estructura del Átomo 1. modelo atómico de bohr · 2013-03-07 · estructura del Átomo 1. modelo...

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BLOQUE II QUÍMICA 2º BACH MEAF 1 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO 1. Modelo atómico de Bohr Bohr, intentando mejorar el modelo atómico de Rutherford, aplicó al modelo atómico de éste último las ideas cuánticas de Planck, y lo hizo aplicándolas específicamente al átomo de hidrógeno. Los tres postulados para el átomo de Bohr son: 1.- El electrón gira alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. En ellas no se emite ni se absorbe energía (representan estados estacionarios). 2.- Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tenga un momento angular múltiplo entero de π · 2 h . Es decir, = π · 2 · · · h n r v m (h es la constante de Planck y n=1, 2, 3…). Para n=1 tendríamos la primera órbita permitida (estado fundamental, el de menor energía). Para n=2, la segunda… (estados excitados). Estas órbitas se encuentran a unas distancias determinadas del núcleo del átomo. Cuánto más alejadas estén del núcleo, mayor es su energía. 3.- Un electrón puede pasar de una órbita permitida a otra (transición electrónica), emitiendo o absorbiendo cuantos de energía en forma de fotones, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck. Fallos del modelo de Bohr: sólo es aplicable a átomos con un solo electrón y, por lo tanto, no explica los espectros de los polielectrónicos. Aún así, varias ideas del modelo de Bohr siguen vigentes, como la restricción de energía del electrón y el mecanismo de emisión de luz por saltos de electrones (transiciones electrónicas). 2. Mecánica cuántica 2.1. Modelo atómico de la mecánica cuántica Órbita : Cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del núcleo. Orbital : Región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de encontrar un electrón. Variedades del núcleo atómico El número de protones en el núcleo, llamado número atómico (Z), es característico de cada elemento. Sin embargo, diferentes átomos de un elemento determinado pueden poseer números distintos de neutrones. Los átomos con el mismo número de protones pero con número diferente de

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BLOQUE II QUÍMICA 2º BACH

MEAF � 1

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

1. Modelo atómico de Bohr

Bohr, intentando mejorar el modelo atómico de Rutherford, aplicó al modelo atómico de

éste último las ideas cuánticas de Planck, y lo hizo aplicándolas específicamente al átomo de

hidrógeno. Los tres postulados para el átomo de Bohr son:

1.- El electrón gira alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. En ellas no se emite ni

se absorbe energía (representan estados estacionarios).

2.- Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tenga un momento angular múltiplo

entero de π·2h . Es decir,

=π·2

··· hnrvm (h es la constante de Planck y n=1, 2, 3…). Para

n=1 tendríamos la primera órbita permitida (estado fundamental, el de menor energía). Para

n=2, la segunda… (estados excitados). Estas órbitas se encuentran a unas distancias

determinadas del núcleo del átomo. Cuánto más alejadas estén del núcleo, mayor es su

energía.

3.- Un electrón puede pasar de una órbita permitida a otra (transición electrónica), emitiendo o

absorbiendo cuantos de energía en forma de fotones, cuya frecuencia viene dada por la

ecuación de Planck.

Fallos del modelo de Bohr: sólo es aplicable a átomos con un solo electrón y, por lo tanto,

no explica los espectros de los polielectrónicos. Aún así, varias ideas del modelo de Bohr siguen

vigentes, como la restricción de energía del electrón y el mecanismo de emisión de luz por saltos de

electrones (transiciones electrónicas).

2. Mecánica cuántica

2.1. Modelo atómico de la mecánica cuántica

Órbita: Cada una de las trayectorias descrita por los electrones alrededor del núcleo.

Orbital: Región del espacio alrededor del núcleo donde hay la máxima probabilidad de

encontrar un electrón.

Variedades del núcleo atómico

El número de protones en el núcleo, llamado número atómico (Z), es característico de cada

elemento. Sin embargo, diferentes átomos de un elemento determinado pueden poseer números

distintos de neutrones. Los átomos con el mismo número de protones pero con número diferente de

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neutrones reciben el nombre de isótopos. La suma de protones y neutrones se llama número másico

(A). (Átomo neutro XA

Z)

Números cuánticos:

En el modelo de Bohr cada órbita, plana y circular, viene definida por n. En el modelo

mecano-cuántico, cada orbital viene definido por tres números cuánticos; n, l, m:

CuánticoNombre Valor Significado Tipo de orbital

n Número cuántico principal 1, 2, 3... Tamaño del orbital y su energía l=0→orbital s

l Número cuántico secundario 0, 1, 2…n-1 Forma del orbital y subniveles energéticos l=1→orbital p

ml Número cuántico magnético -l…, 0…, +l Orientación del orbital l=2→orbital d

ms Número cuántico de spin +1/2, -1/2 Giro del electrón l=3→orbital f

Números cuánticos y tipos de orbitales

Para el átomo de hidrógeno, la energía está determinada sólo por el número n, sin embargo,

para los átomos polielectrónicos, la energía viene dada por el número n y el número l. Esto explica

que para átomos polielectrónicos haya más rayas en el espectro atómico y que éstas sean de distinta

intensidad.

