Estructura del átomo PDF

Estructura del átomo Un átomo es la mínima cantidad de materia que experimenta cambios químicos. Un átomo se define como la unidad básica de un elemento, el cual puede intervenir en una combinación química. La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado po...

Estructura del átomo Un átomo es la mínima cantidad de materia que experimenta cambios químicos. Un átomo se define como la unidad básica de un elemento, el cual puede intervenir en una combinación química. La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, en conjunto conocidos como nucleón, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.  Estructura interna del Átomo Neutrón Tamaño ≈ 10-14 m Tamaño: < 10-19 m Tamaño ≈ 10-15 m Tamaño ≈ 10-10 m El tamaño a escala de los protones y neutrones en la figura sería del orden de 10 cm; el de los electrones y quarks sería de 0.1 mm; todo el conjunto del átomo sería de más de 10 km de diámetro. Chang Raymond. Química. Séptima edición. McGraw-Hill. 2002 Los modelos atómicos han sido desarrollados a lo largo de la historia de la humanidad a partir de las ideas que en cada época se manejaban respecto a la composición de la materia.  Modelo atómico de Dalton (1803) En su modelo atómico, Dalton sugirió que los átomos eran similares a bolas. El también creía que los átomos de dos o más elementos podían unirse químicamente para formar compuestos. A finales del siglo XIX, se aceptó de forma general que la materia estaba formada por átomos y que esto se combinan para forma moléculas. Postulados: 1. La materia está formada por átomos 2. Pequeñas partículas indivisibles que no se pueden crear ni destruir. 3. Todos los átomos de un elemento tienen la misma masa y propiedades. 4. Los átomos de diferentes elementos tienen distinta masa y propiedades.  Modelos atómicos Modelo atómico de Thomson (1904) Propuso un modelo muy elemental: el átomo está constituido por una esfera de materia con carga positiva, en la que se encuentran encajados los electrones en número suficiente para neutralizar su carga Descubrimiento del protón 1. La mayor parte de la masa y toda la carga + del (+) en 1919, 1.67262 X 10-24 átomo está centrada en una pequeña región g 1840 veces la masa de los denominada núcleo. 2. La magnitud de la carga + es diferente para los electrones distintos átomos y es aproximadamente la mitad Diámetro del átomo 100pm del peso atómico del elemento. núcleo 5 x 10 -3 pm 3. El átomo en su conjunto es eléctricamente neutro.  Modelos atómicos Modelo atómico de E. Rutherford (1909) Ernest Rutherford (1910): partículas α y β Establecía: El átomo tiene un núcleo central en el que están concentradas la carga positiva y prácticamente toda la masa. La carga positiva de los protones es compensada con la carga negativa de los electrones, que se hallan fuera del núcleo.  James Chadwick (1932): Neutrones: Demuestra la existencia de Partículas subatómicas sin partículas neutras. carga. Masa : 1.67493 X 10-24 Otros modelos atómicos Modelo de Niels Bohr (1913): los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares Modelo de Sommerfeld (1916): Ocupación de los e- en órbitas circulares o elípticas Modelo de Schrödinger (1924): modelo cuántico Chang Raymond. Química. Séptima edición. McGraw-Hill. 2002. P 37. Número Másico A Está determinado por el número total de protones y neutrones que contiene el núcleo. A=Z+n Número atómico Z Es igual al número de protones que tiene un átomo en su núcleo. Isótopos Son átomos que poseen el mismo número atómico (Z) pero diferentes números másicos (A). Igual número de protones pero diferente número de neutrones. Tarea Completar la tabla …Retomando la teoría atómica Modelo nuclear de E. Rutherford (1909) n=1 n=2 n=3 n=4 Niels Bohr (1913) Postulados: 1. Los e- están localizados en orbitas o niveles de energía alrededor del núcleo. 2. Los e- en orbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía. 3. Cualquier e- puede tener solo sólo ciertos valores de energía permitidos. 4. Los e- pueden moverse de una órbita a otra. Para esto un e- puede ganar o perder una cantidad exacta de energía. Modelo Cuántico (1924) Schrödinger Número Cuánticos Ecuación de Scrhödinger para H Número cuántico: principal, del momento angular, magnético y de spin Número cuántico principal: Corresponde al nivel de energía. Toma valores enteros positivos, diferente de cero n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, … Número cuántico del momento angular l: expresa la “forma” de los orbitales. Los C \ Conjunto de orbitales se llama Nivel valores de l dependen del valor de n y tiene todos los valores posibles desde 0 hasta n-1 Nivel / Subnivel / Líneas espectrales Capa Subcapa l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, n-1 s = Sharp (finas) n =d 1= diffuse (difusas) 1s n =p 2= principal (principal) 2s l 0 1 2 3 4 5 2p Nombre s p d f g h n =Siguientes 3 letras 3s del orbital van en orden alfabético 3p 3d Número Cuánticos Número cuántico magnético ml : describe la orientación del orbital en el espacio, el valor de ml depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular. Puede ser un número entero positivo o negativo, incluyendo el cero, que se encuentre en el intervalo –l a +l. Para cierto valor de l, existen 2l + 1 valores enteros de ml Número cuántico de espín ms : describe el giro del electrón en torno a su propio eje. Este número solo puede tomar los valores +1/2 (representado por la flecha ) y -1/2 (representado por la flecha ). l ml 1 orbital s 0 1 Px Pz Py 3 orbitales p 1 -1, 0, +1 2 -2, -1, 0, +1, +2 dx2y2 dxz dz2 dyz dxy 5 orbitales d Reglas para la distribución Configuración de los de electrónica electrones en los orbitales los átomos 1.Es Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima. la distribución de los electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las subcapas de los átomos. 1s 2s 2p 3s … 2. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones en un átomo no pueden tener los 4 números cuánticos iguales. 3. Regla de Hund, El principio de la multiplicidad máxima: Cuando hay orbitales de igual energía (degenerados), los electrones tienden a ocuparlos de uno en uno Diagrama de Moeller 5 6 7  Tabla periódica Surge para: Organizar y sistematizar la información de las propiedades de los elementos Estados de oxidación Carga nuclear efectiva Radio atómico Energía de ionización Características Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) G R U P E R I O D O S P O S Tabla periódica moderna  Características Metales Alcalinos Halogenos Gases nobles Metales No metales Metaloides  Propiedades periódicas Ley periódica: Cuando los elementos se organizan en orden creciente de sus masas atómicas, algunos conjuntos de propiedades se repiten periódicamente. 1. Carga nuclear efectiva Arrancar ese primer electrón 2373 KJ/mol Arrancar ese segundo electrón Después de sacar el 1ero 5251 KJ/mol Se define Zef como la carga con que el núcleo atrae los electrones más externos. El Zef depende de 2 factores: el número atómico (Z) y el efecto pantalla (S). 2. Radio atómico Se define como la mitad de la distancia entre el núcleo de dos átomos idénticos que están enlazados. CH2Cl2 Qué sucede con los radios iónicos?  3. Energía de ionización Ei Es la energía mínima necesaria para arrancar el último electrón de la capa de valencia a un mol de átomos neutros aislados en estado gaseoso. Chang Raymond. Química. Séptima edición. McGraw-Hill. 2002  4. Afinidad electrónica Eae Es el cambio de energía que ocurre cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. Chang Raymond. Química. Séptima edición. McGraw-Hill. 2002 Petrucci, Ralph H. Química General. Pearson Educación, 2011 Electronegatividad: la capacidad de un átomo para atraer y retener los electrones de enlace. Resumen Electronegatividad Electronegatividad