1. Constituyentes básicos del átomo.

Según la teoría cuántica del Dalton, la materia es discontinua y está formada por partículas inalterables e indivisibles, los átomos .Esta forma de concebir el átomo empezó a ser sometida a discusión cuando, a mediados del siglo XIX, se investigó la conductividad eléctrica de los gases.

Descubrimiento del electrón

La primera evidencia de la existencia de partículas subatómicas y por tanto de que los átomos no eran indivisibles como postulaba la teoría atómica de Dalton, se obtuvo de los estudios de la conductividad eléctrica de gases a bajas presiones.

Los gases son aislantes para voltajes bajos, sin embargo, frente a voltajes elevados se vuelven conductores. Cuando en un tubo de vidrio que contiene un gas se hace parcialmente el vacío y se aplica un voltaje de varios miles de voltios, fluye una corriente eléctrica a través de él. Asociado a este flujo eléctrico, el gas encerrado en el tubo emite unos rayos de luz de colores, denominados rayos catódicos, que son desviados por la acción de los campos eléctricos y magnéticos.

Mediante un estudio cuidadoso de esta desviación, J. J. Thomson demostró en 1897 que los rayos estaban formados por una corriente de partículas cargadas negativamente, que llamó electrones.

Experimento rayos catódicos.

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/catodicos.htm

Modelo atómico de Thomson.-

En 1897 Joseph John Thomson realiza una serie de experimentos y descubre el electrón. En tubos de gases a

baja presión en los que se establece una diferencia de potencial superior a 10.000 voltios, se comprobó que aparecían partículas con carga eléctrica negativa

a las que se llamó electrones, y demostró que habían sido arrancados de los átomos (los cuales eran neutros). Tal descubrimiento modificó el modelo atómico de Dalton, que lo consideraba indivisible. Thompson supuso el átomo como una esfera homogénea e indivisible cargada positivamente en la que se encuentran incrustados los electrones.

Modelo atómico de Rutherford

Posteriormente otro físico inglés, Ernest Rutherford, realizó una serie de experimentos. Hizo incidir sobre una lámina finísima de oro un delgado haz de partículas cargadas positivamente de masa mucho mayor que el electrón y dotadas de energía cinética alta. En el choque observó distintos comportamientos:

• la mayoría atravesaban la lámina sin desviarse

• algunas se desviaban

• muy pocas retrocedían Esta experiencia implicaba:

• que los átomos estaban casi vacíos, pues la mayoría de las partículas las atravesaban

• que hay una zona cargada positivamente, ya que algunas partículas retrocedían o se desviaban. Esta zona debe estar muy concentrada ya que es mayor el número de desviaciones que de

choques.

Esto le condujo a proponer en 1911 un nuevo modelo atómico en el que se afirmaba que los átomos estaban constituidos por 2 zonas bien diferenciadas:

• Una de carga positiva con el 99,9% de la masa muy concentrada y por tanto de gran densidad a la que llamó núcleo.

• Otra rodeando al núcleo a la que llamó corteza donde estaban los electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo.

Sin embargo, el modelo de Rutherford presentaba fallos:

• Según la teoría clásica de electromagnetismo, una partícula eléctrica acelerada emite energía. Y el electrón girando el torno al núcleo está sometido a una aceleración centrípeta por lo que irradiaría energía, perdería velocidad y, por fin, caería al núcleo desestabilizando el átomo. Pero como el átomo de hecho es estable, las cosas no pueden ocurrir según el modelo de Rutherford.

• No explicaba los espectros.

1.1 Elementos químicos e isótopos.

Estructura del átomo

El átomo está compuesto de las siguientes partes:

· Un núcleo muy pequeño en el que se encuentra casi toda la masa y en el que se encuentra la carga positiva del átomo.

· La corteza o resto del átomo que rodea el núcleo, tiene una masa despreciable desde un punto de vista químico y contiene toda la carga negativa del átomo.

Número atómico

Número atómico es el número de protones que contiene el núcleo, se representa con la letra Z. El número atómico sirve para diferenciar unos elementos de otros:

Dos elementos iguales siempre tienen el mismo número de protones (mismo número atómico). Ejemplo: Cualquier átomo de hidrógeno siempre tendrá un protón.

Dos elementos diferentes nunca tienen el mismo número de protones (distinto número atómico). Ejemplo: La diferencia entre el hidrógeno y el helio, es que el hidrógeno (Z=1) tiene un protón y el helio (Z=2) tiene dos protones.

Si el átomo es neutro (mismo número de cargas positivas y negativas), el número atómico coincide con el número de electrones, sólo en este caso.

Número másico

Número másico es el número de nucleones del núcleo atómico; es decir, el número total de protones (p) más neutrones (n) del átomo (p+n). Se representa con la letra A.

Isótopos

Los isótopos son átomos de un mismo elemento (una misma Z) que tienen diferente número másico (A). Es decir, átomos que tienen el mismo número de protones (Z) pero diferente número de neutrones (A=p + n cambia).

Ejemplo de isótopos.

