Átomo - UNAM

FACULTAD DE ESTUDIOS
SUPERIORES IZTACALA, UNAM
MODELOS ATÓMICOS y TABLA
PERIÓDICA
MODELOS FISICOQUÍMICOS
BIOLOGÍA
UNIVERSO
MATERIA
ENERGÍA
SUSTANCIAS PURAS
ELEMENTOS
ÁTOMOS
COMPUESTOS
INORGÁNICOS
MEZCLAS
HOMOGENEAS HETEROGENEAS
ORGÁNICOS
Estructura atómica
Concepto de átomo
Leucipo y Demócrito
Filósofos griegos, primeros en proponer el nombre de
átomo (a – tomo, sin división) para describir a la
porción más pequeña de la materia.
Átomo
Define a la partícula más pequeña de un elemento, que
posee las propiedades de dicho elemento, que puede
sufrir cambios (ganar o perder electrones), y que no
podemos separar por métodos químicos ordinarios.
Teorías atómicas
John Dalton (1700-1808). Los átomos son:
1) Partículas más pequeñas de los elementos.
2) Idénticos entre sí, y tienen las mismas
propiedades físicas y químicas.
3) Diferentes a los de cualquier otro elemento.
4) Indivisibles durante los procesos químicos, sólo
cambia su agrupación.
5) Partículas que cuando se combinan, lo hacen en
proporciones de números enteros: 1/1,1/2,1/3,2/3.
Ejemplo, en el agua hay 2 átomos de hidrógeno
por cada átomo de oxígeno.
Limitaciones del modelo de Dalton
No contempla una explicación al comportamiento eléctrico
de la materia. Cuando una corriente eléctrica atraviesa
un líquido, en los electrodos hay testimonios de
transformaciones químicas. La electrólisis del agua
origina hidrógeno y oxígeno.
Michael Faraday estudió la electrólisis, pudiendo observar
que la masa de un elemento depositada en un electrodo es
directamente proporcional a la cantidad de corriente
eléctrica que pasa a través del líquido, y a la masa
atómica del elemento dividida por un número entero
pequeño. Tales observaciones llevaron a establecer las
leyes electrolíticas de Faraday.
Modelo Atómico de Thomson

Considera al átomo como una esfera
indefinida de carga positiva en la que
están incrustados y distribuidos de
manera uniforme los electrones; el
número de electrones de los átomos de
cada elemento era diferente, sin
embargo, en todos los átomos, la suma
de las cargas negativas debía ser igual a
la carga positiva de la esfera, de esta
manera podía mantenerse el equilibrio
eléctrico y explicar la naturaleza
eléctrica neutra de los átomos.
RAYOS CATÓDICOS
La luminosidad producida por los rayos
catódicos siempre se produce en la
pared del tubo situada frente al cátodo.
Los rayos catódicos hacen girar una
rueda de palas ligeras interpuesta
en su trayectoria.
Los rayos catódicos son desviados
por la acción de campos eléctricos y
magnéticos. Frente a un campo
eléctrico se desvían hacia la placa
positiva.
Limitaciones del modelo de Thomson
La consideración de la porción positiva del
átomo, al suponerla como una esfera
indefinida cargada eléctricamente, no era
convincente.
La evidencia más importante ante la cual
sucumbió el modelo, fue el conocimiento de la
desintegración espontánea de una sustancia, los
fenómenos radioactivos.
Radiactividad
Pierre y Marie Curie retoman la investigación de
Becquerel y encuentran que la pechblenda (compuesto
de uranio) emitía mayor radiación que otros minerales
del uranio. Al aislar el uranio de la pechblenda,
encontraron otras sustancias que producían
radiaciones aún más intensas y descubrieron dos
nuevos elementos: Polonio y Radio.
Los átomos de ciertos elementos se transforman, a
veces por sí solos, en átomos de elementos diferentes y
esta transformación ocurre con la emisión de
partículas cargadas a velocidades muy altas.
Los átomos que se comportan de esta forma se llaman
“átomos radioactivos”, los átomos de uranio se dividen,
originando átomos de torio y partículas alfa.
Modelo atómico de Rutherford
El átomo tiene un núcleo central denso y cargado positivamente y
los electrones giran alrededor del núcleo, describen diferentes
trayectorias como en un sistema planetario.
La región extranuclear, que abarca el total del volumen atómico,
contiene a los electrones, en tanto que en el núcleo se concentra
la masa del átomo. Puesto que cada protón tiene una carga +1, la
carga total del núcleo será igual al número de protones que
contenga; por ejemplo, el núcleo del oxígeno contiene 8
protones, su carga será +8, sin importar el número de neutrones
que contenga.
El modelo explica el equilibrio eléctrico que existe en un átomo
La energía y un nuevo modelo atómico
Planck propuso que la energía de la emisión luminosa no
era continua, que se constituía de “átomos de luz”, cuántos o
fotones. La cantidad de energía de un rayo de luz depende de
la frecuencia con la que el fotón vibra y del número de fotones
asociados a dicha radiación. Esta frecuencia se calcula
dividiendo la velocidad de la luz entre la longitud de onda. La
constante de proporcionalidad es la constante de Planck, cuyo
valor es de 6.63 x 10-34 J/s.
