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Estructura del átomo

1º Bachillerato

Estructura del átomo• Divisibilidad del átomo

• Descubrimiento del electrón

• Modelo atómico de Thomson

• Descubrimiento del protón

• Experimento de Rutherford

• Modelo atómico de Rutherford

• Descubrimiento del neutrón

• Número atómico y número másico

• Crítica al modelo de Rutherford

• La radiación electromagnética

• Espectros atómicos

Estructura del átomo (2)• Hipótesis de Planck

• Efecto fotoeléctrico

• Modelo atómico de Bohr

• Corrección de Sommerfeld

• Efecto Zeeman

• Números cuánticos

• Dualidad onda-corpúsculo

• Principio de incertudumbre

• Modelo mecano-cuántico del átomo

• Tipos de orbitales

• Configuración electrónica

Divisibilidad del átomo

En 1808, John Dalton recupera la teoría atómica de Demócrito y considera que los átomos (partículas indivisibles) son los constituyentes últimos de la materia.

La existencia de los átomos y sus combinaciones permitieron explicar las leyes básicas de la química.

En la segunda mitad del siglo XIX varios experimentos pusieron de manifiesto la divisibilidad del átomo.

Descubrimiento del electrón

En 1875, el inglés W. Crookes observó que si en un tubo que contiene gas a muy baja presión se introducen dos electrodos y entre ellos se aplica una diferencia de potencial elevada, aparece un flujo de corriente que parte del cátodo (negativo) y viaja hasta el ánodo (positivo). Goldstein los denominó rayos catódicos.

Descubrimiento del electrón (2)

En 1897, J. J. Thomson estudiando el comportamiento de los rayos catódicos en presencia de campos eléctricos y magnéticos, demostró que se trataba de partículas cargadas negativamente. Les denominó electrones y halló su relación carga/masa:

q/m = 1,759·1011 C/kg

Como la relación carga/masa es independiente del gas existente en el tubo, los electrones deben estar presentes en todos los átomos.

Descubrimiento del electrón (3)

En 1910, R. Millikan determinó la carga eléctrica del electrón con el experimento de la “gota de aceite”: qe = 1,602·10-19 C.

Conocida la carga del electrón se pudo determinar su masa:

-19

11

1,602·10 C=

1,759·10 C/kg-31

em = 9,107·10 kg

Modelo atómico de Thomson

Thomson sugirió un modelo en el que el átomo es una esfera macizas y homogénea de carga positiva, y los electrones están incrustados en dicha esfera al modo de un “pastel de pasas”.

El átomo es eléctricamente neutro, pero puede ionizarse al ganar o perder electrones.

En 1886, Goldstein observó en un tubo de rayos catódicos con cátodo perforado, unos nuevos rayos que atravesaban los orificios, a los que llamó rayos anódicos o canales.

Descubrimiento del protón

La relación carga/masa dependía del gas contenido en el interior; y en cualquier caso, la masa era muy superior a la de los electrones. Esto hizo pensar que se trataba de átomos de gas ionizados por el choque con los rayos catódicos:

X → X+ + e-

Descubrimiento del protón (2)

Se llamó protón a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón, y cuya masa era 1836 veces mayor que la del electrón.

Las masas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso que deberían ser partículas con varios protones unidos.

Los electrones y los protones son partes integrantes de los átomos y en cada átomo neutro existe el mismo número de ambas partículas.

-27pm = 1,673·10 kg

Experimento de Rutherford

En 1911, Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio) procedentes de un elemento radiactivo. El resultado fue sorprendente:

• La mayoría de las partículas atravesaba la lámina sin experimentar desviación alguna.

• Unas pocas partículas (un 0,1%) de desviaban unos pocos grados.

• Una partícula de cada 20 000 sufría grandes desviaciones o volvía casi en dirección opuesta.

Modelo atómico de Rutherford

Rutherford sugirió, en 1911, el siguiente modelo atómico:

• El átomo consta de un núcleo, muy pequeño frente al tamaño del átomo (105 veces menor), cargado positivamente (con protones) y donde se concentra casi toda la masa del átomo.

• La corteza es la zona donde los electrones giran alrededor del núcleo. Como dicha zona ocupa la mayor parte del volumen atómico y la masa de los electrones es pequeña, se puede decir que es una zona de vacío.

