ESTRUCTURA Y CONFIGURACIÓN ATÓMICA

Presentación del tema: "ESTRUCTURA Y CONFIGURACIÓN ATÓMICA"— Transcripción de la presentación:

1 ESTRUCTURA Y CONFIGURACIÓN ATÓMICA
ÁTOMOS Y PARTÍCULAS SUBATÓMICAS. UNIDAD II

2 Los filósofos griegos Demócrito y Leucipo en el siglo V a. c
Los filósofos griegos Demócrito y Leucipo en el siglo V a.c. fueron los primeros en introducir la palabra átomo que se refería a una porción de la materia y que era indivisible. Todas las cosas se componían de átomos. Anaxímenes Heráclito Tales de Mileto Ferecides

3 DEMÓCRITO UN PASEO POR LA PLAYA Y EL SURGIMIENTO DE LA PRIMERA IDEA DEL ÁTOMO

4 Dalton siglo XVIII 1803 – considero a los átomos como esferas sólidas duras e indivisibles, pequeñas y que se unian por una fuerza misteriosa de atracción. Postulados de Dalton. 1.- Los elementos están compuestos de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa, átomos diferentes tienen masa diferente. 2.- La separación de átomos y su unión se realiza en las reacciones químicas en donde ningún átomo de un elemento se convierte en otro 3.- Un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple

5 En 1886, Eugen Golstein ( ) llevó a cabo un experimento con el tubo de rayos catódicos donde colocó la placa del cátodo con perforaciones y se percató de que existían electrones desplazándose hacia el ánodo, sin embargo había otras partículas que salían disparadas hacia el lado contrario. A estos rayos que atravesaban los cátodos en sentido contrario se les llamó rayos canales. A las partículas detectadas en los rayos canales se les denominó protones.

6 En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson descubrió que los rayos catódicos pueden ser desviados por un campo magnético, y los consideró como partículas eléctricamente negativas que existen en toda la materia y los llamó electrones; Thompson destacó la naturaleza eléctrica de la materia. Para1910, su modelo era el más aceptado.

7 Thomson al experimentar con el tubo de descarga demostró que la materia es de naturaleza eléctrica y descubrió unas partículas cargadas negativamente a las que se le dio el nombre de electrones de ahí que sugirió el átomo como una gelatina con pasas, consideró que era una esfera de electricidad positiva y dentro de ella se encontraban los electrones.

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9 En 1911, Ernest Rutherford propuso otro modelo como resultado de sus experimentos al bombardear laminas de oro con partículas alfa. Descubrió el núcleo cargado positivamente, donde esta concentrada toda la masa, a estas partículas les llamo protones por lo que considero al átomo como una especie de sistema planetario o sea que los electrones giran alrededor del núcleo como los planetas giran alrededor del sol y que debían estar balanceadas con el núcleo y que la mayor parte era espacio vacío

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11 El físico inglés James Chadwick descubrió una partícula con la misma masa aproximada a la del protón pero sin carga recibió el nombre de neutrón Niels Bohr, físico Danés modificó el modelo de Rutherford y propuso un átomo cuántico tomando como base el espectro de emisión del hidrógeno, las teorías sobre el comportamiento dual de la materia y las ideas de Max Planck, Considero al átomo " como un sistema solar en miniatura en el cual el núcleo central tiene cargas positivas (protones) y cargas neutras (neutrones) y alrededor de el giran con órbitas definidas los electrones a los que les da el nombre de niveles de energía. Masa del electrón 9.1 x 10 –28 g Masa del protón x 10 –24 g La masa del protón es 1836 veces la masa del electrón Carga del electrón e = x 10 –19 coul. Carga del protón e = x 10 –19 coul.

12 MODELO ATOMICO DE SOMMERFELD
En 1916, el físico alemán Arnold Sommerfeld propuso su modelo atómico: Indica que el átomo esta constituido por un núcleo central de carga positiva. Fuera del núcleo, y en números equivalente al de cargas positivas, se encuentran girando en niveles de energía los electrones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas A partir del segundo nivel energía, existen dos o más subniveles en un mismo nivel. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

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14 Número atómico y Número de masa
Número atómico: Equivale al número de protones en el núcleo de un átomo. Se designa generalmente con la letra Z por ejemplo el número atómico del hidrógeno es 1, porque tiene un protón, y el del litio es 3 porque tiene 3 protones. Nota: La cantidad de protones debe ser igual a la cantidad de electrones que hay en los niveles de energía Número de masa: Se designa con la letra A, y es igual a la suma del número de protones (Z) y el número de neutrones (N) A = Z + N Ejemplo: El átomo de cloro tiene número atómico de 17 y su número de masa es 35 dibuje el átomo según Bohr

15 Oxígeno – 16 Oxígeno – 17 Oxígeno - 18
Isótopos: Son átomos de un mismo elemento con igual número atómico y diferente número de masa debido a diferente número de neutrones. Carbono – Carbono – Carbono – 14 Oxígeno – Oxígeno – Oxígeno - 18

16 Isótopos radiactivos

17 Masa o peso atómico Sabemos que la masa de un átomo depende principalmente de la cantidad de protones y neutrones que contenga. También sabemos que la suma de protones y neutrones siempre es un número entero (no puede haber fracciones de protones ni de neutrones), sin embargo vemos que la tabla periódica tiene fracciones en las masas. Se sabe que en un mismo elemento existen diferentes isótopos los cuales tienen diferente masa y diferente porcentaje. Así entonces: La masa o peso atómico es la suma porcentual promedio de las masas de los isótopos de un mismo elemento. Calcio Cloro Ca Cl Nº de masa = Nº de masa = 35 Masa atómica = g / mol Masa atómica = g / mol

