UNIDAD II: ESTRUCTURA ATÓMICA Y PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS

INTRODUCCIÓN: TEORÍA ATÓMICA: Es un conjunto de conocimientos que permiten interpretar la estructura, forma y comportamiento del átomo. Las teorías surgieron desde los 400 años a. C. con los griegos Anaxagoras que enuncia que todos los átomos son eternos e indivisibles. Leucipo y Demócrito definen al átomo como una "partícula indivisible y diminuta". Platón y Aristóteles: "los átomos se pueden dividir indefinidamente". ÁTOMO: Es la mínima porción de materia que interviene en los fenómenos químicos. 

SIGLO XIX: JHON DALTON: 1807. Propone la primera teoría atómica una vez que recopiló y analizó todas las hipótesis, sirvió como base y se le designó el padre de la Teoría Atómica moderna. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON: Los elementos están formados por partículas pequeñísimas indivisibles, que no se alteran por cambios químicos. Pequeñas esferas sólidas, indivisibles e indestructibles. 1. Todos los átomos son indivisibles e indestructibles. 2. Los átomos de cualquier elemento son iguales  y tienen las mismas propiedades físico-químicas.3. Cuando los átomos reaccionan entre sí para dar compuestos, se unen en relación simple de  1:1, 1:2, 1:3, etc. para producir moléculas. 4. Los compuestos están formados por la unión de átomos distintos en relación numérica sencilla y constante. 5. Existen tantas clases de átomos como compuestos. MODELO ATÓMICO: Esquema que representa una imagen de cómo debe ser el átomo. Es decir, cómo se quiere representar al átomo. MODELO ATÓMICO DE THOMPSON: Describía al átomo como una esfera cargada de electricidad positiva, en cuyo interior se encontraban distribuidos al azar las cargas negativas con las positivas: Con el modelo atómico de Thompson descubrió unas partículas llamadas protones. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD: Científico que rechazó el modelo atómico de Thompson y propuso un nuevo modelo nuclear el cual era un espacio vacío, la masa y la carga positiva estaban concentradas en su centro (núcleo) y los electrones a manera de satélites describían diferentes trayectorias.MODELO ATÓMICO DE PERRIN: Lo presenta como una especie de sistema solar en miniatura, con un núcleo central con carga positiva y electrones que giran alrededor del núcleo. MODELO ATÓMICO DE BOHR: Los electrones existentes en ciertos niveles permitidos de energía o bien estados estacionarios que corresponden a órbitas circulares definidas. Cada nivel estacionario presenta una energía potencial que se puede obtener mediante la siguiente fórmula: 

MODELO ATÓMICO DE DALTON

MODELO ATÓMICO DE THOMPSON

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 

MODELO ATÓMICO DE PERRIN

En donde: En= energía por nivel, n=número de nivel y 1 mol de electrones= 6.023x10^231. Mientras que están completos los niveles de energía, están en estado de reposo.2. Normalmente los electrones que se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal), puede absorber energía pasando un nivel más alejado de donde están o viceversa, por lo que, en ese momento se encuentran en estado excitado. 3. Bohr definió aspectos de líneas que se originan por transición electrónica de un nivel de energía. MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD: Indicó que los electrones se mueven en formas elípticas por lo que la energía no se puede determinar únicamente con el número cuántico n (n=nivel) y hacía falta otro número para determinar la trayectoria del electrón. Designado con las letras K, L, M, N, O, P y Q.En estas capas el máximo número de electrones que acepta un nivel de energía se obtiene así: el doble del cuadrado de su número es decir 2n^2; donde n es el nivel. Sin embargo, el número calculado de electrones por orbital son demasiados, por lo que el siguiente personaje decidió dejar los primeros 4 niveles, que según la fórmula tienen: 1er nivel: 2e, 2do nivel: 8e, 3er nivel: 18e, 4to nivel 32e, de aquí se repetiría el nivel 4 y luego en regresiva, 5to nivel: 32e, 6to nivel: 18e y el 7mo nivel: 8e.

MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA ONDULATORIA: Schrodinger propuso un modelo matemático donde el electrón presentaba un comportamiento en función de sus características ondulatorios, ya que se supone que el núcleo del átomo está rodeado de una nube de electrones, se retiene el concepto de nivel estacionario de energía y describe la localización del electrón en términos de probabilidad. 1.- Estados estacionarios de la materia.2.- Naturaleza de la materia.3.- Principio de incertidumbre. AL LUGAR DONDE POSIBLEMENTE SE LOCALIZA EL ELECTRÓN SE LLAMA REEMPE Región Espacio Energética de Manifestación Probabilística DONDE SE MUEVE EL ELECTRÓN TAMBIÉN LLAMADO ORBITAL. 1.- Número cuántico principal representado por la letra "n". 2.- Número cuántico angular o secundario representado por la letra l. 3.- Número cuántico magnético representado por la letra m. 4.- Número cuántico de giro o spin representado por la letra S o las letras ms. n=Número cuántico principal (niveles de energía 1-7 0 k-q sin ñ)l= Número cuántico secundario (subniveles s, p, d y f con un valor de 2, 6, 10 y 14 respectivamente).m= Número cuántico magnético (se expresa por -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3)S o ms= Giro o spin (+1/2 y -1/2)Para obtener el número de electrones se necesita de la siguiente formula: El doble del número natural al cuadrado representado de la siguiente manera 2n^2

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO, AZIMUTAL O ANGULAR (l)Propuesto por Sommerfeld; éste número cuántico determina la energía asociada con el movimiento del electrón, éste número cuántico indica el tipo de subnivel donde se encuentra el electrón y se relaciona con la forma del orbital en la que se mueve el electrón alrededor del núcleo. También representa la subdivisión de los niveles.Los valores de "l" dependen de n y pueden ser desde cero hasta n-1. Los vlores (l) están en el número cuántico principal (n) y van desde cero hasta n-1. 

