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.
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