18 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Números cuánticos (niveles, subniveles, orbitales, spin).
El estudio del átomo debe efectuarse con base en los últimos adelantos científicos en donde el modelo es matemático y complejo siendo el resultado de la ecuación de Schrödinger y su tabulación nos indica la zona atómica donde es probable encontrar un electrón. Las literales que nos representan a los números cuánticos son: n, l, m y s. Número cuántico espacio-energético principal. (n ). Fue definido por Bohr. Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón dado; este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo. Puede asumir teóricamente cualquier valor de 1 a infinito aunque con 7 valores (1,2,3,4,5,6,7,) es posible satisfacer a los átomos conocidos actualmente.

19 Número cuántico secundario. ( l ). Fue definido por Sommerfeld
Número cuántico secundario. ( l ). Fue definido por Sommerfeld. Determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo, por lo tanto el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica. Cada nivel electrónico se subdivide en subniveles que contienen electrones de la misma energía. Los valores l están determinados por el valor de n , para cierto nivel l puede asumir cualquier valor entero desde 0 hasta n-1 l = n-1 En el primer nivel energético sólo hay un subnivel al cual l da el valor de cero y lo representa por la letra s (del inglés sharp, agudo) para n = 1 l = n – 1 = 0

20 En el segundo nivel energético hay dos subniveles a los que l da el valor de 0 y 1; y los representa por las literales s y p respectivamente (del inglés principal) para n =2 l = 2 – 1 = 1 En el tercer nivel energético hay tres subniveles a los que l da el valor de 0 ,1 y 2; y los representa por las literales s , p y d respectivamente (del inglés diffuse) para n = 3 l = 3 – 1 = 2

21 En el cuarto nivel energético hay cuarto subniveles a los que l da el valor de 0 ,1, 2 y 3; y los representa por las literales s , p, d y f respectivamente (del inglés fundamental para n = 4 l = 4 – 1 = 3 Para el 5º, 6º, y 7º nivel energético, teóricamente habría 5, 6, y 7 subniveles respectivamente sólo que para los átomos conocidos son suficientes 4 subniveles en el 5º nivel (s,p,d,y, f); 3 subniveles para el 6º nivel (s, p, y d) y 2 subniveles en el 7º nivel energético (s y p)

22 m = 2 l + 1 que puede ser de - l hasta + l pasando por cero.
Numero cuántico magnético: (m) Fue definido por Zeeman. Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos, cuando éstos están sometidos a un campo magnético. Los subniveles energéticos están formados por orbitales. Un orbital (REEMPE) es la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón El número de electrones por subnivel depende del valor de éste y está dado por la relación m = 2 l que puede ser de - l hasta + l pasando por cero. En el subnivel s (l = 0) m = 2 l + 1 = 2(0) + 1 = hay un solo orbital al que m da el valor de cero Orbital “s”

23 px py pz . - 1 0 +1 Orbitales “p”
En el subnivel p (l = 1) m = 2 l + 1 = 2(1) + 1 = 3 Hay tres orbitales a los que m da los valores de - 1, 0, + 1, respectivamente. px py pz . Orbitales “p”

24 En un subnivel d ( l = 2) m = 2 l + 1 = 2(2) + 1 = Hay cinco orbitales a los que m da los valores de: , - 1,0, + 1, + 2, respectivamente d d d d d d d d3

25 Orbitales “D” d d5

26 m = 2 l + 1 = 2(3) + 1 = 7 En un subnivel f (l = 3)
hay siete orbitales, a los que m da los valores de - 3, - 2, -1, 0, + 1, + 2, + 3 respectivamente f f f f f f f Orbital “fz3 – 3/5 Zr2 Orbital “fx3 – 3/5 Xr2 Orbital “fy3 – 3/5 Yr2

27 Orbital “fx(z2 – y2)” Orbital “f xyz” Orbital “fz(x2 – y2)” Orbital “fy(x2 – z2)”

28 Numero cuántico spin ( s )
Fue definido por Stern-Gerlach. Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje, sólo puede tener dos direcciones, una en la dirección de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario. Los valores numéricos permitidos para el número cuántico spin s son: y - 1 Generalmente se designan por flechas Principio de exclusión de Pauli "En un orbital pueden haber hasta dos electrones de spin opuesto" . Esto significa que no es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo que tengan cuatro números cuánticos iguales. Principio de edificación progresiva o regla de Auf - Bau “Cada nuevo electrón añadido a un átomo entrará en el orbital disponible de mínima energía

29 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f
Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund "Dentro de un subnivel, los primeros electrones ocupan orbitales separados y tienen spines paralelos"

30 En otras palabras los electrones entran de uno en uno en los orbitales que contienen la misma energía, cuando estos orbitales se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el mismo orden De esta manera la configuración de los siguientes átomos será: 3 Li = 1s2 2s1 6 C = 1s s2 2px1 2py1 = 1s s2 2p2 8 O = 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1 = 1s2 2s2 2p4 10 Ne = 1s2 2s2 2p6 24 Cr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

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