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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

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

Cl y S 35

17

35

16

La configuración electrónica del átomo de sodio en su estado fundamental es1s22s22p63s1. Al respecto, ¿cuántos niveles de energía están ocupados completamente?

A) 1B) 2C) 3D) 4E) 11

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012

Pregunta oficial PSU

1. Modelos atómicos

2. Estructura atómica

3. Tipos de átomos

4. Números cuánticos

5. Configuración electrónica

6. Reglas que rigen la configuración electrónica

Temas a estudiar

1.1 Teoría atómica de Dalton

Postulados:

• Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñasllamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos,tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elementoson diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

• Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. Encualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de loselementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.

• Una reacción química implica sólo la separación, combinación oreordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de losmismos.

1. Modelos atómicos

• Thomson propuso el primer modelo atómico.

• En su modelo los átomos están formados por unaesfera uniforme cargada positivamente, en la cualse encuentran incrustados los electrones, de carganegativa.

• Descubrió el electrón.

• Midió la relación carga/masa del electrón.

Premio Nobel de Física, 1906

Joseph John Thomson (1856-1940) Físico británico

Modelo atómico de Thomson, también llamado budín de pasas

Base del descubrimiento:

Electrón

1.2 Modelo atómico de Thomson

1. Modelos atómicos

1.3 Modelo atómico de Rutherford

• Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo.

• En su modelo la mayor parte de la masa del átomo ytoda su carga positiva, se concentra en una regiónmuy pequeña a la que llamó núcleo.

• Los electrones están moviéndose constantementealrededor del núcleo.

• La mayor parte del átomo es espacio vacío.

Premio Nobel de Química, 1908

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 delnúcleo en orbitas circulares estacionarias

• Los electrones solo pueden existir en ciertas orbitasdiscretas.

• Los electrones están restringidos a ciertos estadoscuantizados.

• Es conocido como el modelo planetario.

Premio Nobel de Física, 1922

Niels Bohr (1885- 1962) Físico danés

Base del descubrimiento:

Órbitas cuantizadas

1. Modelos atómicos

1.5 Modelo mecánico cuántico

• La energía presente en los electrones los lleva a comportarsecomo ondas (comportamiento dual).

• Los electrones se mueven alrededor del núcleo en zonas demayor probabilidad.

• Plantea una ecuación de onda, la cual, conduce a unacuantificación de la energía que depende de ciertos númerosenteros, estos son los números cuánticos.

Premio Nobel de Física, 1933

Louis-Victor de Broglie (1892- 1987) Físico francés

Erwin Schrödinger (1887-1961)

Físico austriaco

Premio Nobel de Física, 1929Werner Heisenberg

(1901- 1976) Físico alemán

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.”

1. Modelos atómicos

2.1 El átomo• El átomo es la unidad de materia más pequeña.

• No es posible dividir un átomo medianteprocesos químicos.

• El átomo está compuesto por un núcleo, en elque se concentra casi toda su masa, rodeado poruna nube de electrones.

• El núcleo atómico está formado por protones,con carga positiva y neutrones, eléctricamenteneutros.

• Los electrones, cargados negativamente,permanecen ligados al núcleo mediante la fuerzaelectromagnética.

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 atómicoNúmero atómico (Z):

• Número de protones del átomo.

• Indica el elemento al que pertenece el átomo.

Número másico (A):

• Suma de protones y neutrones del átomo.

• Indica la masa del átomo

ZXA

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.

2. Estructura atómica

protones neutrones electrones

12 12 10

35 44 36

protones neutrones electrones16 2

8O

8 8 10

protones neutrones electronesTi48

22 22 26 22

protones neutrones electrones79

35 Br

24 2+

12 Mg

Ejemplos

• Corresponden a átomos que tienen el mismonúmero atómico pero diferente número másico.

• Por ejemplo, existen tres isótopos de hidrógeno.Se conocen como hidrógeno, deuterio y tritio.

3.1 Isótopos

Solo 21 elementos poseen un

solo isótopo natural

3. Tipos de átomos

• Se denominan isóbaros a los distintos núcleos atómicos con el mismonúmero másico (A), pero diferente número atómico (Z).

• Las especies químicas son distintas, pero la cantidad de protones yneutrones es tal que, a pesar de ser distinta entre los dos isóbaros, la sumaes la misma.

3.2 Isóbaros

3. Tipos de átomos

• Son átomos diferentes, por lo tanto, tienen diferente número atómico,también tienen diferente número másico, pero, tienen el mismo número deneutrones.

• Número de protones difiere entre átomos.

3.3 Isótonos

3. Tipos de átomos

3. Tipos de átomos

Regla nemotécnica

ISÓTONOS

ISÓTOPOS

ISÓBAROS

igual número de Neutrones (N)

igual número deProtones (P)

igual númeroMásico (A)

ISÓTONOS

ISÓTOPOS

ISÓBAROS

Ejemplos

isótopos

isótopos

isótonos

isóbaros

H H 3

1

1

1

B N 12

5

14

7

C C 14

6

12

6

Pd Ag 107

46

107

47

Schrodinger propuso una ecuación que contiene términos de ondas y partículaspara los electrones.

