EVOLUCION DEL MODELO ATOMICO (Gp:) Dalton, 1808 (Gp:) Thomson, 1904 Cargas positivas y negativas (Gp:) Rutherford, 1910 El núcleo (Gp:) Schrödinger, 1926 Modelo de nube de electrones (Gp:) Bohr, 1913 Niveles de energía
Modelo atómico de Thomson Región positiva.
Los átomos con carga positiva están concentrados en el núcleo Los protones (+) tiene carga opuesta al electrón (-) Las masa del p+ es 1840 veces la masa del e- (1.67 x 10-24 g) Experimento de Rutherford (Premio Nobel de Química 1908) http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/1Estructura%20A/ExperienciaRutherford/Thomson-Rutherford.htm
Experimento de Chadwick (1932) átomos de H = 1 p; átomos de He =2 p masa He/masa H debería dar 2 Medida real masa He/masa H = 4 neutrón (n) es neutro (carga = 0) masa de n ~ masa p = 1.67 x 10-24 g
(Compuesto de Uranio) (Chadwick)
Radio atómico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m Radio nuclear ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m Modelo atómico de Rutherford : Concepto de átomo Nuclear… (1904)
Teoría atómica de Bohr Válido sólo para especies con 2e- ? Núcleo : Protones Neutrones p+ nº Región extranuclear Electrones e-
En la actualidad es posible fotografiar átomos: Ej. átomos de una superficie de oro Obtenida con un microscopio de Fuerza atómica.
Animación de átomos Fotografiados con microscopio de barrido de tunel
Estructura atómica. Neutrones (1932) Protones (1910) (1897)
Partículas Subatómicas.
¿En qué se diferencian un Átomo de otro ? Átomos diferentes tienen distinto número de protones y de neutrones en sus núcleos Para determinar cuántos protones y neutrones hay en un átomo, se debe conocer el número atómico (Z) y el número másico (A).
NÚMERO ATÓMICO (Z) es el número de protones en el átomo. En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones. Z = NÚMERO DE PROTONES NÚMERO MÁSICO (A) es la suma del número de protones y de neutrones. A = Nº DE PROTONES + NEUTRONES Estructura Atómica
Para representar el número atómico y másico se utiliza la siguiente simbología X= símbolo del elemento A= número másico Z= número atómico Representación.
Para determinar el número de neutrones en el núcleo , dados Z y A , se resta el Z ( número de protones) del A número de neutrones = A – Z Cálculos de Z y A
EJEMPLO Determine las partículas fundamentales del átomo de potasio ( K) e (Ir) respectivamente: Z= 19 y A = 40 Z= 77 y A = 193 Iones Cl- Z 17 y A 35 Mg 2+ Z 12 A 24
Orbital atómico Se considera como la función de onda del electrón de un átomo Tiene energía y distribución características de la densidad electrónica
Spin del electron: • propiedad a la que se asocia un campo magnético intrínseco del electrón • intuitivamente, se atribuye a una rotación del electrón en torno a un eje de simetría Electrones se comportan como pequeños imanes Al girar sobre su propio eje generan un campo magnético
¿Qué forma tienen los orbitales? Un orbital carece de forma definida porque la función de onda que lo distingue se extiende desde el núcleo hasta el infinito. Se puede encontrar un electrón en cualquier lugar La mayor parte del tiempo está muy cerca del núcleo Orbitales Atómicos
Diagrama de contorno de superficie: abarca alrededor del 90% de la densidad electrónica total en un orbital
Estos orbitales tienen el mismo tamaño, forma y energía, sólo difieren en su orientación
orbitales f (l = 3)
Energía de los Orbitales Niveles de Energía de los orbitales Átomo de Hidrógeno Niveles de Energía de los orbitales Átomo Polielectrónico Energía de los orbitales de Átomo de Hidrógeno
Configuración Electrónica Sirve para entender el comportamiento electrónico de los átomos polielectrónicos.
Escritura de las configuraciones electrónicas de los átomos que se encuentran en estado fundamental Se lee “uno s uno”
Orden de llenado de los subniveles atómicos en un átomo polielectrónico.
El principio de exclusión de Pauli. a) y b) prohibidos Sólo 2 electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico, y deben tener espines opuestos c) 1 e- ? (1, 0, 0, +1/2) 1 e- ? (1, 0, 0, – 1/2)
Diamagnetismo y Paramagnetismo Sustancias paramagnéticas: son atraídas por un imán. Poseen espines paralelos. Sustancias diamagnéticas: son repelidas levemente por un imán. Poseen espines apareados o antiparalelos.
