ESTRUCTURA ATÓMICA.

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1 ESTRUCTURA ATÓMICA

2 Estructura atómica: elementos y compuestos
La materia está constituida por ELEMENTOS QUÍMICOS o por combinaciones de elementos que se denominan COMPUESTOS QUIMICOS. ELEMENTOS hidrógeno oxígeno calcio cloro COMPUESTOS agua H2O óxido de calcio CaO ácido clorhídrico HCl sulfato de potasio K2SO4

3 Estructura atómica: elementos y compuestos
Los elementos están constituidos por átomos idénticos. Los compuestos están formados por moléculas, que resultan de la combinación de elementos. El elemento sodio (Na) está formado por átomos de sodio, todos idénticos entre sí. El compuesto ácido sulfúrico (H2SO4) está formado por moléculas de ácido sulfúrico, que se forman al combinarse átomos de hidrógeno (H), azufre (S) y oxígeno (O).

4 Estructura atómica: partículas subatómicas
protones (p+) núcleo neutrones (n0) otras partículas subatómicas envoltura : electrones (e-) átomo núcleo: cuerpo central diminuto y denso, con carga positiva. los electrones se distribuyen en el espacio alrededor del núcleo, en distintos niveles de energía, llamados orbitales.

5 Estructura atómica: partículas subatómicas
PARTICULA SIMBOLO CARGA MASA (Kg) ELECTRICA protón p ,67 x 10-27 neutrón n ,67 x 10-27 electrón e ,11 x 10-31 La carga de un protón corresponde a 1,602 x coulombs y se le asigna el valor arbitrario +1. La carga del electrón es la misma, con signo opuesto, es decir, -1. protón y neutrón poseen la misma masa. protón y electrón poseen la misma carga, pero de signo opuesto.

6 Estructura atómica Los átomos de los distintos elementos se diferencian en el número de protones del núcleo: el HIDROGENO tiene 1 solo protón el HELIO tiene 2 protones el LITIO tiene 3 protones... y así sucesivamente hasta llegar al último elemento que tiene 118 protones, y que es el UNUNOCTIUM.

7 X A Z Estructura atómica: número atómico y número másico
El número atómico corresponde al número de protones, y es lo que identifica al elemento. Número atómico = Z = número de p+ A la suma de protones y neutrones se le llama número másico. Número másico = A = p+ + n0 A X Si X representa a un elemento, tenemos: Z

8 Estructura atómica: número atómico y número másico
1 Hidrógeno H : 1 protón 14 Nitrógeno N : 7 protones 7 neutrones 39 Potasio K : 19 protones 20 neutrones 88 Estroncio Sr : 38 protones 50 neutrones 200 Mercurio Hg : 80 protones 120 neutrones

9 Estructura atómica: número atómico y número másico
Ejemplo 1: un elemento tiene Z=26 y A= 56. ¿Cuántos protones y neutrones posee? ¿Cuántos electrones tiene como elemento en su estado fundamental, no combinado con otros elementos? A. Si Z = 26, posee 26 protones Si A = 56, tiene 56 (protones + neutrones) Como tiene 26 protones, tiene 30 neutrones. Si está en estado fundamental, no combinado, el átomo es una entidad eléctricamente neutra. Si tiene 26 protones (carga +), debe tener 26 electrones (carga -) Este elemento es el fierro (Fe), caracterizado por su Z=26, es decir, por su número de protones.

10 Estructura atómica: número atómico y número másico
Ejemplo 2: El zinc (Zn) tiene 30 protones y 35 neutrones. ¿Cuál es su número atómico y su número másico? ¿Cuántos electrones posee como elemento en su estado fundamental, no combinado con otros elementos? Z = número de protones = 30 A = número de protones + neutrones = = 65 Tiene 30 electrones en estado fundamental, no combinado. Es zinc porque posee 30 protones, es decir, Z = 30.

