TEORIA AT0MICA

Las diferentes teorías atómicas en el tiempo han tratado fundamentalmente de explicar y dar a conocer la constitución interna de la materia. Los griegos con Leucipo y Demócrito en el año 700 a.C. indicaron que la materia estaba formada por partículas diminutas e indivisibles llamadas átomos (sin división). Esta teoría no fue desarrollada debido a Aristóteles, quien postulaba que la base del mundo material era el agua, aire, tierra y fuego.

A través del tiempo fueron muchos los aportes de investigadores, estudiosos para tener el conocimiento de cómo está constituida la materia, es muy posible que aún no se conozca en forma total su constitución.

Entre los principales aportes tenemos:

• 1803: Jhon Dalton: Propone su TEORÍA ATÓMICA.

• 1814 J.J. BERZELUIS: Descubre los elementos Ce, Se, Si y Th

• 1819 Dulong y Petit: Determinan las masas atómicas a partir de sus calores específicos

• 1859 Robert Bunsen y Gustavo Kirchoff: Indican que cada elemento posee un espectro característico y descubre los elementos Cs y Rb.

• 1868 Pierre Jansen: Descubre en el espectro solar una nueva línea, debido a la presencia del elemento Helio que todavía no se había descubierto en la tierra.

• 1869 Dimitri Mendeleiev: Propone una clasificación de elementos en base a la masa atómica del elemento, predice las propiedades de varios elementos aún no descubiertos.

• 1879 William Crookes: A los rayos producidos en el cátodo por una corriente eléctrica en un tubo al vacío los denomina rayos catódicos.

• 1885 J.J. Balmer: Propone una ecuación matemática para calcular la longitud de onda de las líneas del espectro electro magnético.

• 1886 E. Goldstein: Realiza experimentos con el tubo de Crookes modificado, y observa los “rayos canales” (partículas positivas).

• 1895 Wilhelm Roentgen: Descubre los rayos X

• 1896 Antoine Becquerel: Descubrió la radioactividad natural.

• 1897 J.J. Thomson: Demuestra que los rayos catódicos son partículas con carga negativa (electrones) y halla la relación de la masa y carga del electrón.

• 1898 Marie Curie y su esposo: Descubren elementos radiactivos como el polonio y radio.

• 1900 Max Planck: Propone su TEORÍA CUÁNTICA, en la que indica que un átomo excitado emite luz por medio de unidades discretas llamadas cuantos.

• 1904 Thomson: Propone el modelo atómico “Pudín de pasas”, los electrones (pasas) se encuentran inmerso en una masa de carga positiva (pudin).

• 1905 Albert Einstein: Propone una ecuación que relaciona la masa y energía. Definió que un rayo de luz es una constante de partículas (fotón).

• 1909 R. Millikan: Determinó la carga del electrón (1,60 x 10-19 C) por medio de su experimento de la gota de aceite.

• 1911 Ernest Rutherford: Propone el modelo atómico “Sistema planetario” debido a que descubre que casi toda la masa del átomo está en el núcleo.

• 1912 J.J. Thomson: Separa los isótopos del Neon-20 y Neon-22.

• 1913 Niels Bohr: Demuestra que los electrones del átomo de hidrógeno giran en orbitas circulares alrededor del núcleo.

• 1913 Henry Moseley: La carga nuclear es característica de cada elemento.

• 1924 Louis Broglie: Demuestra que los electrones tienen propiedades ondulatorias.

• 1925 Wolfgang Pauli: Afirma que en un orbital solo se permiten dos electrones con espín opuesto en cada orbital.

• 1926 Erwin Schrödinger: Propuso una ecuación para poder ubicar al electrón.

• 1927 W. Heisemberg: Explica que no es posible conocer la posición y el momento del electrón en forma simultánea.

• 1927 Frederick Hund: Propone la Regla de Hund; los electrones de un nivel de energía presentan un máximo nivel electrones desapareados y presenta el mismo spin.

• 1932 James Chadwick: Descubre el neutrón.

• 1934 Samuel Hurst: Detecta e identifica a la mayoría de átomos individuales de los elementos.

El átomo es la célula de un elemento y presenta una estructura interna que básicamente está constituida por protones, neutrones y electrones. El átomo es eléctricamente neutro.

El átomo presenta las siguientes partes:

1. Núcleo: Es la parte central del átomo, lugar donde se encuentran los protones, neutrones, mesones, positrones, etc.

En el núcleo se encuentra alrededor del 99.9% de la masa del átomo, posee carga positiva.

