TEMA-2 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO.

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1 TEMA-2 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

2 Historia: modelos atómicos

3 Espectros atómicos Es un concepto usado en física y química para referirse a: Espectro de absorción, radiación electromagnética absorbida por un átomo. Espectro de emisión, radiación electromagnética emitida por un átomo en estado gaseoso.

4 El espectro del átomo de hidrógeno
Violeta Rojo ECUACIÓN EMPÍRICA DE BALMER R= cm-1 (cte de Rydberg) n1 y n2 son NÚMEROS ENTEROS n1 < n2

5 Modelo atómico de Böhr (1913)
1.- El electrón gira alrededor del núcleo en “órbitas circulares permitidas” en las que se mueve a velocidad constante, sin emitir radiación alguna. 2.- Las órbitas permitidas están “CUANTIZADAS”, es decir son limitadas no son infinitas, como suponía Rutherford. 3.- El electrón puede saltar de una órbita permitida a otra, absorbiendo o emitiendo fotones: - Fotón absorbido → salto a órbita superior. E>Eo - Fotón emitido → salto a órbita inferior E<Eo

6 El átomo de Bohr (II) hu hu

7 Modelo atómico actual. Mecánica cuántica (1925)
No se pueden DEFINIR TRAYECTORIAS PRECISAS U ÓRBITAS de un electrón. Hablaremos de regiones alrededor del núcleo donde existe UNA ALTA PROBABILIDAD (superior al 90%) de hallar al electrón. A dichas regiones se las denomina ORBITALES. El concepto de ÓRBITA es sustituido por el de ORBITAL, como representación gráfica de dicha región espacial. Schrödinger establece una ecuación para explicar los niveles energéticos, la forma y el tipo de orbitales. la ecuación se conoce como ecuación de onda.

8 NÚMEROS CUÁNTICOS. Son valores numéricos discretos que permiten las soluciones de la ecuación de Schrödinger y que nos indican la posición y la energía que tiene un electrón en un átomo. 1.Número cuántico principal, n: su valor determina la energía del electrón, tamaño y su cercanía al núcleo. Puede tomar cualquier valor entero a partir de 1. n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7….. 2. Número cuántico secundario, l: su valor determina la forma del orbital. Puede valer desde 0 a n-1. l = (n-1) El valor de l se designa con las letras: 0(s), 1(p), 2 .(d), 3(f). 3. Número cuántico magnético, m: determina la orientación del orbital en el espacio. Toma los valores comprendidos entre –l y +l. m = -l…….0…….+l 4. Número cuántico de spin, s: Nos indica la rotación del electrón alrededor de un eje que pasa por el centro del mismo. Toma los valores +1/2 y -1/2. s = +1/2, -1/2

9 ORBITAL ATÓMICO (OA) -Se define como la región del espacio en donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 90%. -Esta determinado por tres números cuánticos (n, l, m)

10 ESTADO DE UN ELECTRÓN EN EL ÁTOMO
-Está determinado por los cuatro nº cuánticos (n, l, m, s) -En un OA entrarán como máximo dos electrones. ¿Por qué? n l m s 1s 1 ±½ 2s 2 2p -1 +1 3s 3 3p 3d -2 +2

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14 Orbitales f (l=3) -Tienen aspecto multilobular

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18 1.- MASA ATÓMICA DE UN ISÓTOPO
Masa de un isótopo ( ) m(isótopo) ≈ A (u.m.a.) 1 u.m.a. = kg 2.- MASA ATÓMICA DE UN ELEMENTO QUÍMICO Masa de un átomo ficticio, al estar el elemento químico constituido por varios ISÓTOPOS. Actividad.- (Sol: 35.5 uma)

19 ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS

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22 1s/ 2s2p/ 3s3p/ 4s3d4p/ 5s4d5p/ 6s4f5d6p/ 7s5f6d7p

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33 RESUMEN 1.- Cada elemento de un periodo se distingue del anterior por una unidad en el número atómico, o por su “electrón diferenciador”. 2.- Algunos elementos químicos son artificiales, se han obtenido mediante reacciones nucleares. 3.- Casi todos los elementos se presentan en estado sólido en condiciones ambientales. En estas Condiciones son gases: los gases nobles, el H2 ;N2 ; O2 F2 ; Cl2 . Son líquidos el Hg y el Br2, y también son líquidos el Cs y el Ga, pero por encima de 32º

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35 En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo
por el aumento de capas electrónicas.-

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40 DE DE DE DE

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43 Orden de electronegatividad
Metales<Si<Sb<B<As<P<H<Te<Se<C<S<I<Br<Cl<N<O<F

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45 PODER REDUCTOR-PODER OXIDANTE
a) Un elemento es más REDUCTOR que otro si su tendencia a PERDER electrones es elevada. La propiedad periódica está ligada a la electropositividad o al carácter metálico. b) Un elemento es más OXIDANTE que otro si su tendencia a GANAR electrones es elevada. La propiedad periódica está ligada a la electronegatividad.

46 NO METALES METALES SEMIMETALES