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Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICA

Estructura Atómica

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICADra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICA

Los inicios….. 500 años A.C. Demócrito y Leucippus fundan la escuela atomista.Sostienen que la materia era finita, discontinua, indivisible formada por una partícula común a la que llamaron ÁTOMO.

ÁTOMO

Sin División

Estas ideas no eran compartidas por Aristóteles, que sostenía que la materia era continua formada por 4 elementos:

Los inicios…..Sostenían que la materia está compuesta por dos elementos: lo que es, representado por los átomos homogéneos e indivisibles; y lo que no es (vacío) que permite que esos átomos adquieran formas, tamaños, y posiciones. Plantea el primer modelo corpuscular de la materia

Tuvieron que pasar casi 2400 añosPara que Dalton introduzca la

idea de la discontinuidad de la materia en 1808.

Esto se debió al cambio de mentalidad de una forma filosófica a otra científica y al hallazgo de evidencias experimentales

Es la primera teoría científica que considera que la materia está dividida en átomos ya que Demócrito y Leucippus, no se apoyaban en ningún experimento riguroso.

Modelo Atómico de DaltonLa materia está compuesta por partículas indivisibles (átomos) que son esferas sólidas.Todos los átomos de un determinado elemento son idénticos.

Los átomos de elementos diferentes son diferentes y tienen propiedades distintas (incluida la masa).En las reacciones químicas los átomos se reordenan. No se crean, destruyen, ni se transforman en átomos de otros elementos.

Los compuestos se forman por combinación de los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas

Experimentos de Faraday (1833)

El paso de una cierta cantidad de electricidad deposita en un electrodo el mismo peso de la misma sustancia .Cuando se comparan diferentes sustancias, los pesos depositados en los electrodos son proporcionales a sus pesos equivalentes.

Descubrimiento de los rayos catódicos (1850)

Luego de los estudios de Faraday planteando que la materia tiene naturaleza eléctrica, William Crookes en 1850 realiza estudios en tubos de descarga descubriendo los rayos catódicos.

Rayos catódicosSe propagan en línea rectaProyectan sombra de cuerpos opacos que obstruyen su trayectoriaMueven hélices livianas

Tienen masa

Tienen carga negativa

Son universales

Los campos eléctricos y magnéticos los desvían como lo harían con cargas negativasSus propiedades son independientes tanto del material del cátodo como del gas presente en el tubo

Descubrimiento del electrónEn 1897, Joseph Thomson ideó una serie de experiencias con los rayos catódicos, concluyendo que estos rayos que eran afectados por campos eléctrico y magnéticos, y se dirigían al ánodo (+), debían ser partículas con carga negativa. Las llamó electrones.

Thomson realizó la medida directa del cociente carga/masade los electrones en 1897, lo que se considera el principio para la comprensión actual de la estructura atómica.

Modelo atómico de Thomson (1897)Los átomos son neutros y contienen tantas cargas (+) como (-).Como los electrones tienen una masa muy pequeña, entonces la masa del átomo se asocia con las cargas (+).- Si las cargas (+) contienen la mayor parte de la masa atómica, entonces ocuparán la mayor parte del volumen.

Su modelo se denomina modelo de budín de pasas (muffin de arándanos)El átomo es una esfera uniforme, de radio 10-8

cm con electrones dentro de ella en el agrupamiento electrostático más estable.

Otros descubrimientosEn 1909 Robert Millikan determinó la carga del electrón

Con la combinación de estos experimentos se estimó la masa del electrón.

Descubrimiento del protónEn 1886 E. Goldstein al trabajar con un tubo de descarga de cátodo perforado, observóotro tipo de rayos que procedían del ánodo (+).Estos rayos atravesaban las perforaciones del cátodo, por tanto los llamó rayos canalesrayos canales.

Goldstein postuló que estos rayos estaban compuestos por partículas positivas, a las que se llamó protones.

A fines del s. XIXEn 1895 Wilhelm Roentgen, estudiando los rayos catódicos descubre los rayos X.