Orbitales atómicos:

Los diversos tipos de orbitales poseen una forma distinta, y vienen definidos por los

distintos valores de l.

Configuraciones electrónicas:

La configuración electrónica indica como se distribuyen los electrones en los orbitales atómicos.

Para ello, se sigue el proceso Aufbau, el cual tiene en cuenta tres reglas o principios:

� Principio de mínima energía: Los electrones se colocan en los orbitales de

menor energía.

� Principio de exclusión de Pauli: En un mismo átomo no pueden existir dos

electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales. De aquí

se extraen dos consecuencias: a) En un orbital sólo puede haber, como

máximo, dos electrones, que además han de tener espines contrarios (ms

opuestos); b) En la primera capa puede existir un máximo de 2 electrones, en

la segunda 8, en la tercera 18, en la cuarta 32, etc., en el nivel n, 2·n2.

l = 0 � Orbital s. l = 1 � Orbital p. l = 3 � Orbital f. l = 2 � Orbital d.

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� Principio de máxima multiplicidad de Hund: Si en un mismo subnivel hay disponibles varios

orbitales, los electrones se colocan de modo que ocupan el mayor número de ellos, y además,

con espines iguales o paralelos.

Así, las configuraciones electrónicas para el nitrógeno, por ejemplo, son:

N (Z=7): 1s2 2s2 2p3 N (Z=7): 1s2 2s2 2px1 py

1 pz1

La notación utilizada para indicar la configuración electrónica del átomo consiste en la

utilización de números representando los niveles, letras que representan el tipo de orbital y

exponentes representando el número de electrones que posee el orbital: Cl (Z=17): 1s22s22p63s23p5

En el caso de un átomo de Z elevado, se suele utilizar la notación simplificada, que consiste

continuar la configuración electrónica a partir del último gas noble que lo precede:

Sn (Z=50): [Kr] 4d105s25p2

Para escribir la configuración electrónica de un elemento, debemos conocer su número

atómico y el orden creciente de energía de los orbitales.

3. Propiedades periódicas

Radio atómico (Ra): Define el tamaño de un átomo, considerándose estos como esferas,

teniendo en cuenta que los valores obtenidos son aproximados, pues para calcularlos se mide la

distancia existente entre núcleos de átomos enlazados.

En un grupo el radio atómico aumenta al aumentar Z (al bajar), ya que aumenta

gradualmente el número de capas pobladas de electrones. En un periodo disminuye al aumentar Z.

Esto se debe a que el nivel electrónico más externo es el mismo, pero la carga nuclear aumenta

progresivamente (así como los electrones), produciéndose un aumento de las fuerzas de atracción.

Radio iónico (Ri): el radio de un catión es menor que el del elemento correspondiente,

mientras que el del anión es mayor.

Energía de ionización (E.I.): Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón (el

más externo) a un átomo gaseoso aislado en su estado fundamental. El proceso da origen a la

formación de un ion positivo o catión. −+

+→+ eXIEX ga

g 11 )()( ..

En un grupo, disminuye al aumentar Z, puesto que los electrones periféricos están cada vez

más alejados del núcleo, y, además, son repelidos por los electrones interiores. En un periodo

aumenta con Z, debido a la creciente carga nuclear y menor radio, ya que la atracción nuclear es

mayor. Aun así hay algunas irregularidades correspondientes a los átomos con subniveles llenos o

semillenos, que gozan de mayor estabilidad.

Cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento más electropositivo o metálico

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será. Cuando a un átomo se le arranca un electrón su radio se contrae, debido a que las repulsiones

entre electrones se hacen menos intensas y la carga nuclear, que es mayor que la carga de los

electrones, atrae con mayor fuerza a los electrones restantes.

La segunda energía de ionización de un elemento es siempre mayor que la primera.

Afinidad electrónica (A.E.): Energía que desprende un átomo cuando capta un electrón

(Energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón). ..11)()(

EAXeX a

gg+→+

−−

En un periodo aumenta hacia la derecha (por regla general), y en un grupo aumenta al

disminuir el radio, puesto que así el núcleo manifiesta con mayor poder su fuerza atractiva.

Cuando un átomo capta un electrón, el ion negativo resultante posee un volumen mayor que

el átomo neutro, pues el electrón capturado se ve sometido a las repulsiones de los ya existentes, y

la fuerza nuclear se ve obligada a repartirse entre todos los electrones, haciéndose más débil.

Electronegatividad (E.N.): La electronegatividad mide la mayor o menor atracción que un

átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.

Está íntimamente relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización, de

manera que un átomo con alta afinidad electrónica y alta energía de ionización posee alta

electronegatividad.

En un periodo la electronegatividad aumenta hacia la derecha, y en un grupo hacia arriba.

Los metales poseen pequeñas electronegatividades (elementos electropositivos), y los no metales

electronegatividades mayores (elementos electronegativos).

La electronegatividad es la propiedad que suele tomarse como base para establecer el

carácter más o menos metálico de un elemento en relación con otro. El flúor es el elemento menos

metálico, y el cesio el más metálico.

E.I. A.E. E.N.

E.I

. A

.E.

E.N

.

Ra

Ra