Einstein postuló que la energía es función de la masa y de la
velocidad de la luz y que según la fórmula siguiente se calcula
la energía de una partícula.
E = mc2
Modelo atómico de Niels Bohr
1) Los electrones de un átomo tienen una energía
restringida y están situados en órbitas
llamadas niveles de energía.
2) Cuando los electrones están acomodados en
los niveles de energía más bajos, se dice que
están en estado estacionario (estado basal).
3) Cuando un electrón pasa a un nivel más
elevado, absorbe energía y alcanza lo que se
llama un “estado excitado”.
4) Si un electrón pasa a un nivel más bajo libera
un “cuanto” de energía o “fotón”.
Átomo de hidrógeno según Bohr, mostrando la carga y masa
del protón (Q,mp), electrón (me,qe), las fuerzas: eléctrica (Fe),
centrífuga (Fc) y la velocidad del electrón (v).
me qe
mp Q
Fe
Fc
v
Limitaciones al modelo atómico de Niels Bohr
Espectros atómicos de algunos elementos
El modelo respondía a los datos experimentales del átomo de hidrógeno,
sin embargo, al tratar de aplicarlo a otros átomos, el modelo falló en la
predicción de las líneas espectrales que debían emitirse.
El error consistió en considerar que la energía de los electrones estaba
definida exclusivamente por la distancia que los separaba del núcleo y
no considerar que la vecindad de otras cargas negativas influía en el
contenido energético de los electrones.
Energía que porta un fotón
E=h
h (constante de Planck) = 6.63 x 10-27 erg s
 = frecuencia de la radiación
 = c/
C = velocidad de la luz
 = longitud de onda; por lo tanto
E = h c/ 
Ejemplo
El color azul que se emite en los fuegos artificiales se logra
agregando la sal CuCl, a la mezcla explosiva de la bengala,
que al explotar alcanza una temperatura de 1200°C. Esta sal,
por la presencia de Cu, emite una línea intensa azul cuando
es excitado por la llama y posee una longitud de onda de 450
nm. ¿Cuál será el valor del quantum de energía liberada en
forma de emisión por esta sal?.
R: El quantum de energía se puede calcular mediante E = h,
y la frecuencia se calcula como:
= c

=
2,9979·108 m/s = 6,66·1014 s-1
450·10-9 m
Entonces, para el quantum de energía liberada por cada átomo
se tiene que:
E = h = (6,626·10-34 J.s) (6,66·1014 s-1) = 4,41·10-19 J/Fotón
Este resultado afirma que una muestra de 1 átomo de Cu que
emite luz a 450 nm, solo pierde energía en incrementos de
4,41·10-19 J/átomo
Teoría dual de la materia: Luis Broglie
Propone que al igual que la luz, la materia actúa tanto en
forma de partícula como de onda y también, que la
materia en movimiento actúa como onda.
La luz es una onda electromagnética, formada por campos
eléctricos (E) y magnéticos (M) variables, mutuamente
perpendiculares a la dirección del desplazamiento de la
onda (Maxwell).
z
M
E
x
y
Efecto fotoeléctrico. Si se hace incidir un haz de luz en una
placa metálica, se produce energía eléctrica, pues la
energía luminosa provoca que se muevan los electrones
(Einstein).
Heisenberg :”Principio de incertidumbre”.
Establece que no hay un método para medir
simultáneamente la posición y velocidad del electrón, es
decir, es imposible especificar las trayectorias de los
electrones en los átomos.
Erwin Schröedinger
Propone la ecuación “función de onda”, que relaciona
las propiedades ondulatorias del electrón, su energía y
posición. También describe la zona probable en la que
podemos encontrar al electrón, llamada REEMPE. Región
espacio energética de mayor probabilidad electrónica.
Estos postulados dan origen a los números cuánticos,
los cuales nos determinan la posición de los electrones en
el átomo
¿Qué es la vida?
En 1944 Schrödinger publicó ¿What is life?
Tuvó gran influencia sobre el desarrollo posterior de la
Biología, y aportó dos ideas fundamentales:
a)
Que la vida no es ajena ni se opone a las leyes de la
termodinámica, sino que los sistemas biológicos
conservan o amplían su complejidad exportando la
entropía que producen sus procesos.
b) Que la química de la herencia biológica, en un
momento en que no estaba clara su dependencia de
ácidos nucleicos o proteínas, debe basarse en un
“cristal aperiódico”, contrastando la periodicidad
exigida a un cristal, con la necesidad de una
secuencia informativa.
Según las memorias de James Watson, DNA, The Secret
of Life, el libro de Schrödinger le inspiró a
investigar los genes, lo que le llevó al
descubrimiento de la estructura de doble hélice del
ADN.
Erwin Rudolf Josef
Alexander Schrödinger
(1887-1961)
Modelo de Schröedinger
Schröedinger considera en su modelo la conservación de la energía
expresada en una ecuación, que toma la idea de De Broglie de
ondas materiales:
2  HU  HV
La solución de éste modelo atómico matemático, considera a los
números cuánticos (n, l y m), que definen, respectivamente, el
número de nodos totales, el número de nodos angulares y el
número de orientaciones posibles de un orbital.