11 Estructura atómica: identidad de un elemento
Lo que identifica a un elemento es el número de protones que posee en el núcleo, es decir, su número atómico Z. El átomo en estado fundamental, no combinado con otros átomos, es una entidad eléctricamente neutra, es decir: número de protones (+) = número de electrones (-) en el núcleo en la envoltura Sin embargo, el número de electrones NO SIRVE para identificar a un elemento, porque en las reacciones químicas se GANAN o PIERDEN electrones, en cambio, los protones no se modifican. Cl elemental (no combinado): carga 0 Cl en el cloruro de sodio NaCl: carga -1, ganó 1 electrón Posee 17 protones y 18 electrones. 17Cl

12 Teoría atómica moderna: los electrones
Principio de incertidumbre de Heisenberg: “ es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón”. La mecánica ondulatoria o cuántica: “ todo corpúsculo material tiene asociado una onda”... así el electrón puede ser onda y partícula.

13 Teoría atómica moderna: concepto de orbital
SCHRÖDINGER (1926) da una solución matemática a la localización de los electrones en un átomo a través de una ecuación que da la PROBABILIDAD de localización de los electrones en un átomo. Se llega al concepto de ORBITALES, que representan las localizaciones donde existe la MAYOR PROBABILIDAD de encontrar un electrón. Cada electrón de un átomo queda definido a través de 4 “números cuánticos”.

14 Teoría atómica moderna: los números cuánticos
1. Número cuántico principal: “n”  especifica el nivel de energía potencial ( relacionado con la distancia al núcleo)  son números enteros: 1, 2, 3, 4….

15 Teoría atómica moderna: los números cuánticos
2. Número cuántico azimutal: “l” (ele)  especifica el subnivel de energía  son números enteros: 0, 1, 2, 3 Va desde 0 a n-1 siendo “n” el número cuántico principal.  indica la forma del orbital: l = 0 orbital s l = 2 orbital d l = 1 orbital p l = 3 orbital f

16 Teoría atómica moderna: los números cuánticos
3. Número cuántico magnético: “m”  especifica los orbitales individuales dentro de un subnivel (cuántos hay).  tiene valores que van entre –l y +l , incluyendo el cero, siendo “l” el número cuántico azimutal.  indica la orientación del orbital en el espacio.

17 Teoría atómica moderna: los números cuánticos
4. Número cuántico de spin: “s”  especifica la dirección de la rotación del electrón o “spin”.  tiene los valores - 1/2 o +1/2.

18 Teoría atómica moderna: los números cuánticos
l=2 d m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2 3d n = 3 l=1 p m=-1 m=0 m=+1 3p (18) l=0 s m=0 3s l=1 p m=-1 m=0 m=+1 2p n = 2 (8) l=0 s m=0 2s n = 1 l=0 s m=0 (2) 1s “m” “n” “l” Subnivel Forma Orientación Nivel de energía

19 Teoría atómica moderna: los números cuánticos
l=3 f m=-3 m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2 m=+3 4f l=2 d m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2 (32) 4d n = 4 l=1 p m=-1 m=0 m=+1 4p l=0 s m=0 4s Nivel Subnivel Forma Orientación

20 Los orbitales s “l”=0 significa orbital s 2s n=2 l=0 para l=0 n=1

21 l=1 significa orbitales p
Los orbitales p n=2 l=0,1 para l=1 m=-1, 0, +1 l=1 significa orbitales p

22 Los orbitales d l=2 significa orbitales d n=3 l=0, 1, 2 para l=2
m=-1, -2, 0, +1, +2 l=2 significa orbitales d

23 Los orbitales f l=3 significa orbitales f n = 4 l = 0, 1, 2, 3
para l = 3 m = -3 ,-2, -1 ,0 , +1, +2 ,+3 l=3 significa orbitales f

24 Se denomina principio de construcción (Aufbau) al procedimiento para deducir la configuración electrónica de un átomo, y consiste en seguir un orden para el llenado de los diferentes orbítales, basado en los diferentes valores de la energía de cada uno de ellos. Para recordarlo se utiliza el diagrama de Möller o de las diagonales, así como la regla de la mínima energía (n+l)..