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m):Éste número cuántico se representa con la letra m minúscula. Se utiliza para orientar en el espacio a los orbitales atómicos; su valor está relacionado con el número cuántico secundario (l). 

NÚMERO CUÁNTICO DE GIRO:  Éste número se representa con las letras ms o S. Se utiliza para obtener el giro del electrón en un campo magnético, en el cual, solo representa dos valores en cada orbital, este número cuántico fue propuesto por Stern Geralch.

NÚMERO ATÓMICO: Es la cantidad de electrones que tiene un átomo. Se representa con la letra Z.NÚMERO DE MASA ATÓMICA: Es el número total de neutrones y protones que hay en el núcleo de un átomo. Se representa con la letra A. # DE NEUTRONES = A - Z# DE ELECTRONES=Z=#DE PROTONESPROTONES: Partículas positivas, radicadas en el núcleo del átomo. Fueron descubiertas por Goldstein en 1886. Su peso es de 1.673X10^-24, carga atómica de +1.NEUTRONES: Partículas atómicas sin carga eléctrica, radicadas en el núcleo del átomo, los cuales evitan que se salgan los protones por repulsión mutua. Fueron descubiertos por James Chadwick en 1932 y su peso es de 1.675X10^-24, carga atómica de 0.ELECTRONES: Partículas atómicas de carga negativa radicadas fuera del núcleo, que giran en órbitas elípticas. El electrón fue descubierto por Thompson en 1897. Su peso es de 9.109X10^-28. Carga atómica de -1. 

HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA: El estado sólido se representaba con la tierra, los gases con el aire, los líquidos con agua y la energía con el fuego. Berzelius en 1811 ideó nuevos símbolos más fáciles de imprimir y recordar, ya que se valió de las letras del abecedario utilizando la primera letra del elemento escrita con mayúscula. Carbono= C  Hidróogeno=H Oxígeno=OAl incrementarse el número de elementos y aquellos que su nombre comenzaba con la misma letra, para distinguirlos entre sí, se le agregó a la mayúscula inicial una letra minúscula de preferencia inmediata. Sin embargo, antes de que Berzelius comenzara a hacer estas mejoras ya se habían aceptados elementos en latín, que era uno de las lenguas más comunes. Azúfre      Sulfur        SCobre       Cuprum    CuOro           Aurum       AuPlata        Argentatum AgPotasio   Kalium         K DOBEREINER: En 1817 estableció el primer principio al que llamó "tabla periódica pequeña", así mismo le llamó "Ley de las Triadas", en donde observó que varios grupos de elementos podían agruparse de 3 en 3, efectuandoles una media aritmética entre sus masas atómicas.Calcio: 40.08Estroncio: 88.71Bario: 137.34 JOHN NEWLANDS: En 1864 propuso la "Ley de las Octavas", ya que descubre que al colocar los elementos según el orden creciente de sus masas atómicas, con excepción del hidrógeno, cada octavo elemento coincida con las características que presentaba el elemento inmediato superior (se agrupaban de 8 en 8). Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl 

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: Es la forma de distribuir los electrones de un átomo determinado por el llenado de electrones en los niveles de un átomo.

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: En un orbital atómico puede haber como máximo dos electrones de spin opuesto.PRINCIPIO DE EDIFICACIÓN PROGRESIVA DE AFBAU: Establece que al realizar la configuración electrónica de un átomo, cada electrón ocupará el orbital disponible de mínima energía, considerando las energías relativas de los orbitaes de un átomo polielectrónico el orden de llenado de orbitales se podrá determinar por la siguiente secuencia siguiendo las líneas diagonales: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. PRINCIPIO DE MÁXIMA SENCILLEZ: El llenado de los orbitales se deberá llevar a cabo poniendo primero los spin que van hacia arriba, representando +1/2 y si sobran se deberán poner spin hacia abajo, representando -1/2.PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND: Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los 5 d, o los 7 f) los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus espines paralelos, es decir que no se cruzan.  

NÚMERO ATÓMICO: Es la cantidad de electrones que tiene un átomo. Se representa con la letra Z.NÚMERO DE MASA ATÓMICA: Es el número total de neutrones y protones que hay en el núcleo de un átomo. Se representa con la letra A. # DE NEUTRONES = A - Z# DE ELECTRONES=Z=#DE PROTONESPROTONES: Partículas positivas, radicadas en el núcleo del átomo. Fueron descubiertas por Goldstein en 1886. Su peso es de 1.673X10^-24, carga atómica de +1.NEUTRONES: Partículas atómicas sin carga eléctrica, radicadas en el núcleo del átomo, los cuales evitan que se salgan los protones por repulsión mutua. Fueron descubiertos por James Chadwick en 1932 y su peso es de 1.675X10^-24, carga atómica de 0.ELECTRONES: Partículas atómicas de carga negativa radicadas fuera del núcleo, que giran en órbitas elípticas. El electrón fue descubierto por Thompson en 1897. Su peso es de 9.109X10^-28. Carga atómica de -1. 

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