ESTRUCTURA ATÓMICAQUIMICA GRAL I

INTRODUCCIÓN• En el siglo V a C., el filósofo Demócrito expresó

la idea de que toda materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisibles que llamó átomos (indestructible o indivisible).

• Las pruebas experimentales científicas apoyaron el concepto de “atomismo”.

DALTON• Formuló la definición precisa sobre las unidades

individuales con las que está formada la materia y que llamamos átomos.

• El trabajo de Dalton marcó el principio de la química moderna.

TEORIA ATÓMICA DE DALTON

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas esféricas, indivisibles e inmutables, 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 de los átomos de todos los demás elementos.

TEORIA ATÓMICA DE DALTON

TEORIA ATÓMICA DE DALTON

2. 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.

3.Una reacción química incluye sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos, nunca se crean o destruyen.

TEORIA ATÓMICA DE DALTON

TEORIA ATÓMICA DE DALTON

CONCLUSIONES

• Dalton no intento describir la composición de los átomos.

• Solo descubrió la diferencia entre las propiedades mostradas por elementos como hidrógeno y oxígeno.

Ley de las proporciones definidas• Para formar un compuesto es indispensable un

número específico de los átomos.

Ley de las proporciones múltiples.

Explica que dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combinan con una masa fija del otro, mantienen una relación de números enteros pequeños.

Ley de la conservación de la masa

• Establece que la materia no se crea ni se destruye. Debido a que la materia está formada por átomos, que no cambian en una reacción química, se concluye que la masa también se debe conservar.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA.

• No se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas.

LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

Una seria de investigaciones que empezaron alrededor del año 1850 hasta el siglo XX demostró que los átomos tienen una estructura interna, es decir, están formados por partículas aún más pequeñas, denominadas PARTICULAS SUBATÓMICAS.

PARTICULAS SUBATÓMICAS

ELECTRÓN PROTÓN NEUTRONES

ELECTRÓN (1980)• Pequeña partícula atómica portadora de la carga

negativa.

• En un átomo estable los electrones están en órbita alrededor del núcleo y su número es igual al de los protones contenidos en el propio núcleo.

• Su carga negativa, que es la más pequeña jamás determinada en la naturaleza, es tomada, por convención, igual a la unidad.

NÚCLEO DEL ÁTOMO • es una agregación dinámica de partículas

elementales, fuertemente cohesionadas y que genéricamente se denominan nucleones.

• Estas partículas son los protones y los neutrones.

NUCLEO DEL ÁTOMO

PROTON• Partícula subatómica que forma parte del núcleo del

Átomo.

• El protón tiene una carga positiva que, por convención, es igual a 1. En un átomo estable, el número de protones en el núcleo es igual al de los electrones.

• El número atómico de un elemento indica el número de protones de su núcleo, y determina de qué elemento se trata.

NEUTRÓN• Es una partícula fundamental sin carga eléctrica

que, representa un componente fundamental de los núcleos del Átomo.

• En el interior del núcleo permanece en una configuración estable; aislado, el neutrón es inestable y después de aproximadamente diez minutos decae (es decir se transforma) en un protón y en un electrón.

NUMERO ATÓMICO (Z)Es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento.

En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones presentes.

La identidad química de un átomo queda determinada por su número atómico.

EJEMPLO• El número atómico del nitrógeno es 7, esto significa

que cada átomo de nitrógeno tiene 7 protones y 7 electrones.

• Viéndolo de otra forma cada átomo que contenga 7 protones recibe el nombre de nitrógeno.

NÚMERO DE MASA (A)• Es el número total de protones y neutrones

presentes en el núcleo del átomo de un elemento.

• El número de masa está dado por:

Nº masa = nº protones + nº neutrones

Nº masa = nº atómico + nº neutrones

NÚMERO DE NEUTRONES• Es la diferencia entre el número de masa

y el número atómico (A-Z).

• Ej: la masa del flúor es 19, su número atómico es 9

19 - 9 =10 (número de neutrones)

ISÓTOPOS• La mayoría de los elementos tienen dos o más

isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número de masa.

La forma para denotar un elemento es la siguiente:

A número de masa

Z número atómicoX

EJEMPLO• El isótopo más común del hidrógeno no tiene

ningún neutrón; también hay un isótopo del hidrógeno llamado deuterio, con un neutrón, y otro, tritio, con dos neutrones.

¿LOS ÁTOMOS SIMPLEMENTE SE SEPARAN SI NO TIENEN EL NÚMERO

CORRECTO DE NEUTRONES?

• Bueno, si, en cierta forma. Los átomo inestables son radioactivos: sus núcleos cambian o se desintegran emitiendo radiaciones, en forma de partículas o de ondas electromagnéticas.

ISOBAROS

Elemento

Protones Neutrones

electrones

Azufre 16 20 16

Argón 18 18 18

• Son átomos de diferentes elementos que tienen el mismo número de masa, pero diferentes números atómicos.

