MODELO ATÓMICO

* Átomo, Es la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. A lo largo de los siglos, el tamaño y la naturaleza del átomo sólo fueron objeto de especulaciones, por lo que su conocimiento avanzó muy lentamente.

El átomo consta de dos partes:a) Núcleo, Masa central de un átomo cargada positivamente, alrededor de la cual se encuentran los electrones orbitales. El núcleo está compuesto por los llamados NUCLEONES (PROTONES-CON CARGA POSITIVA- Y NEUTRONES-CON CARGA NEUTRA-) y contiene casi toda la masa del átomo.b) Corteza o envoltura, Formada por los electrones (con carga negativa), los cuales giran alrededor del núcleo.

* ELECTRÓN, Tipo de partícula elemental de carga negativa, junto con los protones y los neutrones, forma los átomos y las moléculas. Los electrones están presentes en todos los átomos y cuando son arrancados del átomo se llaman electrones libres.

Los electrones también intervienen en los procesos químicos. Una reacción química de oxidación es un proceso en el cual una sustancia pierde electrones, y una reacción de reducción es un proceso en el cual una sustancia gana electrones.

En 1906, el físico estadounidense Robert Andrews Millikan, mediante su experimento de “la gota de aceite”, determinó la carga del electrón: -1.602x10-19 coulombios; su masa en reposo es 9.109x10-31 kg. El electrón y el protón poseen la misma carga, pero, convencionalmente, la carga del protón se considera positiva y la del electrón negativa.

* PROTÓN, Partícula nuclear con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos. Al protón y al neutrón se les denomina también nucleones. La carga del protón: +1.602x10-19 coulombios La masa de un protón es de 1.6726x10-27kg, aproximadamente 1.836 veces la del electrón. Por tanto, la masa de un átomo está concentrada casi exclusivamente en su núcleo.

* NEUTRÓN, Partícula sin carga que constituye una de las partículas fundamentales que componen la materia. La masa de un neutrón es de 1,675x10-27kg, aproximadamente un 0.125% mayor que la del protón. Junto con los protones constituyen el núcleo del átomo (a ambas partículas se les llama nucleones).

Partículas constituyentes del átomo

Situación Partícula Carga (C) Masa (kg)Descubridor * año

Corteza Electrón -1.602x10-19 9.1x10-31Plucker, J. J. Thompson * 1897

Núcleo Protón +1.602x10-19 1.673x10-27 Goldstein * 1886

Núcleo Neutrón 0 1.675x10-27 James Chadwick * 1932

* NÚMERO ATÓMICO (Z), Número entero positivo que equivale al número total de protones (p+) existentes en el núcleo atómico. Un átomo neutro posee el mismo número de protones (p+) que de electrones (e-), de manera que Z indica también el número de electrones de un átomo neutro.

* NÚMERO MÁSICO (PESO ATÓMICO A) , Se representa de la siguiente manera AX, Suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo. Los átomos de un mismo elemento pueden tener diferentes números másicos, según el isótopo de que se trate.Isótopo, Son átomos de un mismo elemento pero con diferente número de neutrones en su núcleo, el número de protones continua igual.

A = protones (p+) + neutrones (n0)de donde:neutrones (n0) = A - protones (p+)

AZXN

A = Peso atómicoZ = Número atómicoN = Número de neutronesX = Símbolo del elemento

Calculo de partículas atómicas

ElementoNúmero atómicoZ

Peso atómicoA

Número de neutrones(n0)

Número de protones(p+)

Número de electrones(e-)

94Be 4 9 5 4 4

4020Ca 20 40 20 20 20

5525Mn 25 55 30 25 25

20080Hg 80 200 120 80 80

126C 6 12 6 6 6

Sr 38 87 49 38 38I 53 127 74 53 53Ni 28 59 31 28 28Zn 30 65 35 30 30Pb 82 207 125 82 82Sr+2 38 87 49 38 36Mn+7 25 55 30 25 18F-1 9 19 10 9 10O-2 8 16 8 8 10Ca+2 20 40 20 20 18

ION: Es un átomo que ha ganado o perdido electrones; por lo que adquiere una carga eléctrica positiva (pérdida de electrones) o negativa (ganancia de electrones)

CATIÓN: Ión de carga positiva (átomo que ha perdido electrones).ANIÓN: Ión de carga negativa (átomo que ha ganado electrones).

Ejercicios.Realizar el cálculo de las partículas de los primeros 30 elementos de la tabla periódica. INDIVIDUAL

MODELO ATÓMICO DE BOHRPara realizar su modelo atómico utilizó el átomo de hidrógeno. Describió el átomo de hidrógeno con un protón en el núcleo, y girando a su alrededor un electrón.

