TEMA 4. EL ÁTOMO. ESTRUCTURA ATÓMICA.

GUIÓN DEL TEMA EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO. ISÓTOPOS E IONES. MODELO ATÓMICO DE BOHR. MODELO MECANO-CUÁNTICO. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN LOS ÁTOMOS.

1. EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN. La teoría atómica de Dalton (1808) supone que los átomos son indivisibles. Algunas experiencias relacionadas con la electricidad (electrolisis, electricidad estática) nos indican que la materia tiene naturaleza eléctrica. Tanto las experiencias con tubos de descarga, donde aparecen los rayos catódicos, como algún tipo de radiactividad natural, demostraban la existencia de unas partículas con carga negativa, a las que J.J. Thomson llamó electrones.

2. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS. MODELO ATÓMICO DE THOMSON. “El átomo es como una esfera uniforme de electricidad positiva en la que se encuentran incrustados los electrones, en un número suficiente para que la carga total sea nula”. Explica la existencia de iones y los fenómenos de electricidad estática. En 1886, con las experiencias en los tubos de descarga se consiguió aislar unas partículas con carga positiva (rayos anódicos). A la menor de estas partículas, se le llamó protón, y se pensó que era otra partícula constituyente de los átomos.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

2. PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD En 1911 Rutherford lleva a cabo una experiencia para estudiar la radiactividad. Bombardeó con partículas radiactivas α (con carga eléctrica positiva) una fina lámina de oro. Obtuvo resultados sorprendentes: algunas partículas α se desviaban y algunas rebotaban. Rutherford propuso entonces que el átomo debía tener una zona central donde se concentrase toda su masa y la carga positiva.

EXPERIENCIA DE RUTHERFORD

EXPERIENCIA DE RUTHERFORD

3. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO. Rutherford propuso la existencia de una tercera partícula, sin carga pero con masa parecida al protón, que se encontraría en el núcleo del átomo, a la que llamó neutrón. Fue descubierta en 1932. Llamamos número atómico Z al número de protones de un átomo. Determina de qué elemento hablamos. Si el átomo es neutro, el número de electrones es igual que el de protones. Llamamos número másico A al número de protones más el número de neutrones de un átomo. El número de neutrones N, cumple A = Z + N. Los átomos se representan

4. ISÓTOPOS E IONES. Isótopos son átomos con igual Z y diferente A. Son átomos con igual número de protones y diferente número de neutrones. La masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas de los diferentes isótopos. Iones son átomos con carga eléctrica, debido a que han ganado o perdido electrones. Si tienen carga positiva por perder electrones se llaman cationes. Si, por el contrario, tienen carga negativa por ganar electrones se llaman aniones.

4. ISÓTOPOS E IONES.

5. MODELO ATÓMICO DE BOHR. El modelo de átomo propuesto por Rutherford no era capaz de explicar los espectros atómicos de los gases. Cada elemento tiene un espectro atómico característico, como si se tratase de una huella dactilar.

5. MODELO ATÓMICO DE BOHR. Por esa misma época, surge la Física Cuántica, con la hipótesis de Planck, que postula que la energía es emitida por los materiales en forma de paquetes de energía, llamados cuantos o fotones. La energía de cada fotón viene dada por: E = h · ν donde h = 6,63·10-34 J·s (constante de Planck) y ν es la frecuencia de la radiación emitida (se mide en Hz). La longitud de onda de la radiación electromagnética emitida λ (se mide en m) está relacionada con la frecuencia ν: c = λ · ν

5. MODELO ATÓMICO DE BOHR. En 1913, Bohr aplica al átomo las ideas cuánticas de Planck, consiguiendo explicar los espectros atómicos. Los postulados del modelo de Bohr son: Los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo. Cada órbita tiene un nivel energético diferente y los electrones no emiten ni absorben energía si se mantienen en la misma órbita. Sólo son posibles determinadas órbitas que cumplen la condición m·v·r = n· h/2π (por esto se dice que el átomo está cuantizado). Cuando el electrón pasa de un nivel a otro más cercano al núcleo emite una cantidad de energía ∆E = h · ν en forma de radiación electromagnética.

5. MODELO ATÓMICO DE BOHR. Cada raya del espectro corresponde a la longitud de onda de la radiación electromagnética emitida cuando un electrón pasa de un nivel de mayor energía a otro de menor energía. La teoría de Bohr permitía predecir las diferentes longitudes de onda para el espectro del hidrógeno, sin embargo no servía para explicar las de átomos con más de un electrón.