Tengamos el átomo y el átomo . Ambos son del mismo elemento (Boro) dado que los dos tienen de número atómico 5 (número de protones del núcleo), se diferencian en el número másico. Uno de ellos tiene 11 de número másico y el otro 10. Ambos átomos del mismo elemento que se diferencian en el número másico se denominan isótopos de dicho elemento. Como el número másico es la suma de protones y neutrones, tendremos:

: A = p + n ; 11 = 5 + n ; n = 11 - 5 = 6 neutrones

: A = p + n ; 10 = 5 + n ; n = 10 - 5 = 5 neutrones

Por tanto los isótopos del mismo elemento se diferencian en el número de neutrones.

Por último, existe un gran número de isótopos que no son estables. Se desintegrarán por procesos de decaimiento radiactivo. Los isótopos que son radiactivos se llaman radioisótopos.

Iones

Son átomos cargados (positivos o negativos). Como el núcleo es intocable con las energías que aparecen en las reacciones químicas, la única forma de que un átomo se cargue eléctricamente es quitando o poniendo electrones:

· Iones positivos, también llamados cationes, son átomos que han perdido electrones. Cada electrón que pierden es una carga positiva que queda en exceso en el núcleo.

· Iones negativos, también llamados aniones, son átomos que han ganado electrones. Cada electrón que ganan es una carga negativa en exceso sobre los protones del núcleo.

Los átomos neutros tienen tantos protones (carga positiva) como electrones (carga negativa). Como ambas partículas tienen la misma carga pero con distinto signo, al tener la misma cantidad de ambas el átomo es neutro. Cuando quitamos electrones quedan más cargas positivas que negativas. Cuando añadimos electrones tenemos más cargas negativas que positivas.

Masa atómica

Se llama masa atómica de un elemento a la masa de uno de sus átomos medida en unidades de masa atómica, se representa con los símbolos ‘u’ o ‘uma’. La unidad de masa atómica equivale a 1,66·10-27kg; es decir, 0,00000000000000000000000000166 kg. Equivale a la doceava parte de la masa del isótopo de carbono 12.

Si un elemento tiene varios isótopos, el valor que se toma como masa atómica es el promedio de las masas de los isótopos según su abundancia en la naturaleza.

2. Orígenes de la teoría cuántica.

El modelo de Rutherford, basado en la concentración de carga positiva en el núcleo de los átomos girando los electrones en órbitas a enorme distancia del núcleo en relación a su tamaño, explicaba la gran penetrabilidad de determinadas partículas en la materia. Sin embargo, pronto se vieron algunos inconvenientes que sugerían que debía cambiarse la teoría atómica:

· Explicación de los espectros atómicos.

· La no emisión de energía por el giro de los electrones (se sabía por entonces que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir energía en forma de radiación electromagnética, lo que inevitablemente conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo produciendo un colapso de los átomos).

Esto iba en contra de la estabilidad observada de los átomos. Igualmente, las líneas espectrales deberían ser explicadas a partir de una nueva teoría atómica.

ESPECTROS ÓPTICOS

Cuando se hace pasar la radiación emitida por un cuerpo caliente a través de un prisma óptico, se descompone en distintas radiaciones electromagnéticas dependiendo de su distinta longitud de onda (los distintos colores de la luz visible,

radiaciones infrarrojas y ultravioleta) dando lugar a un espectro óptico. Todas las radiaciones obtenidas impresionan las películas fotográficas y

así pueden ser registradas.

Cada cuerpo caliente da origen a un espectro diferente ya que esta depende de la propia naturaleza del foco.

Los espectros pueden ser de emisión y absorción. A su vez ambos se clasifican en continuos y discontinuos:

3.Teoría cuántica de Planck

En 1900 emitió una hipótesis que interpretaba los resultados experimentales satisfactoriamente como los cuerpos captaban o emitían energía.

Según Planck, la energía emitida o captada por un cuerpo en forma de radiación electromagnética es siempre un múltiplo de la constante h, llamada posteriormente constante de Planck por la frecuencia v de la radiación.

ε = nhv

h=6,62 10-34 J·s, constante de Planck v=frecuencia de la radiación

A hv le llamó cuanto de energía. Que un cuanto sea más energético que otro dependerá de su frecuencia.

4.Teoría corpuscular de la luz de Einstein.

Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular.

Algunos metales al incidir una determinada radiación sobre ellos emiten electrones. Este fenómeno es utilizado prácticamente para cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las puertas de un ascensor…

Se sabe que la capacidad para emitir electrones no depende de la intensidad de la radiación sino únicamente de su frecuencia “n”, es decir, un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, si. La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina “frecuencia umbral “n0”.

Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas, a los que denominó “fotones” cuya energía venía determinada por E = h · n. Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización se producía la ionización del electrón.

Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón:

5.Modelo atómico de Bohr.

El inconveniente antes descrito presentado por el modelo de Rutherford, de que los electrones, al girar alrededor del núcleo, deberían perder continuamente energía, y en consecuencia, se precipitarían al núcleo, junto a dos nuevos hechos:

· Aparición del espectro del H.

