ESTRUCTURA ATÓMICA

ESTRUCTURA ATÓMICA

PEDRO ANTONIO RAMOS GENES Compilador

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Unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene sus propiedades, que es capaz de entrar en reacción química con otros átomos y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

Unidad estructural de la materia

ÁTOMO

ESTRUCTURAEn el átomo formado dos partes: el núcleo y la corteza.-El núcleo: parte central del átomo formado por los protones que tienen que tienen carga positiva, los neutrones que no poseen carga eléctrica, la masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

La corteza: parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo

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UNA BREVE HISTORIA• ATOMISMO GRIEGO:

• Ellos sugirieron que, al dividir cualquier sustancias, se debería llegar a la unidad

mínima constituyente e indivisible, el ”ÁTOMO” (del griego a= sin y tomo=

división), común para toda la materia.Éste fue el primer modelo atómico propuesto.

Sus representante principales: Demócrito y Leucipo

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UNA BREVE HISTORIA

MODELO ATOMICO DE JHON DALTON

Representa al átomo como un esfera compacta indivisible e indestructible.

ele

ctricidad

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ikispace

s.com

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UNA BREVE HISTORIAMODELO ATOMICO DE JOSEPH JOHN THOMSON

Representa al átomo como una masa fluida cargada positivamente en cuyo seno se hallan distribuidos los

electrones en posiciones tales que el campo eléctrico que resulta y exterior al átomo sea nulo

Su modelo atómico lo asemeja a un budín de pasas.

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MODELO ATÓMICO DE ERNEST RUTHERFORD

El átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se encuentran las cargas positivas (protones), y alrededor se encuentran los electrones girando en órbitas circulares.

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UNA BREVE HISTORIAMODELO ATÓMICO DE NIELS BOHR

Los electrones pueden tener órbitas estables alrededor del núcleo. Este modelo planetario es un modelo funcional que no representa el átomo (objeto físico) en sí ,sino que explica su funcionamiento por medio de ecuaciones.

En este modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo, ocupando la órbita de menor energía posible, o la órbita más cercana posible al núcleo

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UNA BREVE HISTORIAMODELO ÁTOMICO ACTUALLos modelos atómicos siguen seguido evolucionando, debido a:-Descubrimiento de nuevos fenómenos-Disponibilidad de instrumentos más precisos que permiten observar cosas desconocidas antes

Siguiente modelos: NUBE DE CARGA

- Incorpora las ideas de la teoría de la relatividad y la mecánica cuántica.

- Próximos años…

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PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

PARTÍCULA SÍMBOLO CARGA MASA

PROTÓN P+ Positiva +1 1

NEUTRÓN n° NO TIENE 1

ELECTRÓN e- Negativa -1 1/1840

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GENERALIDADESNÚMERO ATÓMICO ( Z )Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo

Z = p+

Átomo neutro p+ = e-

Z = p+ = e-

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NÚMERO MÁSICO O NÚMERO DE MASA ( A ) Es la suma de protones y neutrones dándonos la masa total del átomo.

El número de neutrones en un átomo está dado por la expresión: A – Z por lo tanto el número de masa se puede calcular según la ecuación: A = Z + n

GENERALIDADES

A = p+ + n

Como Z = p+ se cumple A = Z + n

Despejando los p+ + n tenemos

p+ = A - n n = A – p+

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GENERALIDADES

XA

ZA= número de masaZ= número atómicoX= elemento cualquiera

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GENERALIDADESEJEMPLO: tomado de química 10 de educar editores 2003

Encontrar el número de protones, electrones y neutrones para el elemento:

Cl 35

17Z, por ser igual a 17, significa que presenta 17 protones en su núcleo, 17 electrones girando en torno suyo.

A= 35 significa que posee 35 partículas entre protones y neutrones. Para hallar el total de neutrones remplazamos en la ecuación: n = A-Z

n= 35 – 17 n= 18 neutrones

El cloro está formado por: 17 electrones, 17 protones,18 neutrones

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GENERALIDADESISÓTOPOS: Átomos de un mismo elemento pero con diferente masa

12C, 13C y 14C

Por ejemplo, en la naturaleza el carbono se presenta como una mezcla de tres isótopos con números de masa 12, 13 y 14: 12C, 13C y 14C.

Sus abundancias respecto a la cantidad global de carbono son respectivamente: 98,89%, 1,11% y trazas.

Busca en internet más ejemplos de isótopos.

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GENERALIDADESIÓN: Es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga eléctrica. Los

iones con carga positiva se denominan cationes ( pierde electrones) y los que tienen carga negativa se denomina aniones ( ganan electrones).http://www.umm.edu/esp_ency/article/002385.htm#ixzz1owZietio

Ej.: 11Na+

CATIÓN

ANIÓN

17Cl-

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Isóbaros: -Átomos de distintos elementos-Tienen = A y ≠ Z

GENERALIDADES

Isótonos: -Átomos de distintos elementos-Tienen = n, ≠ Z y ≠ A

Isoelectrónicos

Son átomos que tienen igual números de electrones.Ejemplo

10Ne; 11Na+; 12Mg2+; 9F- = 10 e-

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICAAl referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICALOS NÚMEROS CUÁNTICOS

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n". Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICATambién para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean remplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales. Estas letras se obtiene de la inicial de las palabras Sharp (s), principal (p), difuso (d) fundamental (f).

Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

. • Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICATipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6

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