Esos tres números cuánticos fueron complementados con el
número cuántico de spin s, mediante el trabajo de Pauli, quien
formuló el principio de exclusión, que indica que en un mismo
orbital de un mismo átomo, dos electrones sólo pueden coexistir
si tienen espines diferentes.
Los espines toman solamente dos valores: + ½ y - ½
MODELO CUÁNTICO DEL ÁTOMO
De Broglie
M. Plank
N. Bohr
Energía cuántica
Orbitas fijas
W. K. Heisenberg
Principio de Incertidumbre
Dualidad onda-partícula
Ecuación de E. Schrödinger
NÚMEROS
CUANTICOS
n
l
m
s
Números cuánticos
Describen la distribución de los electrones en un átomo.
Número cuántico principal (n): Define los niveles de energía, sus
valores son números enteros positivos: n =1.....7
Número cuántico secundario o azimutal (l): Define el subnivel de
energía de los orbitales. Sus valores dependen de n y van desde 0
hasta n-1.
Cuando l = 0 el tipo de orbital es “s” y su forma es esférica
Cuando l = 1 el tipo de orbital es “p” y su forma es de hélice
Cuando l = 2 el tipo de órbita es “d” y su forma es de roseta
Cuando l = 3 el tipo de órbita es “f” y su forma es indefinida
REPRESENTACIÓN GRÁFICA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS
NÚMEROS CUÁNTICOS
NÚMERO
CUÁNTICO
Principal
Secundario
Magnético
Spin
SÍMBOLO
CARACTERÍSTICA
DEL ELECTRÓN
VALORES
PROBABLES
n
Tamaño de la nube
1,2,3,4,......
electrónica
l
Forma de la nube
electrónica
0 hasta n-1
m
Orientación de la
nube en el espacio
-l a +l
s
Dirección del giro o
rotación del
electrón sobre su
eje
+ ½, -½
Principio de Aufbau
Edificación progresiva es la
ocupación
de
los
subniveles electrónicos en
orden
creciente
de
energía.
El avance es en líneas
diagonales,
dirigidas
hacia abajo y hacia la
izquierda, que es el mismo
orden en que crece la
energía.
Principio de exclusión de Pauli
En un mismo átomo, no puede haber dos electrones
que tengan los cuatro números cuánticos iguales
Principio de máxima multiplicidad o Regla de Hund
Los electrones se distribuyen de manera que
resulte el mayor número de electrones no
apareados; es decir, en orbitales de la misma
energía se ubicará primero un solo electrón, y
después entrarán los siguientes electrones con spin
contrario.
Configuración electrónica
del sodio, mostrando los
subniveles de energía:
2 2s2 2p6 3s1
Na:
1s
11
El último electrón es el
electrón de valencia
Nivel y subniveles de energía
Energías relativas de niveles y subniveles.
Cada cuadrado representa un subnivel
y contiene como máximo 2 electrones,
quedando:
2 electrones para los subniveles s
6 electrones para los subniveles p
10 electrones para los subniveles d
14 electrones para los subniveles f
Los subniveles s tienen menor energía
que los d del nivel anterior (4s tiene
menor energía que 3d), una vez
completado el nivel se invierten los
subniveles quedando con menor
energía el subnivel d.
Ejemplos: Configuración electrónica
Berilio 4Be: 1s22s2
2 2
1
Boro
 e - diferencial
5B: 1s 2s 2px
Carbono 6C: 1s22s22pX1 2py1  e - diferencial
Diagrama de orbitales del boro
↑↓ ↑↓
5B:
1s2 2s2
↑  e - diferencial
2pX1
Electrón diferencial
Es el último electrón de la configuración electrónica,
conforme al principio de Aufbau, el cual diferencia a un
elemento del elemento precedente
Carbono
6C
Valor de los número cuánticos:
n=2
l=1
m=0
s=-½
En el diagrama de orbitales para este elemento
6C:
1s22s2 2pX12pX1  e – diferencial
Se aplica para el llenado el Principio de máxima
multiplicidad o Regla de Hund
“en orbitales de la misma energía se ubicará primero
un solo electrón, y después entrarán los siguientes
electrones con spin contrario”.
Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos
n
l
ml
1
0
0
1
1s
2
0
0
1
2s
2
1
3
0
3
1
3
2
-1
0
Nº de
orbitales
+1
3
0
-2
Designación de los orbitales
atómicos
2px
1
-1
0
+1
-1
0
+1
5
2pz
3s
3
+2
2py
3dxy
3px
3py
3pz
3dyz
3dxz
3dx2 3dz2
-y2
4
0
4
1
4
2
0
-2
1
-1
0
+1
-1
0
+1
4s
3
+2
5
4dxy
4px
4py
4pz
4dyz
4dxz
4dx2 4dz2
-y2
4
3
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
7
-------
4f
-------
Masa
atómica
Notación para los elementos
M
Número
atómico
Z
Isótopos del Neón
Esquema del átomo