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TEMA-2 ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

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TEMA-2

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/modelos.htm

Historia: modelos atómicos

Espectros atómicosEs un concepto usado en física y química para referirse a:Espectro de absorción, radiación electromagnética absorbida por un átomo. Espectro de emisión, radiación electromagnética emitida por un átomo en estado gaseoso.

El espectro del átomo de hidrógeno

2

221

111nn

R

ECUACIÓN EMPÍRICA DE BALMER R=109 677.6 cm-1 (cte de Rydberg)n1 y n2 son NÚMEROS ENTEROS

n1 < n2

RojoVioleta

Modelo atómico de Böhr (1913)

1.- El electrón gira alrededor del núcleo en “órbitas circulares permitidas” en las que se mueve a velocidad constante, sin emitir radiación alguna.

2.- Las órbitas permitidas están “CUANTIZADAS”, es decir son limitadas no son infinitas, como suponía Rutherford.

3.- El electrón puede saltar de una órbita permitida a otra, absorbiendo oemitiendo fotones:

- Fotón absorbido → salto a órbita superior. E>Eo

- Fotón emitido → salto a órbita inferior E<Eo

(Hz) néticaelectromag radiación la de frecuencia

(m) néticaelectromag radiación la de onda de longitud

10 3 luz la de velocidadc

c

(Hz)frecuencia

10 6.626 Planck de cte

8

34-

sm

Jsh

hEE o

/

El átomo de Bohr (II)

h

h

Modelo atómico actual. Mecánica cuántica (1925)

No se pueden DEFINIR TRAYECTORIAS PRECISAS U ÓRBITAS de un electrón. Hablaremos de regiones alrededor del núcleo donde existe UNA ALTA

PROBABILIDAD (superior al 90%) de hallar al electrón. A dichas regiones se las denomina ORBITALES. El concepto de ÓRBITA es sustituido por el de ORBITAL, como representación

gráfica de dicha región espacial. Schrödinger establece una ecuación para explicar los niveles energéticos, la

forma y el tipo de orbitales. la ecuación se conoce como ecuación de onda.

NÚMEROS CUÁNTICOS.

1.Número cuántico principal, n: su valor determina la

energía del electrón, tamaño y su cercanía al núcleo. Puede

tomar cualquier valor entero a partir de 1. n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…..

2. Número cuántico secundario, l: su valor determina la forma del orbital. Puede valer desde 0 a n-1. l = 0........(n-1)

El valor de l se designa con las letras: 0(s), 1(p), 2 .(d), 3(f).

3. Número cuántico magnético, m: determina la orientación

del orbital en el espacio. Toma los valores comprendidos entre –l y +l. m = -l…….0…….+l

4. Número cuántico de spin, s: Nos indica la rotación del electrón alrededor de un eje que pasa por el centro del mismo. Toma los valores +1/2 y -1/2.

s = +1/2, -1/2

Son valores numéricos discretos que permiten las soluciones de la ecuación deSchrödinger y que nos indican la posición y la energía que tiene un electrón enun átomo.

-Se define como la región del espacio en donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 90%.-Esta determinado por tres números cuánticos(n, l, m)

ORBITAL ATÓMICO (OA)

ESTADO DE UN ELECTRÓN EN EL ÁTOMO-Está determinado por los cuatro nº cuánticos (n, l, m, s)-En un OA entrarán como máximo dos electrones. ¿Por qué?

n l m s

1s 1 0 0 ±½

2s 2 0 0 ±½

2p 2 1 -1 ±½

2p 2 1 0 ±½

2p 2 1 +1 ±½

3s 3 0 0 ±½

3p 3 1 -1 ±½

3p 3 1 0 ±½

3p 3 1 +1 ±½

3d 3 2 -2 ±½

3d 3 2 -1 ±½

3d 3 2 0 ±½

3d 3 2 +1 ±½

3d 3 2 +2 ±½

Orbitales f (l=3)-Tienen aspecto multilobular

XAZ

1.- MASA ATÓMICA DE UN ISÓTOPOMasa de un isótopo ( )m(isótopo) ≈ A (u.m.a.)1 u.m.a. = 1.6605 10-27 kg

2.- MASA ATÓMICA DE UN ELEMENTO QUÍMICOMasa de un átomo ficticio, al estar el elemento químicoconstituido por varios ISÓTOPOS.

Actividad.-

(Sol: 35.5 uma)

XAZ

100

] )([ ii abundaciaxisótopomM

• Principio de mínima

• Principio de máxima

de Hund)

Regla de llenado: la energía de un orbital es tanto menor cuanto más pequeña sea la suma (n+l). Cuando hay varios orbitales con igual valor de n+l, tiene mayor energía aquel que tenga mayor valor de n.

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA

Se siguen los siguientes principios:

energía (aufbau)

multiplicidad (regla

• Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli.

ENERGÍA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS

1s/ 2s2p/ 3s3p/ 4s3d4p/ 5s4d5p/ 6s4f5d6p/ 7s5f6d7p

RESUMEN1.- Cada elemento de un periodo se distingue delanterior por una unidad en el número atómico, o por su“electrón diferenciador”.

2.- Algunos elementos químicos son artificiales, sehan obtenido mediante reacciones nucleares.

3.- Casi todos los elementos se presentan en estadosólido en condiciones ambientales. En estasCondiciones son gases: los gases nobles, el H2 ;N2 ; O2

F2 ; Cl2 . Son líquidos el Hg y el Br2, y también son líquidosel Cs y el Ga, pero por encima de 32º

En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupopor el aumento de capaselectrónicas.-

E E

E E

Orden de electronegatividadMetales<Si<Sb<B<As<P<H<Te<Se<C<S<I<Br<Cl<N<O<F

PODER REDUCTOR-PODER OXIDANTE

a) Un elemento es más REDUCTOR que otro si su tendenciaa PERDER electrones es elevada.

La propiedad periódica está ligada a la electropositividado al carácter metálico.

b) Un elemento es más OXIDANTE que otro si su tendenciaa GANAR electrones es elevada.

La propiedad periódica está ligada a la electronegatividad.

METALES

NO METALES

SEMIMETALES