25 Configuración electrónica de los átomos
Corresponde a la distribución de los electrones en los orbitales, en torno al núcleo. Ocurre de acuerdo a ciertas reglas: 1. PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI “ Un orbital puede contener máximo 2 electrones y éstos deben ser de spin diferente” 2. REGLA DE HUND “ Los electrones van ocupando los orbitales de menor a mayor energía” Si los orbitales disponibles son de igual energía, por ejemplo, los 3 orbitales p, un electrón ocupa el px, el siguiente ocupa el py, y el siguiente el pz, es decir, los electrones van quedando “desapareados.” Luego, el siguiente completa el px, etc.

26 Principio de construcción de Aufbau
El llenado de los niveles con los electrones, se realiza en orden de energía creciente. Nivel 1 Sub-nivel 2 3 4 4s antes que 3d 5 5s antes que 4d y 4f 6 6s antes que 4f y 5d 7 7s antes que 5f y 6d

27 Configuración electrónica
Los primeros 5 elementos: 1H = 1s1 2He = 1s2 3Li = 1s2 2s1 4Be = 1s2 2s2 5B = 1s2 2s2 2p1

28 Configuración electrónica
La configuración electrónica del carbono (Z= 6) es 1s s 2p 1s 2s px 2py y NO 1s s px2 Al ocupar 2 orbitales 2p, px y py los electrones quedan con sus espines paralelos, siendo esto de mayor estabilidad. y NO

29 Configuración electrónica: anomalías
La configuración electrónica del potasio (Z= 19) es 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s1 El orbital 4s se llena antes que el orbital 3d. Calcio (Z=20) 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 Escandio (Z=21) 1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2 3s2 3px2 3py2 3pz2 4s2 3d1

30 ACTIVIDADES 1. ¿Cuáles son las limitaciones de los modelos atómicos de Bohr y Sommerfeld?

31 2. ¿Qué quiere decir la frase: “la materia y la radiación tienen naturaleza dual”?

32 3. ¿Cuál es el significado físico de la función de onda
3. ¿Cuál es el significado físico de la función de onda? ¿Y del cuadrado de la función de onda?

33 4. ¿Cómo se utiliza el concepto de densidad electrónica para describir la posición de un electrón en el tratamiento de la mecánica cuántica para un átomo?

34 5. Señala los principios en los que se basa el modelo atómico cuántico actual.

35 6. ¿Cuántos números cuánticos definen a un orbital? ¿Y a un electrón?

36 7. ¿Cuáles de las siguientes designaciones de orbitales no son posibles?: 6s, 2d, 8p, 4f, 1p y 3f

37 8. ¿Existe alguna diferencia entre los términos órbita y orbital?

38 9. ¿Por qué existen cinco tipos de orbitales d y siete tipos de orbitales f?

39 10. Indica cuál o cuáles de los siguientes grupos de tres valores correspondientes a los números cuánticos n, ℓ y mℓ están permitidos: a) (3, -1, 1); b) (3, 1, 1); c) (1, 1, 3); d) (5, 3, -3); e) (0, 0, 0); f) (4, 2, 0); g) (7, 7, 2).

40 11. ¿Cuáles son los números cuánticos que caracterizan al electrón de notación 4d9?

41 12. Un electrón de un átomo está en el nivel cuántico n = 3
12. Un electrón de un átomo está en el nivel cuántico n = 3. Enumera los posibles valores de ℓ y mℓ.

42 13. Establecer los valores de los números cuánticos y el número de orbitales presentes en cada subnivel, para los siguientes subniveles: a) 4p; b) 3d; c) 3s y d) 5f.

43 14. ¿Qué diferencias y semejanzas hay entre un orbital 1s y un orbital 2s?

44 15. ¿Cuál es la diferencia entre un orbital 2px y un orbital 2py?

45 15. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas da una explicación de las mismas en función de su posible existencia o no: a) 1s2 2s32p6; b) 1s2 2s22p4 3d1; c) 1s2 2s22px22py2; d)1s2 2s22p6 3s23p6 4s1.