En éste modelo los electrones giran en órbitas circulares alrededor del núcleo; ocupando la órbita de menor energía posible, o sea la órbita más cercana al núcleo posible.

MODELO ATÓMICO DE THOMSON* Cuando Thomson propuso su modelo atómico se sabía que los átomos eran neutros.* Teniendo en cuenta lo que se sabía del átomo, y luego de varios experimentos, Thomson propuso el siguiente modelo:** El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas.

Experimento # 1 de Thompson: Propagación de los rayos catódicos

Núcleo

Neutrón y Protón

El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).

Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos. Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.

Experimento # 2 de Thompson : ¿D e dónde parten los rayos ? Con este experimento Thomson averiguó de dónde salían los rayos. Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. Esto indicaba que los rayos partían del cátodo. Por eso se los llama RAYOS CATÓDICOS.

Experimento # 3 de Thompson : ¿T ienen masa los rayos ?

Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa. En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían masa.

Experimento # 4 de Thompson : ¿ Qué carga tienen los rayos ?

Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos. Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran partículas negativas.

Conclusiones del Modelo atómico de Thompsona) Se desplazaban en línea rectab) Los rayos partían del cátodoc) Los rayos poseían masad) Los rayos eran partículas negativas

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORDPara analizar cual era la estructura del átomo, Rutherford diseño un experimento: El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro con rayos alfa. Para observar el resultado de dicho bombardeo, alrededor de la lámina de oro colocó una pantalla fluorescente.

Estudiando los impactos sobre la pantalla fluorescente observó que:

La mayoría de los rayos alfa atravesaba la lámina sin desviarse, la mayor parte del espacio de un átomo es espacio vacío.

Algunos rayos se desviaban, porque pasan muy cerca de centros con carga eléctrica del mismo tipo que los rayos alfa (CARGA POSITIVA).

Muy pocos rebotan, porque chocan frontalmente contra esos centros de carga positiva.

El modelo del átomo de RUTHERFORD se parecía a un sistema solar en miniatura, con los -protones en el núcleo y los electrones girando alrededor.

NIVELES ENERGÉTICOSCada nivel energético que identifica a cada una de las órbitas, toma valores desde 1 a 7 (con números enteros), se representa con la letra "n", y recibe el nombre de Número Cuántico Principal.

A partir del segundo nivel (2 o L) existen subniveles. El número de electrones para cada nivel utilizando la fórmula: 2n2

Nivel Cuántico Principaln

Letra SubnivelesNúmero máximo de electrones

1 K s 22 L s, p 83 M s, p, d 184 N s, p, d, f 325 O s, p, d, f, g 50 - real 32 *6 P s, p, d, f, g, h 72 - real 15 *7 Q s, p, d, f, g, h, i 98 - real 2 *

Nota:Los subniveles g, h, i; NO se utilizan en los elementos que se conocen hasta el momento.Esta es la cantidad real de electrones que se encuentran en los elementos que se conocen hasta el presente, por ello los niveles de energía están incompletos.

Los subniveles s, p, d, f tienen una capacidad para acomodar en ellos un máximo de electrones

SubnivelNúmero máximo de electrones

s 2p 6d 10f 14

Bohr descubrió que el número máximo de electrones en el nivel más externo de energía en un átomo es de 8 (Regla del Octeto). La Regla del Octeto sólo se cumple para los elementos de los Grupos A (adquieren una Configuración de Gas Noble * 8 electrones de valencia).

Los electrones del último nivel se llaman ELECTRONES DE VALENCIA; son éstos los que participan en la formación de enlaces.

VARIACIONES EN LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

ION: Es un átomo que ha ganado o perdido electrones; por lo que adquiere una carga eléctrica positiva (pérdida de electrones) o negativa (ganancia de electrones)

CATIÓN : Ión de carga positiva (átomo que ha perdido electrones). Tienen carga positiva.

ANIÓN : Ión de carga negativa (átomo que ha ganado electrones). Tienen carga negativa.

ISÓTOPO : Son átomos de un mismo elemento, su núcleo es igual en cuanto al número de protones, pero tienen diferente número de neutrones.

ELEMENTO NEUTROH, Na, K, Be, Mg, Ca, B, Al, Ga, C, Si, Ge, N, P, As, O, S, Se, F, Cl, Br, He, Ne, Ar, etc.