Protones: Son partículas de carga eléctrica positiva. Masa del protón = 1,676 x 10-24g = 1 uma

Neutrones: Son partículas neutras. Masa del neutrón = 1,676 x 10-24g

2. Electrones: Alrededor del núcleo giran los electrones que son partículas con carga negativa. Las orbitas donde se ubican los electrones se denominan orbitas Masa del electrón = 9,11 x 10-28g

PARTICULA SIMBOLO MASA (g) CARGA(C) LOCALIZACION

Protón p+ 1,676 x 10-24 1,6 x 10-19 NúcleoNeutrón N 1,676 x 10-24 0 NúcleoElectrón e- 9,11 x 10-24 -1,6 x 10-19 Alrededor del

núcleo

Representación de un elemento

X: Símbolo del elemento

A: número de masa

Z: número atómico

n: número de neutrones

c: carga

Número Atómico (Z) Es el número de protones del átomo. Z= #p+

Si el átomo es neutro, el número de protones es igual al número de electrones. #p+ = #e-: átomo neutro o basal

El número atómico es único para cada elemento.

Número de masa (A) El número de masa es la suma de los protones y neutrones del átomo.

Isótopos (hìlidos): Son átomos que pertenecen a un mismo elemento, tienen igual número atómico pero diferente número de masa.

Isóbaros: Son átomos de diferentes elementos que tienen igual número de masa.

Los isóbaros tienen diferentes configuraciones electrónicas debido a que son elementos diferentes.

Isótonos: Son átomos de diferente elemento pero que tiene igual número de neutrones.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO

En forma casual Newton observo la descomposición de la luz, al pasar un haz a través de un prisma de cristal.

Esta banda de colores se denomina espectro visible.

El espectro visible es solo una pequeña parte del espectro electromagnético total.

El conjunto de todas las ondas electromagnéticas constituye el espectro electromagnético, parte de lo cual podemos observar en la tabla que se muestra.

•

Ondas electromagnéticas

Onda: perturbación que transporta energía, algunas requieren un medio adecuado para poder propagarse, toda onda al propagarse ocasiona un movimiento vibratorio.

Las ondas tienen los siguientes componentes

- Longitud de onda (λ) es la distancia entre dos nodos alternados o la distancia entre dos crestas continuas, su unidad es A° ó cm. - Frecuencia (f) nos indica el número de longitudes de onda que pasan por un punto en un determinado tiempo.

- Velocidad (C) la velocidad de la onda electromagnética se obtiene por:

C= λ f

Se asume que en el vacío las ondas electromagnéticas tienen una velocidad igual a la velocidad de la luz. C= 3x108m/s

- Amplitud (A) alteración máxima de la onda respecto al eje horizontal, unidad de longitud: cm.

Ondas electromagnéticas

La fuente natural más conocida de onda electromagnética es el sol, así mismo los diferentes rayos cósmicos que atraviesan nuestra atmósfera.

Las ondas electromagnéticas están formadas por un campo eléctrico y un campo magnético.

Estos componentes tienen la misma longitud de onda y frecuencia por lo tanto la misma velocidad pero se desplazan en planos perpendiculares. Las ondas electromagnéticas por su naturaleza pueden propagarse a través del aire e incluso en el vacío.

TEORÍA CUANTICA DE PLANCK

Planck propuso que los átomos o moléculas solo podían emitir o absorber energía en cantidades mínimas llamadas “cuanto o fotón”.

La energía (E) de un solo “cuanto” de energía es proporcional a la frecuencia.

E = hf

Si, C= λ f

f= C/λ

E= h C/λ

h: constante de Planck: 6,63 x 10-27 Erg. S (1erg = g.cm2/s2)

6,63 x 10-34 J.s. (1Joule= Kg.m2/s2)

MODELO ATOMICO DE BOHR

Bohr, postulo un modelo sencillo del átomo de hidrógeno.

• El átomo de hidrógeno tiene un núcleo y electrones que se mueven a su alrededor en orbitas circulares.

• Las orbitas circulares deben cumplir con la condición de

• En un estado excitado los electrones pueden ascender a un nivel superior absorbiendo energía o descender a un nivel menor liberando energía.

HIPÓTESIS DE BROGLIE

Es conocida como el principio Dual de la materia, propone que una partícula de masa m y velocidad V puede tener un movimiento ondulatorio o con una determinada longitud de onda.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

Heisenberg, propuso lo siguiente:

No es posible conocer al mismo tiempo la posición del electrón y el momento (mv), todos los medios para descubrir la trayectoria del electrón tienen fotones cuya energía alteran el movimiento y posición del electrón.

EL EFECTO FOTOELÉCTRICO

A finales del siglo XIX una serie de experimentos pusieron de manifiesto que la superficie de un metal emite electrones cuando incide sobre él luz de frecuencia suficientemente elevada (generalmente luz ultravioleta).

