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

La configuración electrónica del átomo de sodio en su estado fundamental es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Al respecto, ¿cuántos niveles de energía están ocupados completamente? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 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 pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos. 1. Modelos atómicos

Thomson propuso el primer modelo atómico. En su modelo los átomos están formados por una esfera uniforme cargada positivamente, en la cual se encuentran incrustados los electrones, de carga negativa. Descubrió el electrón. Midió la relación carga/masa del electrón. Premio Nobel de Física, 1906 Joseph John Thomson ( ) 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 y toda su carga positiva, se concentra en una región muy pequeña a la que llamó núcleo. Los electrones están moviéndose constantemente alrededor del núcleo. La mayor parte del átomo es espacio vacío. Premio Nobel de Química, 1908 Ernest Rutherford ( ) 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 del núcleo en orbitas circulares estacionarias Los electrones solo pueden existir en ciertas orbitas discretas. Los electrones están restringidos a ciertos estados cuantizados. Es conocido como el modelo planetario. Premio Nobel de Física, 1922 Niels Bohr ( ) Físico danés Base del descubrimiento: Órbitas cuantizadas 1. Modelos atómicos

1.5 Modelo mecánico cuántico La energía presente en los electrones los lleva a comportarse como ondas (comportamiento dual). Los electrones se mueven alrededor del núcleo en zonas de mayor probabilidad. Plantea una ecuación de onda, la cual, conduce a una cuantificación de la energía que depende de ciertos números enteros, estos son los números cuánticos. Premio Nobel de Física, 1933 Louis-Victor de Broglie ( ) Físico francés Erwin Schrödinger ( ) Físico austriaco Premio Nobel de Física, 1929 Werner Heisenberg ( ) 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 mediante procesos químicos. El átomo está compuesto por un núcleo, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado por una nube de electrones. El núcleo atómico está formado por protones, con carga positiva y neutrones, eléctricamente neutros. Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados al núcleo mediante la fuerza electromagnética. 2. Estructura atómica

2.2 Partículas subatómicas PartículaMasa (g)Masa (uma)Carga (C) Carga (eV) Masa (relación) Símbolo Protón x x p+p+ Neutrón x n Electrón x x /1840e-e- 2. Estructura atómica

2.3 Núcleo atómico Número 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 ZXAZXA 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

protonesneutroneselectrones protonesneutroneselectrones protonesneutroneselectrones protonesneutroneselectrones Ejemplos

Corresponden a átomos que tienen el mismo número 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 mismo número másico (A), pero diferente número atómico (Z). Las especies químicas son distintas, pero la cantidad de protones y neutrones es tal que, a pesar de ser distinta entre los dos isóbaros, la suma es 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 de neutrones. Número de protones difiere entre átomos. 3.3 Isótonos 3. Tipos de átomos

Regla nemotécnica ISÓTONOS ISÓTOPOS ISÓBAROS igual número de Neutrones (N) igual número de Protones (P) igual número Másico (A) ISÓTONOS ISÓTOPOS ISÓBAROS

Ejemplos isótopos isótonos isóbaros

Schrodinger propuso una ecuación que contiene términos de ondas y partículas para los electrones. Resolviendo la ecuación obtenemos funciones de onda; su cuadrado nos indica la probabilidad en que los electrones se encuentran distribuidos. Las variables de esta función son los números cuánticos. La ecuación de Schrodinger permite obtener orbitales y su energía. Introducción

De la ecuación de Schrodinger emergen naturalmente tres números. Valor l0123 Tipo orbital spdf 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 m l Indica la orientación espacial de los orbitales. Presenta valores enteros desde –l hasta +l, incluyendo el 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 lNº orbitales (2l + 1) Nº electrones s012 p136 d2510 f Número cuántico secundario 4. Números cuánticos

n = 4l = 0, 1, 2, 3 n = 3l = 0, 1, 2 n = 2l = 0, 1 n = 1l = 0 4s4p4d4f 3s3p3d 2s2p 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– Orbital tipo f –3–2– 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) 3p 1 Indica la cantidad de electrones existentes en un tipo de orbital Indica el número cuántico secundario (l) Números cuánticos n = 3 l =1m = -1s = +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 la configuración del gas noble más cercano. Ejemplo: Na (Z=11): [Ne]3s 1 Li (Z=3): [He]2s 1 Electrones internos Electrones de valencia entre corchetes fuera de conf. de gas noble Gases nobles: Elementos que tienen la capa p llena adquiriendo una gran estabilidad. 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 11 Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Números cuánticos n = 3 l = 0 m = 0 s = +½

Si queremos colocar más de un electrón en un mismo orbital debemos cambiar el número cuántico de espín (s). En un átomo no pueden existir dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos Premio Nobel de Física,1945 Ejemplo: Se tienen dos elementos: Na y Mg. Na (Z=11): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Los cuatro números cuánticos son: Mg (Z=12): 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Los cuatro números cuánticos son: nlms 300+1/2 nlms 300– 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 máximo de dos electrones, esto de acuerdo con el número cuántico l). Después se llena el orbital 2s (también con dos electrones como máximo). La subcapa 2p tiene tres orbitales degenerados en energía, denominados, según su posición tridimensional, 2p x, 2p y, 2p z. Así, los tres orbitales 2p puede llenarse hasta con seis electrones, dos en cada uno. Los electrones se agregan al átomo partiendo del orbital de menor energía, hasta que todos los electrones 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) cuando presentan electrones desapareados (espines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (espines opuestos o antiparalelos). ElementosN° electronesDiagrama orbitalesConfiguración electrónica Li Be B C N Ne Na s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p x 1 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Friedrich Hund ( ) Físico alemán 6. Reglas que rigen la configuración electrónica 6.3 Regla de máxima multiplicidad de Hund

Pregunta oficial PSU E Comprensión Las especies neutras tienen igual número de A) protones. B) neutrones. C) electrones. D) protones + electrones. E) protones + neutrones. Fuente: DEMRE – U. DE CHILE.

Pregunta oficial PSU B Comprensión La configuración electrónica del átomo de sodio en su estado fundamental es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1. Al respecto, ¿cuántos niveles de energía están ocupados completamente? A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 11 Fuente : DEMRE - U. DE CHILE, Proceso de admisión 2012.