Resolviendo la ecuación obtenemos funciones de onda; su cuadrado nos indica laprobabilidad en que los electrones se encuentran distribuidos.

Las variables de esta función son los números cuánticos.

La ecuación de Schrodinger permiteobtener orbitales y su energía.

Introducción

De la ecuación de Schrodinger emergen naturalmente tres números.

Valor l 0 1 2 3

Tipo orbital

s p d f

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 ml

• Indica la orientación espacial de los orbitales. • Presenta valores enteros desde –l hasta +l, incluyendo el 0.

4. Números cuánticos

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

4.1 Número cuántico principal

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)

Número secundario o de momentum angular (l)

4.2 Número cuántico secundario

4. Números cuánticos

l siempre es menor que n

Orbital s

4.2 Número cuántico secundario

4. Números cuánticos

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.

4.2 Número cuántico secundario

4. Números cuánticos

Orbital d

4.2 Número cuántico secundario

4. Números cuánticos

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

4.2 Número cuántico secundario

4. Números cuánticos

n = 4 l = 0, 1, 2, 3

n = 3 l = 0, 1, 2

n = 2 l = 0, 1

n = 1 l = 0

4s 4p 4d 4f

3s 3p 3d

2s 2p

1s

Relación entre números cuánticos n y l

4. Números cuánticos

Indica la orientación en el espacio del orbital.

Se establece sobre un eje de coordenadas.

m = -l,…,0,…,+l

Número terciario o magnético (m)

4.3 Número cuántico terciario

4. Números cuánticos

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

4.3 Número cuántico terciario

4. Números cuánticos

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

Número de espín

4.4 Número cuántico de espín

4. Números cuánticos

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.

5. Configuración electrónica

Indica el número cuántico principal (n)

3p1

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

6s

5s

4s

3s

2s

1s

7s

6p

5p

4p

3p

2p

6d

5d

4d

3d

5f

4f

7p

5. Configuración electrónica

5.1 Orden de llenado

Las configuraciones electrónicas se pueden escribir abreviadas, utilizando laconfiguración del gas noble más cercano.

Ejemplo: Na (Z=11): [Ne]3s1 Li (Z=3): [He]2s1

Electrones internos Electrones de valenciaentre corchetes fuera de conf. de gas noble

Gases nobles: Elementos que tienen la capa p llena adquiriendo una granestabilidad. Estos gases en su mayoría son inertes.

He (Z=2) Ne (Z=10) Ar (Z=18) Kr (Z=36)

5. Configuración electrónica

5.2 Configuración electrónica abreviada

5. Configuración electrónica

5.3 Incremento energético en el orden de llenado

Ejemplos

Configuración electrónica para 11 electrones

11Na

1s2 2s2 2p6 3s1

Números cuánticos

n = 3 l = 0 m = 0 s = +½

Si queremos colocar más de un electrón en un mismo orbital debemos cambiarel número cuántico de espín (s).

En un átomo no pueden existir dos electrones conel mismo conjunto de números cuánticos

Premio Nobel de Física,1945

Ejemplo:

Se tienen dos elementos: Na y Mg.

Na (Z=11): 1s22s22p63s1

Los cuatro números cuánticos son:

Mg (Z=12): 1s22s22p63s2

Los cuatro números cuánticos son:

n l m s

3 0 0 +1/2

n l m s

3 0 0 – 1/2

“Se cumple el principio de exclusión de Pauli”

6. Reglas que rigen la configuración electrónica

6.1 Principio de exclusión de Pauli

Primero debe llenarse el orbital 1s (hasta un máximode dos electrones, esto de acuerdo con el númerocuántico l).

Después se llena el orbital 2s (también con doselectrones como máximo).

La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados enenergía, denominados, según su posicióntridimensional, 2px, 2py, 2pz. Así, los tres orbitales 2ppuede llenarse hasta con seis electrones, dos en cadauno.

Los electrones se agregan al átomo partiendo delorbital de menor energía, hasta que todos loselectrones están ubicados en un orbital apropiado.

6. Reglas que rigen la configuración electrónica

6.2 Principio de Aufbau

Las partículas subatómicas son más estables (tienen menor energía) cuandopresentan electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electronesestán apareados (espines opuestos o antiparalelos).

Elementos N° electrones Diagrama orbitales Configuración electrónica

Li

Be

B

C

N

Ne

Na

3

4

5

6

7

10

11

1s22s1

1s22s2

1s22s22px1

1s22s22px12py

1

1s22s22px12py

12pz1

1s22s22px22py

22pz2

1s22s22p63s1

Friedrich Hund(1896-1997)

Físico alemán

6. Reglas que rigen la configuración electrónica

6.3 Regla de máxima multiplicidad de Hund

Pregunta oficial PSU

EComprensión

Las especies neutras

tienen igual número de

A) protones.B) neutrones.C) electrones.D) protones + electrones.E) protones + neutrones.

Fuente: DEMRE – U. DE CHILE.

Cl y S 35

17

35

16

Pregunta oficial PSU

BComprensión

La configuración electrónica del átomo de sodio en su estado fundamental es1s22s22p63s1. Al respecto, ¿cuántos niveles de energía están ocupados completamente?

A) 1B) 2C) 3D) 4E) 11

Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012.