CATIÓN (elemento que ha perdido electrones) * IÓN CON CARGA POSITIVA

H+1, Na+1, K+1, Be+2, Mg+2, Ca+2, B+3, Al+3, Ga+3, C+4, Si+4, Ge+4, N+3, P+3, As+5, S+2

ANIÓN (elemento que ha ganado electrones) * IÓN CON CARGA NEGATIVA

O-2, S-2, Se-2, F-1, Cl-3, Br-5

ISÓTOPO

H1 Protio; H2 Deuterio; H3 TritioC12 , C14

O16, O17, O18

U234, U238

Cl35, Cl37

Calculo de partículas atómicas

ElementoNúmero atómicoZ

Peso atómicoA

Número de neutrones(n0)

Número de protones(p+)

Número de electrones(e-)

Cl35 17 35 18 17 17

Cl37 17 37 20 17 17O16 8 16 8 8 8O17 8 17 9 8 8O18 8 18 10 8 8U235 92 235 143 92 92U238 92 238 146 92 92

NÚMEROS CUÁNTICOS Y ORBITALES

Número Cuántico Principal ( n ).- Llamado también nivel de energía principal. Toma valores de 1 a 7. El número máximo de electrones que pueden encontrarse en un nivel de energía “n” es de 2n2

Número Cuántico secundario o por forma ( l ).- Llamado también azimutal. Determina la forma de la nube electrónica u orbital. Toma valores de 0 a n-1Cada valor de l corresponde a una forma de orbital o subnivel de energía.

Cuando l = 0, corresponde al orbital esférico “s”Cuando l = 1, corresponde al orbital “p”; en forma de pera sobre los ejes x, y & z. Existen 3 orbitales “p” u orientaciones.Cuando l = 2, corresponde al orbital “d”; en forma de trébol. Existen 5 orbitales “d” u orientaciones.Cuando l = 3, corresponde al orbital “f”, cuya forma es muy complicada. Existen 7 orbitales “f” u orientaciones.

Número Cuántico por orientación ( m ).- Caracteriza la orientación de la nube electrónica u orbital en un campo magnético. Toma valores de –l a +l.Número Cuántico por spín ( s ).- Específica la dirección del giro del electrón sobre su propio eje. Los electrones dentro del átomo tienen un movimiento de rotación que genera un campo magnético. Dentro de un orbital sólo puede haber 2 electrones rotando en sentidos opuestos, de tal manera que sus campos magnéticos se neutralicen. Los valores de spín para los 2 electrones de un orbital son de –½ y +½.

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICASLa configuración electrónica indica la forma como se arreglan los electrones alrededor del núcleo en niveles y subniveles de energía. El principio de AUFBAU o de construcción, determina el orden en el que son llenados los subniveles energéticos y afirma que: “Si a un átomo se le quitaran todos los electrones del núcleo y luego se le volvieran a introducir uno por uno en los orbitales disponibles, se empezaría de los orbitales de menor energía a los de mayor energía”, de donde resulta el siguiente orden:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

1s2

2s2 2p6

3s2 3p6 3d10

4s2 4p6 4d10 4f14

5s2 5p6 5d10 5f14

6s2 6p6 6d10

7s2 7p6

Principio de Exclusión de Pauli.- Dos electrones en un átomo no pueden tener sus 4 números cuánticos iguales

Principio de Máxima Sencillez de Yeouta.- En un átomo se estructuran primero los subniveles en donde “n” sea menor.

Principio de Máxima Multiplicidad o Regla de Hund.- Los electrones tienden a ocupar todos los orbitales disponibles antes de formar pares

Electrones de valencia.Son aquellos que se encuentran en el último nivel energético de un elemento.s = 2 , p = 6 , d = 10 , f = 14

12Mg = 1s22s22p63s 2 = 2 electrones de valencia8O = 1s22s 2 2p 4 = 6 electrones de valencia17Cl = 1s22s22p63s 2 3p 5 = 7 electrones de valencia

Ejercicios:

35Br = 1s22s22p63s23p64s 2 3d104p 5 = 7 electrones de valencia31Ga = 1s22s22p63s23p64s 2 3d104p 1 = 3 electrones de valencia16S = 1s22s22p63s23p 4 = 6 electrones de valencia14Si = 1s22s22p63s23p 2 = 4 electrones de valencia

1.2) Regla del octeto.Tendencia de los elementos de la Familia A de ganar o perder electrones; con la finalidad de adquirir una configuración electrónica estable de un gas noble (Familia 8A).

10Ne = 1s22s 2 2p 6 = 8 electrones18Ar = 1s22s22p63s 2 3p 6 = 8 electrones36Kr = 1s22s22p63s23p64s 2 3d104p 6 = 8 electrones

KERNEL.- Configuración de gas noble.

ELECTRÓN DIFERENCIAL.- Cada elemento sucesivo en la tabla periódica tiene un electrón más que el átomo anterior, el electrón adicional se le denomina electrón diferencial.

Ejercicios.Realizar la configuración electrónica de los elementos pares (hasta el elemento No. 50). Individual