Descubrimiento del neutrón

Rutherford sugirió, en 1920, la existencia de un tercer tipo departícula sin carga eléctrica, que tendría una masa parecida a ladel protón y estabilizaría al núcleo. Propuso llamarla neutrón.

Partícula Carga (C) Carga relativa Masa (kg) Masa (u)

Electrón -1,602·10-19 -1 9,107·10-31 0,00055

Protón 1,602·10-19 +1 1,673·10-27 1,0076

Neutrón 0 0 1,675·10-27 1,0090

9 4 12 14 2 6 0Be + He C + n

En 1932, Chadwick descubrió el neutrón bombardeando berilio con partículas alfa:

Número atómico y número másico

El número atómico expresa la carga nuclear de un átomo, esto es, el número de protones que tiene. Se representa por la letra Z.

El número másico expresa la suma de protones y neutrones existentes en el núcleo. Se representa por la letra A.

número atómico: Znúmero neutrónico: N

número másico: A = Z + N

En 1913, Moseley ideó un método que permitía conocer la carga positiva existente en el núcleo. A partir de ese momento, los elementos pudieron ser ordenados en orden creciente por su carga nuclear que se denominó número atómico.

AZ X

Número atómico y número másico (2)

Se llaman isótopos las distintas clases de átomos que forman un elemento, tienen el mismo número atómico y distinto número másico, es decir, se diferencian en el número de neutrones.

La causa principal de que las masas atómicas de los elementos sean números decimales es que son medias ponderadas de las masas atómicas de los isótopos que contienen.

El modelo era incompatible con la teoría electromagnética de Maxwell, según la cual toda carga acelerada emite radiación electromagnética perdiendo energía.

El electrón debería estar irradiando energía continuamente (perdiendo velocidad), y finalmente debería caer al núcleo.

El modelo no es coherente con la estabilidad atómica.

Tampoco es capaz de explicar la existencia de los espectros atómicos discontinuos.

Crítica al modelo de Rutherford

Una onda electromagnética, como la luz, consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético, en direcciones perpendiculares entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación.

Viene determinada por su frecuencia (f) o por su longitud de onda( ), relacionadas entre sí por:

La radiación electromagnética

8c = f·λ = 3·10 m / s

Al incidir un haz de luz blanca sobre un prisma transparente, se descompone en luces de distintos colores, que Newton denominó espectro continuo de la luz.

Cada color del espectro corresponde a una radiación caracterizada por una longitud de onda ( ) y una frecuencia (f) determinadas.

La radiación electromagnética (2)

La radiación electromagnética (3)

Espectros atómicos

Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...), éstos emiten radiaciones de determinadas frecuencias, que constituyen su espectro de emisión.

Si el mismo elemento, también en estado de gas, recibe radiación electromagnética, absorbe ciertas frecuencias, precisamente las mismas de su espectro de emisión. Este será su espectro de absorción.

Espectros atómicos (2)

Cada elemento tiene un espectro característico y no existen dos elementos químicos con el mismo espectro de emisión o absorción.

Espectros de emisión y absorción del hidrógeno

Hipótesis de Planck

E = h · f

h (constante de Planck) = 6,63·10-34 J·s

Los átomos no emiten o absorben cualquier cantidad de energía, sino solo aquellas que sean múltiplo entero de un valor mínimo E0:

E = n · E0 = n · h · f

En 1900, M. Planck propuso una teoría que explicaba la radiación emitida por un cuerpo sólido al calentarse. Para ello tuvo que suponer que la energía se emite en forma de paquetes o cuantos de energía.

La energía de cada cuanto depende de la frecuencia (f) y viene dada por la expresión:

Efecto fotoeléctrico

En 1887, Hertz observó que cuando se hace incidir luz de frecuencia elevada sobre la superficie de un metal, se emiten electrones (efecto fotoeléctrico).

En 1905, Einstein pudo explicar todas las características de este fenómeno haciendo uso de la hipótesis de Planck. Es decir, suponiendo que la radiación electromagnética está formada por paquetes o cuantos de energía (h·f) a los que denominó fotones.

