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Química General
Clase n 2

Modelos Atomicos y Distribución electronica

LA TEORIA ATOMICA

En el siglo V a.C. el filósofo griego Demócrito  expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas  pequeñas e indivisibles que llamó átomos.


Dalton En 1808

El trabajo marcó el principio de la era de la química moderna. La hipótesis sobre la naturaleza de la materia. En las que se basa la teoría atómica de Dalton, puede resumirse como sigue:

1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos. Tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas.  Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos.

2. Los compuestos están formados por átomos de más  de un elemento.  En cualquier compuesto, la relación del numero de átomo entre dos de los elemento presentes siempre es un numero entero o una fracción sencilla.

3. Una reacción química implica solo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos: nunca supone la creación o destrucción de los mismos.


LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

J. J. Thomson en 1897
Está compuesto de una esfera de electricidad positiva, en la cual están incrustados los electrones en número suficiente para neutralizar la carga positiva y distribuidos de una forma determinada que dependía del elemento que se considera.

Utilizó un tubo de rayos catódicos y su conocimiento de la teoría electromagnética para determinar la relación entre la carga eléctrica y la masa de un electrón. El numero que obtuvo fue de -1.76x 10 8  C/g, en donde C es la unidad de carga eléctrica, en coulombs.

En la década de 1890 muchos científicos estaban interesados  en el estudio de la radiación, la emisión  y transmisión de la energía a través del espacio en forma de ondas.


R. A. Millikan  en 1907
En su experimento analizó el movimiento de  diminutas gotas de aceite que adquirían carga estática a partir de los iones del aire y encontró que la carga de un electrón es de -1.6022 x 10-19 C. A partir de estos datos calculó la masa de un electrón.


RADIACTIVIDAD

En 1895, el físico alemán Wilhelm Rontgen observó que cuando los rayos catódicos incidían sobre el vidrio y los metales, hacían que estos emitieran unos rayos desconocidos. Estos rayos muy energéticos eran capaces de atravesar la materia, oscurecían las placas fotográficas, incluso cubierta, y producían fluorescencia en algunas sustancias.


Ernest Ruhterford, en 1910

EL PROTON Y EL NUCLEO

La mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva reside en una región muy pequeña y densa llamada núcleo

La mayor parte del volumen del átomo es espacio vacío en el cual se mueven alrededor del núcleo los electrones con toda la carga negativa del átomo.

Se sabia que el hidrogeno, el átomo más sencillo, contenía solamente un protón, que el átomo de helio contenía dos protones. Por tanto la relación entre la masa de un átomo de helio y un átomo de hidrógeno debería ser 2:1. Sin embargo, en realidad la relación es 4:1.

James Chadwick en 1932
Compro la existencia de una tercera partícula al bombardear una lámina delgada de berilio con partículas  alfa.

Masas de las partículas atómicas:

Ver figura 1

UMA es igual 1.6604X10-24 g

Protón = 1,0073 uma.
Neutrón = 1,0087 uma
Electrón = 5,486 x 10-4 uma.

Número Atómico, número de masa

Número atómico: número de protones, Número masa: número de protones + número de neutrones.

A
   X
Z

A= masa atómica. Número total de protones y neutrones
Z= Número de protones o electrones

La mayoría de los elementos tiene dos más isótopos, átomos que tienen el mismo número atómico pero diferente número de masa.


Niels Bohr en 1913

Corrige el defecto de la teoría de Rutherford que el electrón girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas circulares. Estas órbitas corresponden a energías, o niveles cuánticos, del átomo de hidrógeno.

Para abordar ese problema se baso en la idea de Planck de que la energía estaba cuántizada. Sus postulados fueron:
Sólo están permitida orbitas con cierto radio, correspondiente a cierta energía.
Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, este no absorbe, ni emite energía.
Un electrón solo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o se absorbe en forma de fotón.

Número cuántico principal n, se le asignana los números 1,2,3,4…… o letras K,L,M,N….


Sommerferld en 1916

Corrigió el defecto de la teoría anterior ya que esta solo se aplicaba al hidrogeno, introdujo las órbitas elípticas. l es el segundo número cuántico puede tener valores enteros 0 hasta n -1. Este valor define la forma de orbital.


Edwin Schrodiguer 1961
El modelo mecánica cuántica o mecánica ondulatoria: no se habla de orbitas por que no es posible medir ni seguir con precisión el movimiento del electrón en un átomo. Se introduce otros números cuánticos:

ml es el número cuántico magnético, tiene valores –l y l, lo que incluye el cero, este describe la orientación en el espacio.

George Uhlenbeck en 1925
Postularon que el electrón tenia una propiedad de gira sobre propio eje, lo que dio origen al cuarto número cuántico, espín electrónico, denotado con la letra ms y que tiene los valores +1/2 y -1/2

Configuración electrónica:
Es la forma como los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo

Los electrones presentes en los átomos conocidos se pueden distribuir en 7 niveles de energía como máximo, siendo los más próximos al núcleo los de menor energía. El número máximo de e- que puede admitir un nivel, se calcula como 2n2 donde n representa el nivel: 1,2,3, ..., 7.
El nivel 3 puede admitir 2 . 32= 2 . 9 = 18 electrones.


Los niveles tienen subniveles de energía (conjunto de orbitales) que se denominan s, p, d y f. Estos admiten 1,3,5 y 7 orbitales respectivamente. Cada orbital puede alojar 2 electrones.

 

Capa principal

Número de orbitales

Número máximo de electrones

1

1

2

2

4

8

3

9

18

4

16

32

.

 

.

.

 

.

n

N2

2n2

 

Orbital: es la zona de máxima probabilidad de encontrar al electrón. Cada orbital puede estar vacío, puede tener 1 e-, o 2e- como máximo.

La diferencia de energía entre dos niveles contiguos es cada vez menor a medida que aumenta n. Cuanto más grande es n, mayor número de subniveles presenta; por lo tanto, hay una superposición de subniveles que se da desde el nivel 3 en adelante. Es importante tener en cuenta el orden creciente de energía de los orbitales cuando se realizan las configuraciones electrónicas.


Ver figura 2

Electrones de valencia: Son los electrones más externos disponibles para formar enlaces. No siempre corresponden a los orbitales de máxima energía.

Para realizar la distribución electronica, se deben seguir los siguientes principios:

1. Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima

Ver figura 3

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

2. En un átomo no puede haber dos electrones con los cuartos número cuánticos idénticos. Principio de exclusión de Pauli.

3. El principio de la multiciplidad máxima. Regla de Hund. Cuando hay disponbibles orbitales de energía idéntica, los electrones tienden a ocuparlos de a uno y no de pares.

Ejemplo: la configuración electrónica del Br es la siguiente:
Br: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Figura 1

Figura 2
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Figura 2

Figura 3
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Figura 3

Química General