Este fenómeno se conoce como efecto fotoeléctrico.

Uno de los aspectos particulares del efecto fotoeléctrico que mayor confusión creó fue el que la distribución de la energía en los electrones emitidos es independiente de la intensidad de la luz.

Un haz de luz intenso da lugar a más fotoelectrones que uno débil, pero la energía media de los electrones es la misma.

Estas observaciones no se pueden entender en el marco de la teoría electromagnética de la luz.

Igualmente extraño es que la energía de los fotoelectrones dependa de la frecuencia de la luz empleada.

A frecuencias por debajo de cierta frecuencia crítica característica de cada metal, no se emite ningún fotoelectrón.

Por encima de este umbral de frecuencia, los fotoelectrones tienen un margen de energía que va de 0 a un determinado valor máximo.

Este valor máximo aumenta linealmente con la frecuencia.

TEORÍA ATÓMICA MODERNA

Erwin Schrödinger (1926) basándose en los conceptos de Broglie y Heisemberg propuso una ecuación diferencial con derivadas parciales llamados “Ecuación de onda”

La función de onda proporciona información respecto a la ubicación del electrón en el espacio cuando se encuentra en un determinado estado de energía.

En la resolución de esta ecuación se obtuvieron inicialmente tres números cuánticos n, l, m pero fue necesario un cuarto número cuántico: s, entonces:

ψ = f (n, m, l, s)

NÚMEROS CUÁNTICOS

a) Número cuántico principal (n): Nos indica el nivel energético principal del electrón, toma valores enteros y positivos, determina el tamaño de la nube, cuanto mayor sea el valor de n, más lejano estará el electrón del nivel del núcleo.

b) Número cuántico secundario o azimutal (l):

Nos determina la forma de los orbitales donde se localiza el electrón, nos indica la ubicación del electrón en un determinado subnivel de energía, cada valor de “l” está relacionado con un subnivel de energía. Valores de l

l= s p d f …

l= 0 1 2 3 ….

c) Número cuántico Magnético (m)

Nos indica la orientación de un orbital en el espacio.

Los valores que puede tomar m son de – l a + l, incluyendo el cero.

m: - l 0, + l

Si l =2, los posibles valores de m son: -2. -1, 0, +1 y +2

d) Número cuántico de giro o spin (s)

Es el giro del electrón sobre su propio eje y la orientación del campo magnético que este produce, toma dos valores:

ENERGIA RELATIVA DE UN ORBITAL (Er)

Se determina por la suma de los números cuánticos principal y secundario Er= n+l

n= 1 l= 0 Er= 1

n= 2 l= 0 Er= 2

l= 1 Er= 3

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Es la forma en que los electrones están ordenados o distribuidos en el átomo.

Notación electrónica:

n: nivel

l: subnivel

x: número de electrón

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

En un átomo determinado dos de sus electrones no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos.

REGLA DE HUND

Establece que todos los orbitales de un subnivel dado deben estar ocupados primero por electrones desapareados y luego se completará con el segundo.

PRINCIPIO AUFBAU DE CONSTRUCCIÓN

Establece que en todo átomo los electrones se encuentran ubicados siempre en niveles de menor a mayor energía.

Ordenando de acuerdo al orden creciente de sus energías: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6…

Para cada átomo la distribución se realiza hasta llegar al número de electrones que posee.

FORMA PRÁCTICA DE DISTRIBUCIÓN

En ambos casos el llenado se realiza siguiendo las flechas en el orden indicado.

n=3, l=2, m=-2, s= + 1/2

DEFINICIONES BÁSICAS

• Átomo paramagnético:

Son átomos que son atraídos por campos magnéticos y se le reconoce porque tiene electrones desapareados. (11)Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1

• Átomo diamagnético:

Son átomos que son repelidos por campos magnéticos, en su configuración electrónica los electrones se encuentran apareados. 20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

• Átomo anti serrucho:

En este tipo de átomo no se cumple la distribución electrónica se les reconoce fácilmente porque su C.E. de átomo neutro termina en d4 y d9, sus verdaderas configuraciones terminan en d5 y d10 porque el último subnivel s le cede un electrón.

24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 Configuración del 24Cr

• Especies isoelectrónicas:

Son aquellos átomos o iones que poseen el mismo número de electrones.

• Electrones de valencia:

Son los electrones del último nivel o capa.

• Configuración simplificada:

Se trata de sustituir una parte de la C.E. por el símbolo de un gas noble.

2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xn 86Rn

20Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 4s2

[Ar]: 1s2 2s2 2p6 3s2

20Ca: [Ar] 4s2 (configuración electrónica simplificada)

• Representación Lewis:

- Los electrones de valencia se representan por (.) ó (x)

- El símbolo del elemento