Paramagnetic Electrones desapareados (Gp:) 2p Diamagnetic Todos electrones apareados (Gp:) 2p
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos En un átomo polielectrónico cada electrón es simultáneamente: – atraído por los protones del núcleo – repelido por los otros electrones Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón reducirá la atracción que “siente” el electrón por parte del núcleo.
A la carga neta positiva que atrae al electrón se le denomina carga nuclear efectiva. La carga positiva que es sentida por los electrones más externos de un átomo es siempre menor que la carga nuclear real, debido a que los electrones internos apantallan dicha carga. La extensión del apantallamiento de un electrón por parte de los electrones más internos dependerá de la distribución de los electrones alrededor del núcleo. Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos Si nos basamos en la forma de los orbitales la probabilidad de estar cerca del núcleo según el tipo de orbital será: Disminuye poder de penetración
Estabilidad de un electrón, determinada por la fuerza de atracción del núcleo. Ejemplo: Un electrón en 2s tendrá menor energía que un electrón en 2p. ?Quitar un electrón en 2p demanda menos energía de la necesaria para un electrón en 2s porque el núcleo atrae con menos fuerza a un electrón en 2p Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
Regla de Hund “la distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene mayor número de espines paralelos” La distribución del diagrama c) satisface esta condición Ejemplo: La estructura electrónica del 7N es: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
Reglas generales para la asignación de electrones en los orbitales atómicos. Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n subniveles. Ej: si n=2, hay 2 subniveles (2 valores de l) de números cuánticos de momento angular 0 y 1. Cada subnivel de número cuántico l contiene (2l+1) orbitales. Ej: si l=1, hay 3 orbitales p. Cada orbital admite un máximo de 2 electrones. Por tanto, el máximo de electrones es simplemente el doble del número de orbitales empleados.
Principio de construcción o de Aufbau. Aufbau: “construcción progresiva” en alemán “Los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para construir los elementos, los electrones se suman de la misma forma a los orbitales atómicos”
NOTACIÓN DE KERNEL Manera simplificada de escribir la configuración electrónica es utilizando los gases nobles: 1.- Conocer el nº de electrones (Z). 2.- Con Z, seleccionar el gas noble que tengan un número atómico lo más cercano pero menor. 3.- Escribir la configuración con el gas noble elegido y completar según diagrama de energía.
Las configuraciones electrónicas de todos los elementos se representan por un núcleo de gas noble. Ejemplos: Mg: [Ne]3s2 Al: [Ne]3s23p1 Si: [Ne]3s23p2 P: [Ne]3s23p3 S: [Ne]3s23p4 Cl: [Ne]3s23p5 Ar: [Ne]3s23p6 Se coloca entre paréntesis el símbolo del gas noble que antecede al elemento
EJEMPLOS He2 nivel 1 Li3 [He]22s1 ¿NIVEL ? Ne10 nivel 2 Mg12 [Ne]103s2 ¿NIVEL ? Ar18 nivel 3 As33 [ Ar]184s23d104p3 ¿NIVEL ?
Configuración Electrónica de Iones Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] Átomos que pierden electrones para alcanzar configuración de Gas noble se denominan Cationes F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 o [Ne] O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 o [Ne] N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 o [Ne] Átomos que ganan electrones para alcanzar configuración de gas noble, se denominan Aniones
Na+ : [Ne] Al3+ : [Ne] F-: 1s22s22p6 o [Ne] O2- : 1s22s22p6 o [Ne] N3-: 1s22s22p6 o [Ne] Na+, Al3+, F-, O2- y N3- se dice que son isoelectrónicos con el Ne (Gp:) ¿Cuál elemento neutro será isoelectrónico con H- ? H-: 1s2 Igual configuración electrónica que He Se pueden dar casos como:
Configuracións Electrónica de Cationes de Metales de Transición Cuando se forma un catión de un átomo de un metal de transición, los electrones son removidos primero desde orbitales ns y luego desde orbitales (n – 1)d. Fe: [Ar]4s23d6 Fe2+: [Ar]4s03d6 o [Ar]3d6 Fe3+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5 Mn: [Ar]4s23d5 Mn2+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5 Ejemplos
Ejercicio: Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos, Mg (Z=12) Ca (Z=20) Cu (Z=29)