Teoría Atómica Moderna

Presentación del tema: "Teoría Atómica Moderna"— Transcripción de la presentación:

1 Teoría Atómica Moderna
Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Instituto de Química Teoría Atómica Moderna FUNDAMENTOS DE QUÍMICA QUI-123

2 EVOLUCION DEL MODELO ATOMICO
Dalton, 1808 Thomson, 1904 Cargas positivas y negativas Rutherford, 1910 El núcleo Schrödinger, 1926 Modelo de nube de electrones Bohr, 1913 Niveles de energía 2

3 Modelo atómico de Thomson
Región positiva.

4 Experimento de Rutherford (Premio Nobel de Química 1908)
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 g)

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7 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 g

8 (Chadwick) (Compuesto de Uranio)

9 Modelo atómico de Rutherford : Concepto de átomo Nuclear… (1904)
Radio atómico ~ 100 pm = 1 x m Radio nuclear ~ 5 x 10-3 pm = 5 x m

10 Teoría atómica de Bohr p+ nº Protones Región extranuclear Electrones
Núcleo : Protones Neutrones p+ nº Válido sólo para especies con 2e- 

11 En la actualidad es posible fotografiar átomos: Ej
En la actualidad es posible fotografiar átomos: Ej. átomos de una superficie de oro Obtenida con un microscopio de Fuerza atómica.

12 Animación de átomos Fotografiados con microscopio de barrido de tunel

13 Estructura atómica. (1897) Protones (1910) Neutrones (1932)

14 Partículas Subatómicas.

15 ¿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).

16 A = Nº DE PROTONES + NEUTRONES
Estructura Atómica 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

17 Representación. Para representar el número atómico y másico se utiliza la siguiente simbología X= símbolo del elemento A= número másico Z= número atómico

18 número de neutrones = A - Z
Cálculos de Z y A 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

19 EJEMPLO Determine las partículas fundamentales del átomo de potasio ( K) e (Ir) respectivamente:
Z= y A = 40 Z= y A = 193 Iones Cl- Z y A 35 Mg 2+ Z 12 A 24

20 Orbital atómico Se considera como la función de onda del electrón de un átomo Tiene energía y distribución características de la densidad electrónica

21 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

22 ¿Qué forma tienen los orbitales?
Orbitales Atómicos ¿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

23 Diagrama de contorno de superficie: abarca alrededor del 90% de la densidad electrónica total en un orbital

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25 Estos orbitales tienen el mismo tamaño, forma y energía, sólo difieren en su orientación

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27 orbitales f (l = 3)

28 Energía de los Orbitales
Energía de los orbitales de Átomo de Hidrógeno Niveles de Energía de los orbitales Átomo de Hidrógeno Niveles de Energía de los orbitales Átomo Polielectrónico

29 Configuración Electrónica
Sirve para entender el comportamiento electrónico de los átomos polielectrónicos.

30 Escritura de las configuraciones electrónicas de los átomos que se encuentran en estado fundamental
Se lee “uno s uno”

31 Orden de llenado de los subniveles atómicos en un átomo polielectrónico.

32 El principio de exclusión de Pauli.
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) a) y b) prohibidos

33 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.

34 Paramagnetic Diamagnetic Electrones desapareados Todos electrones apareados 2p 2p

35 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.

36 Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
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.

37 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

38 Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
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

39 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 

40 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.

41 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”

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43 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.

44 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

45 EJEMPLOS He2 nivel Li3 [He]22s1 ¿NIVEL ? Ne10 nivel Mg12 [Ne]103s2 ¿NIVEL ? Ar18 nivel As33 [ Ar]184s23d104p3 ¿NIVEL ?

46 Configuración Electrónica de Iones
Átomos que pierden electrones para alcanzar configuración de Gas noble se denominan Cationes Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] Átomos que ganan electrones para alcanzar configuración de gas noble, se denominan Aniones F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 o [Ne] O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 o [Ne] N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 o [Ne]

47 Se pueden dar casos como:
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 ¿Cuál elemento neutro será isoelectrónico con H- ? H-: 1s2 Igual configuración electrónica que He

48 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. Ejemplos Fe: [Ar]4s23d6 Mn: [Ar]4s23d5 Fe2+: [Ar]4s03d6 o [Ar]3d6 Mn2+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5 Fe3+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5

49 Ejercicio: Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos, Mg (Z=12) Ca (Z=20) Cu (Z=29)