· Teoría cuántica de Plank.

conducen a la formulación por parte de Bohr en 1913 de una nueva teoría atómica, que se basa en los siguientes

Postulados:

· “Los electrones sólo pueden girar alrededor del núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se cumple que: m x v x r = n x h / 2p” en donde n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)

· “Los electrones al girar en estas órbitas no emiten energía”.

· “Cuando un átomo recibe energía los electrones pasan a un nivel superior (estado excitado). Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a DE entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de onda determinadas (DE = h x n)”.

Relación entre los saltos electrónicos y los espectros.

Cuando un electrón que ha saltado a niveles de mayor energía (estado excitado) y cae de nuevo a niveles de menor energía se produce la emisión de un fotón de una longitud de onda definida que aparece como una raya concreta en el espectro de emisión.

En cambio, cuando irradia una sustancia con luz blanca (radiación electromagnética continua) los electrones escogen las radiaciones de este espectro continuo para producir saltos a niveles superiores (estado excitado). Si recogemos la radiación electromagnética con la que hemos irradia do después de pasar por la sustancia vemos que le faltan una serie de líneas que corresponden con saltos electrónicos. Es lo que se denomina un espectro de absorción.

Lógicamente las líneas del espectro de emisión son las que faltan en el de absorción pues la energía para pasar de un nivel a otro es la misma suba o baje el electrón.

6.Modelo mecano-cuántico.

Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie/1924):

De Broglie unifica las dos teorías existentes sobre la luz, la clásica que consideraba a la luz como una onda y la corpuscular de Einstein. “Cada partícula lleva asociada una onda” cuya longitud es:

Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen un onda asociada apreciable de forma que, siendo “r” el radio de su órbita: 2 p r = n l, sien “n” un número natural, de forma que sólo algunas órbitas concretas estarían permitidas.

Principio de incertidumbre (Heisenberg/1927).

Esta doble condición electrónica de onda y corpúsculo ocasionó un problema sobre la posición del mismo, ya que no tiene demasiado sentido hablar de la posición de una onda. “Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”.

Así: ,

siendo Dx la incertidumbre en la posición y Dp la incertidumbre en la cantidad de movimiento.

De esta manera, la idea de órbita perfectamente definida se sustituye por la idea de orbital que sería la zona del espacio alrededor del núcleo atómico en donde existiría la máxima probabilidad de encontrar un electrón. El orbital, pues, no tiene límites perfectamente definidos.

Orbitales atómicos.

Según ya sabemos los electrones de un átomo se sitúan en orbitales, los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos, según el siguiente esquema:

· 1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)

· 2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)

· 3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–)

· 4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–) + 5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f” (14 e–)

Y así sucesivamente…

Los orbitales atómicos tienen distintas formas; así, los orbitales “s” son esféricos; sin embargo el resto de los tipos de orbitales poseen direcciones concretas en el espacio; por ejemplo cada uno de los orbitales “p” se alinea sobre cada uno de los tres ejes de coordenadas.

MODELO MECANO-CUÁNTICO (PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO)

El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con principio de incertidumbre de la mecánica cuántica).

Schrödinger (1926) propuso una ecuación de onda para el electrón del H, en cuyas soluciones (valores energéticos permitidos) aparecían precisamente unos números que llamaremos números cuánticos: n, l y m.

El modelo mecano-cuántico, que es el que es admitido en la actualidad, se basa precisamente en los siguientes

Postulados:

· “Los átomos sólo pueden existir en determinados niveles energéticos”.

· “El cambio de nivel energético se produce por absorción o emisión de un fotón de energía de manera que su frecuencia viene determinada por: DE = h ·n”.

· “Los niveles energéticos permitidos para un átomo vienen determinados por los valores de los números cuánticos”.

NÚMEROS CUÁNTICOS.

Cada electrón viene determinado por 4 números cuánticos: n, l, m (o ml) y s (o ms) (los tres primeros determinan cada orbital, y el cuarto “s” sirve para diferenciar a cada uno de los dos e– que componen el mismo).

Los valores de éstos son los siguientes:

· n = 1, 2, 3, 4, ...

· l = 0, 1, 2, ... (n – 1)

· m = – l, ... , 0, ... l

· s = – ½ , + ½

en donde “n” determina el nivel energético o “capa” y “l” el subnivel. Así, en la primera capa n=1, l=0, es decir, existe un solo subnivel “s”; El número cuántico magnético “m” indicaría la dirección espacial del orbital en el subnivel, lo que en el caso de un orbital “s” (l=0) nos da una única dirección espacial (m=0). El número cuántico “s” (no confundir con el orbital “s”) indica el sentido de giro de cada uno de los dos electrones que comparten cada orbital; por dicha razón toma dos valores (+ ½ y – ½ ) en todos los orbitales.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (Colocación de electrones en un diagrama de energía).

Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios:

· Principio de mínima energía (aufbau): “Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es decir, se rellenan primero los niveles con menor energía y no se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores”.

· Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): “Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando desapareados en ese nivel electrónico”. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel isoenergético están semiocupados.

· Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli: “No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales”.

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Química 2º Bachillerato Notas sobre Estructura atómica de la materia, criado por sofia_plaza em 28-03-2014.