (s). Ejemplo: Se tienen dos elementos: Na y Mg. Premio Nobel de Física,1945 Na (Z=11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Los cuatro números cuánticos son: n l m s 3 0 0 +1/2 Mg (Z=12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Los cuatro números cuánticos son: n l m s 3 0 0 1/2 En un átomo no pueden existir dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos Se cumple el principio de exclusión de Pauli
6. Reglas que rigen la configuración electrónica 6.2 Principio de Aufbau Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximo de dos electrones, esto de acuerdo con el número cuántico l). Después se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo). La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía, denominados, según su posición tridimensional, 2p x, 2p y, 2p z. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. Los electrones se agregan al átomo partiendo del orbital de menor energía, hasta que todos los electrones están ubicados en un orbital apropiado.
6. Reglas que rigen la configuración electrónica 6.3 Regla de máxima multiplicidad de Hund Las partículas subatómicas son más estables (tienen menor energía) cuando presentan electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos). Elementos N electrones Diagrama orbitales Configuración electrónica Li 3 1s 2 2s 1 Be 4 1s 2 2s 2 B 5 1s 2 2s 2 2p x 1 C 6 1s 2 2s 2 2p x1 2p y 1 Friedrich Hund (1896-1997) Físico alemán N Ne 7 10 1s 2 2s 2 2p x1 2p y1 2p 1 z 1s 2 2s 2 2p x2 2p y2 2p 2 z Na 11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
Pregunta oficial PSU Las especies neutras 35 16 S y 35 17 Cl tienen igual número de A) protones. B) neutrones. C) electrones. D) protones + electrones. E) protones + neutrones. E Comprensión Fuente: DEMRE U. DE CHILE.
Pregunta oficial PSU La configuración electrónica del átomo de sodio en su estado fundamental es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Al respecto, cuántos niveles de energía están ocupados completamente? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 11 B Comprensión Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012.