Modelo atómico de Bohr

En 1913, Bohr propuso un modelo atómico que incorpora las ideas cuánticas de Planck y Einstein, en el que los electrones sólo pueden tener ciertas cantidades de energía permitidas.

Es decir, un modelo de átomo cuantizado en el que el electrón no puede girar a cualquier distancia alrededor del núcleo, si no sólo en ciertas órbitas permitidas.

Modelo atómico de Bohr (2)

El modelo se basa en tres postulados:

1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante (órbitas estacionarias).

2. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular (mvr) múltiplo entero de h/2π, donde h es la constante de Planck.

El electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, ni tener cualquier cantidad de energía, sino que sólo hay unas pocas órbitas permitidas. Éstas vienen definidas por los valores permitidos de un parámetro n (número cuántico principal).

hmvr = n (n = 1, 2, 3...)

2π

2

2

1r =Kn ; E = - K' ; (n=1, 2, 3...)

n

Modelo atómico de Bohr (3)

3. Un electrón puede saltar de un nivel de mayor energía a otro emitiendo ese exceso de energía en forma de un fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck.

Así, cuando el átomo emite (o absorbe) una radiación, el electrón pasa a una órbita de menor (o mayor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómico de emisión (o de absorción).

Existe una completa concordancia entre los valores observados para las frecuencias del espectro de emisión del hidrógeno con los valores teóricos obtenidos por la teoría de Bohr.

f iE - E = hf

Modelo atómico de Bohr (4)

+Núcleo

n=1

n=2

n=3

e

+Núcleo

n=1

n=2

n=3

e

n=1

n=2

n=3Ener

gía

ΔEf =

h

ΔEf =

h

Modelo atómico de Bohr (5)

Los espectroscopistas habían estudiado a fondo las rayas del espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Se identificaron varias series espectrales en diferentes zonas del espectro:

Serie Balmer (zona visible)Serie Lyman (zona UV)Serie Paschen (zona IR)Serie Bracket (zona IR)Serie Pfund (zona IR)

Hay una concordancia total entre las frecuencias observadas y las calculadas con la teoría de Bohr, pero únicamente para el espectro del hidrógeno.

;H 2 22 2

1 2

1 1 1= R - (n > n )

λ n n

Corrección de Sommerfeld

Un análisis detallado de las líneas espectrales revelaba que cada raya en realidad estaba compuesta por un grupo de líneas muy próximas entre sí.

En 1915, Sommerfeld supuso que los electrones podían tener órbitas elípticas, cuya excentricidad también está cuantizada.

Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal ( l), cuyos valores permitidos son: l = 0, 1, 2, ..., n – 1

Efecto Zeeman

Se introduce, así, el número cuántico magnético (m), cuyos valores

permitidos son: m = - l, ... , 0, … + l

En 1925, Uhlenbeck y Goudsmit propusieron que el electrón giraba sobre su eje (spin).

El número cuántico de spin (s) indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores para el electrón: s = +½, -½.

En 1896, Zeeman descubrió que las rayas espectrales sufrían un desdoblamiento en varias rayas, cuando el espectro se realizaba bajo un intenso campo magnético (efecto Zeeman).

Este fenómeno puede explicarse suponiendo que las órbitas elípticas también tienen cuantizada su orientación espacial.

Números cuánticos

Cada electrón del átomo viene descrito por 4 números cuánticos:

n, l, m y s.

Número cuántico Valores posibles: Indica:

principal n = 1, 2, 3, 4, …Capa o nivel de energía y

tamaño de la órbita.

secundario l = 0, 1, 2, ... (n – 1)Subnivel de energía y forma (excentricidad) de la órbita.

magnético m = – l, ... , 0, ... , lOrientación espacial de la

órbita.

de spin s = – ½ , + ½ Rotación del electrón.

Dualidad onda-corpúsculo

En 1924, L. de Broglie propuso que las partículas materiales pueden manifestarse también como ondas, cuya longitud de onda característica viene dada por:

Es decir, las partículas materiales al igual que la luz presentan una doble naturaleza ondulatoria y corpuscular.