6. MODELO MECANO-CUÁNTICO. La Física Cuántica siguió desarrollándose, y dos aspectos de la misma fueron fundamentales para seguir con el desarrollo de nuestra idea de átomo. La hipótesis de De Broglie.(Dualidad onda-partícula). De Broglie propuso que todas las partículas materiales muy pequeñas (por ejemplo los electrones) también tenían comportamiento ondulatorio. El principio de incertidumbre de Heisenberg. No es posible conocer con exactitud simultáneamente donde está un electrón y hacia donde se mueve.

6. MODELO MECANO-CUÁNTICO. Esto hace que el concepto de órbita desaparezca, siendo sustituido por el de orbital, definido como la zona alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar al electrón, con una determinada energía, es muy alta.

6. MODELO MECANO-CUÁNTICO. Cada orbital está definido por tres números llamados cuánticos. El número cuántico principal n = 1,2,3,… indica el nivel de energía donde se sitúa el electrón y el tamaño del orbital. El número cuántico secundario o azimutal l indica la forma del orbital. También influye en la energía del electrón. l = 0,…, n-1. El número cuántico magnético m nos indica la orientación espacial del orbital m = -l,…,0,…,+l

Los tres números cuánticos que representan un orbital se pueden expresar como una terna de números (n,l,m). Normalmente, los orbitales se representan mediante el número cuántico n y una letra asociada al número cuántico l. NÚMERO CUÁNTICO l LETRA ASOCIADA s 1 p 2 d 3 f

6. MODELO MECANO-CUÁNTICO. Veamos los posibles orbitales: n = 1 → l = 0 → m = 0 ORBITAL 1s n = 2 → l = 0 → m = 0 ORBITAL 2s n = 2 → l = 1 → m = -1 ORBITAL 2p n = 2 → l = 1 → m = 0 ORBITAL 2p n = 2 → l = 1 → m = +1 ORBITAL 2p n = 3 → l = 0 → m = 0 ORBITAL 3s

6. MODELO MECANO-CUÁNTICO. n = 3 → l = 1 → m = -1 ORBITAL 3p n = 3 → l = 1 → m = 0 ORBITAL 3p n = 3 → l = 1 → m = +1 ORBITAL 3p n = 3 → l = 2 → m = -2 ORBITAL 3d n = 3 → l = 2 → m = -1 ORBITAL 3d n = 3 → l = 2 → m = 0 ORBITAL 3d n = 3 → l = 2 → m = +1 ORBITAL 3d n = 3 → l = 2 → m = +2 ORBITAL 3d NOTA: HACER LOS EJERCICIO 8 Y 9

ORBITALES DE TIPO s

ORBITALES DE TIPO p

ORBITALES DE TIPO d

ORBITALES DE TIPO f

7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN LOS ÁTOMOS. En cada orbital pueden encontrarse 2 electrones como máximo. Cada uno de estos electrones queda determinado por los tres números cuánticos anteriores y un cuarto número cuántico, s = ½, - ½ , que se conoce como número cuántico de spin. Está relacionado con el giro del electrón sobre sí mismo. Principio de exclusión de Pauli. “Dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales”.

7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN LOS ÁTOMOS. Los orbitales se representan mediante cuadrados y los electrones que se encuentran en dichos orbitales se representan mediante flechas, con diferente orientación, según su número de spin. Los orbitales de un determinado subnivel (por ejemplo 2p) tienen la misma energía. Se llaman orbitales degenerados. Principio de máxima multiplicidad de Hund. “Los electrones ocupan los orbitales degenerados ocupando el mayor número de orbitales, es decir, lo más desapareados posible”. b

REPRESENTACIÓN CON CUADRADOS DE LOS DIFERENTES TIPOS DE ORBITALES

7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN LOS ÁTOMOS. Llamamos configuración electrónica en estado fundamental a la distribución de los electrones de un átomo en los diferentes orbitales, de manera que los electrones se sitúen en los niveles de mínima energía posible. Este proceso de llenado de orbitales se conoce como proceso de construcción Aufbau. El diagrama de Moeller, que mostraremos a continuación nos muestra el orden general de llenado. Puede haber excepciones. Los ejemplos más claros son el cromo (Z = 24) y el cobre (Z = 29). Otras ordenaciones electrónicas también son posibles, pero entonces decimos que se trata de una configuración electrónica en un estado excitado.

DIAGRAMA DE MOELLER

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS Se pueden observar a la derecha las configuraciones electrónicas en estado fundamental de los 10 primeros elementos de la tabla periódica. También se puede observar como el llenado se realiza de acuerdo con el principio de máxima multiplicidad de Hund.

7. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA EN LOS ÁTOMOS.