Ej: el 3616S y el 36

18Ar

EJERCICIOS

MAX PLANCK

QUANTUMCantidad mínima de energía que puede perder o ganar un átomo.

Planck demostró que la energía de luz emitida por lo objetos incandescentes está cuantizada.

La energía de un quantum está relacionada con la frecuencia de la radiación emitida: E quantum= hν

MODELO ATÓMICO DE BOHR

• Los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico.

• Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía.

• El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida ( por ejemplo en forma de radiación).

POSTULADOS DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR

• El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón.

• El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía.

• Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...).

POSTULADOS DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR

• El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve.

• Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más baja posible o se encuentra en estado basal.

• Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la energía del electrón en el nivel aumentan, es decir los átomos están excitados.

• El electrón no puede tener una energía que lo coloque entre los niveles permitidos.

POSTULADOS DEL MODELO ATÓMICO DE BOHR

• Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de energía a la forma de un cuanto de luz.

• El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una frecuencia características y produce una línea espectral característica.

• Energía orbita= - (2.179 x 10-18J) n = 1,2,3,… n2

NUMEROS CUANTICOS• Los niveles consisten en uno o mas subniveles,

compuestos de uno o más orbitales, los cuales son ocupados por los electrones.

• Cada electrón de un átomo se identifica por una combinación de 4 números cuánticos, que indican nivel, subnivel, orbital y electrón.

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL

Es un criterio positivo, representado por la letra "n", indica los niveles energéticos principales.

Se encuentra relacionado con el tamaño.

Sus valores pueden ser desde 1 hasta infinito.

Identifica al nivel al cual pertenece el electrón.

Estos niveles son regiones donde la probabilidad de hallar un electrón es alta.

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO

Se le asigna a cada subnivel de un nivel y se determinan por el valor de “l”

l = 0,1,2,3….. N-1

Cuando N es 1, l es 0

Cuando N es 2, l es 0 y 1

Cuando N es 3, l es 0, 1 y 2

El nivel principal de energía 1 contiene 1 subnivel = 1s

El nivel principal de energía 2 contiene 2 subniveles = 2s y 2p

El nivel principal de energía 3 contiene 3 subniveles = 3s 3p y 3d

El nivel principal de energía 4 contiene 4 subniveles = 4s 4p 4d y 4f

NÚMERO CUANTICO MAGNETICO

• Es la identificación de cada orbital dentro de un subnivel y se representan por ml.

• m l = + l, +(l-1),…..0…., -(l-1), -l

Así para l = 0 el único valor de m l permitido es 0 (orbital s).

Para l =1 m l puede ser -1, 0, +1

NÚMERO CUANTICO MAGNÉTICO DE SPIN (GIRO)

• También llamado ms, s, tiene que ver con el giro que realiza el electrón y que genera un campo magnético.

• cada electrón tiene un "spin arriba" o un "spin abajo".

s= +1/2 significa "spin arriba"

s=-1/2 significa "spin abajo".

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

El ordenamiento de los electrones en los átomos se denomina configuración electrónica

LOS SISTEMAS DE BAJA ENERGÍA SON MÁS ESTABLES . . . .

. . . . Los electrones en un átomo tienden a asumir el ordenamiento que le confiera al átomo la menor energía posible y la mayor estabilidad.

REGLAS PARA LAS CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

1. Principio de Aufbau

(distribución electrónica o construcción progresiva)

Cada electrón ocupa el orbital disponible con energía más baja.

DIAGRAMA DE AUFBAU

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

Un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico pero solamente si los electrones tienes spin opuesto.

REGLA DE HUND

Los electrones cuyo giro es igual deben ocupar todos los orbitales que tienen igual energía antes que los electrones con giro opuesto puedan ocupar los mismo orbitales.

Orbitales 2p

DIAGRAMAS DE ORBITAL

Diagrama de orbital:

Vacíosemi lleno1 electrón

Lleno

Cada casilla se identifica con el número cuántico principal y el subnivel asociado al orbital.

C 1s 2s 2p

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Señala el nivel principal, el subnivel asociado a cada orbital y el número de electrones de cada orbital como un superíndice.

C 1s22s22p2

DIAGRAMA DE SUBNIVEL

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

NOTACIÓN DEL NÚCLEO DE GAS NOBLE

Es un método para abreviar configuraciones electrónicas. Se usa entre paréntesis la configuración electrónica del gas noble del periodo anterior al elemento representado y se completa con el nivel de energía que éste llena.

Na 1s22s2 2p6 3s1

Ne 1s22s2 2p6 Na =[Ne]3s1

NIVELES Y ELECTRONES DE VALENCIA

• Los Niveles son los más externos de los átomos.

• Y los electrones de valencia son aquellos situados en los orbitales atómicos más externos del átomo, generalmente asociados al nivel principal de energía más alto del átomo.

S [Ne]3s23p4 6 electrones de valencia

Cs [Xe]6s1 1 electrón de valencia