En 1927, Davisson y Germer confirmaron experimentalmente la naturaleza ondulatoria de los electrones.

hλ =

mv

Principio de incertidumbre

En 1927, Heisenberg enunció un principio en el que establece la imposibilidad de determinar simultáneamente y con exactitud la cantidad de movimiento y la posición de una partícula.

hΔx · Δ(mv)

4π

El principio de incertidumbre es inherente a la propia naturaleza de la materia, aunque no se observa a escala macroscópica.

Como la determinación simultánea y exacta de la posición y la velocidad es indispensable para describir una trayectoria, el principio de incertudumbre demuestra que es imposible conocer la trayectoria de un electrón.

Modelo mecano-cuántico del átomo

Entre 1925 y 1930, Heisenberg y Schrödingerentre otros, elaboraron un nuevo modelo del átomo que recoge tanto el carácter ondulatorio de los electrones como la imposibilidad de predecir trayectorias exactas.

Esta teoría establece el concepto de orbital (en contraposición a la órbita exacta de Bohr) como la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe una alta probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada.

Modelo mecano-cuántico del átomo (2)

Al resolver las ecuaciones matemáticas de este modelo del átomo, aparecen como parámetros los cuatro números cuánticos que describen el comportamiento del electrón en el átomo:

Número cuántico Valores posibles: Determina:

principal n = 1, 2, 3, 4, …El nivel de energía

y el tamaño del orbital.

secundario l = 0, 1, 2, ... (n – 1)El subnivel de energíay la forma del orbital.

magnético m = – l, ... , 0, ... , lLa orientación espacial

del orbital.

de spin s = – ½ , + ½El spin (propiedad intrínseca

del electrón).

Tipos de orbitales

Cada orbital del átomo está definido por el conjunto de los tres

primeros números cuánticos (n, l y m).

Los orbitales con el mismo valor de n y l, pero distinto valor de m, se diferencian sólo en su orientación espacial.

Los diversos tipos de orbitales se designan por su número n y una

letra (s, p, d, f) según el valor de l (0, 1, 2, 3): 1s, 2s, 2p, 3d, 6f, …

3p 3d3s

3s2s1s

Tipos de orbitales (2)

Configuración electrónica

Se llama configuración electrónica de un átomo a la distribución de los electrones en los distintos orbitales alrededor del núcleo.

• Principio de Aufbau: Los electrones ocupan los orbitales de energía más baja disponibles.

• Regla de Madelung: La energía de un orbital es tanto menor cuanto más

pequeña sea la suma n + l.

A igual valor de n + l, tiene menos energía aquel que tenga menor valor de n.

Configuración electrónica (2)

• Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.

Así, en cada orbital sólo puede haber dos electrones con espines opuestos, uno con espín +½ y el otro –½.

Orbital n l m s Estado cuántico

1s11

00

00

+1/2-1/2

(1,0,0,+1/2)(1,0,0,-1/2)

2s22

00

00

+1/2-1/2

(2,0,0,+1/2)(2,0,0,-1/2)

2p

222222

111111

-1-10011

+1/2-1/2+1/2-1/2+1/2-1/2

(2,1,-1,+1/2)(2,1,-1,-1/2)(2,1,0,+1/2)(2,1,0,-1/2)(2,1,1,+1/2)(2,1,1,-1/2)

Configuración electrónica (3)

• Principio de máxima multiplicidad de Hund: Cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía (del mismo subnivel), se disponen de modo que se tenga el máximo número de electrones desapareados (con el mismo espín), ocupando el mayor número de orbitales posible.

La configuración electrónica de un átomo se expresa indicando el número de electrones de cada orbital mediante un superíndice.Por ejemplo: 1s2 2s2 2p4

También se suele utilizar el símbolo para representar un orbital atómico y flechas verticales (↑ y ↓) para simbolizar los electrones con su correspondiente espín (+½ y –½ respectivamente).

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f …

6s 6p 6d 6f …

7s 7p ...

Configuración electrónica de algunos elementos

Elemento Configuración

Orbitales

1s 2s 2px 2py 2pz 3s

H

He

Li

C

N

O

F

Ne

Na 1s2 2s2 2p6 3s1

1s1

1s2

1s2 2s1

1s2 2s2 2p2

1s2 2s2 2p3

1s2 2s2 2p4

1s2 2s2 2p5

1s2 2s2 2p6

Configuración electrónica (4)