Descubriendo la radiactividadEn 1896, pocos meses después del descubrimiento de los rayos X, el científico francés Antoine Henri Becquerel realizaba investigaciones sobre la fluorescencia de la pechblenda (sulfato doble de uranio y potasio). Descubrió que el uranio emitía espontáneamente una radiación misteriosa (después se vería que hay otros elementos que poseen esta característica del uranio de emitir radiaciones sin ser excitados previamente)La propiedad recibió el nombre de radiactividad.

¿Radiactividad?La radiactividad es una reacción nuclear de "descomposición espontánea” es decir, un átomo inestable se descompone en otro más estable que él, a la vez que emite una "radiación“ generando átomos y partículas que tienen la propiedad de impresionar placas radiográficas, ionizar gases, producir fluorescencia, atravesar cuerpos opacos a la luz ordinaria, entre otros.Debido a esa capacidad, se les suele denominar radiaciones ionizantes.El conocimiento de las emisiones radiactivas sirviópara postular un nuevo modelo atómico. OPC.

Emisiones Radiactivas

Las radiaciones α (consistente en dos protones, y dos neutrones, equivalente al núcleo del He) recorren una distancia muy pequeña y son detenidas por una hoja de papel o la piel del cuerpoLas radiaciones β (electrones) recorren en el aire distancias de 1 m, y son detenidas por hojas delgadas de metal o de madera.

Las radiaciones γ (radiación electromagnética que tiene lugar cuando que la desintegración beta no ha disipado suficiente energía para dar completa estabilidad al núcleo) recorren cientos de metros en el aire y son detenidas por paredes gruesas de plomo o cemento.

RadiactividadLa radiactividad siguió siendo estudiada por Marie y Pierre Curie, quienes aportaron descubriendo nuevos elementos con radiactividad natural: Radio (Ra) y Polonio (Po).

Se puede considerar que todos los isótopos de los elementos con número atómico igual o mayor a 84 son radiactivos. Actualmente se pueden obtener en el laboratorio isótopos radiactivos de elementos cuyos isótopos naturales son estables (radiactividad artificial).

La primera obtención en el laboratorio de un isótopo artificial radiactivo (descubrimiento de la radiactividad artificial) la llevó a cabo en 1934 el matrimonio formado por Fréderic Joliot e Irene Curie, hija del matrimonio Curie.

Descubrimiento del núcleo atómicoEn 1911 E. Rutherford y sus colaboradores realizaron experiencias que los llevaron a establecer su propio modelo atómico de la materia.La experiencia pretendía corroborar el modelo atómico de Thomson. Consistía en bombardear una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos del gas helio), que se obtenían de la desintegración del polonio. El resultado esperado era que las partículas atravesara la lámina casi sin desviarse. Para observar el lugar de choque de la partícula colocaron, detrás y a los lados de la lámina metálica, una pantalla fosforescente.

Experimento

Las partículas alfa tienen carga eléctrica positiva, y serían atraídas por las cargas negativas y repelidas por las cargas positivas. Según el modelo atómico de Thomson las cargas positivas y negativas estaban distribuídas uniformemente, la esfera debía ser eléctricamente neutra, y las partículas alfa pasarían a través de la lámina sin desviarse.

Según el modelo atómico de Thomson se esperaba que las partículas alfa pasaran la delgada placa de oro sin desviarse mucho de su trayectoria

ResultadosLa mayoría de las partículas αatravesaban la lámina de oro.Algunas partículas eran desviadas (1 de 1.000.000).Sólo una pequeña fracción de las partículas era fuertemente repelida por la lámina de oro e invertía su trayectoria.

Modelo atómico de RutherfordEl átomo está constituido por un núcleo central que es la región donde se encuentran las cargas (+) y alrededor se encuentran los electrones.El e- se encuentra girando alrededor el núcleo, describiendo órbitas circulares.Este modelo se asemeja a un sistema planetario en miniatura.

Electrón ElectrElectróón n

Núcleo NNúúcleo cleo

Órbitas ÓÓrbitas rbitas

Diámetro átomo (10-8 cm) ≅ 105 × diámetro núcleo (10-13 cm)El núcleo concentra el 99,97 % de la masa en 10-39 cm3

Error de RutherfordSegún los principios del electromagnetismo clásico (Leyes de Maxwell), una carga eléctrica en movimiento acelerado emite energía Por lo tanto, el electrón perdería energía y caería describiendo órbitas en espiral hasta chocar con el núcleo, con una pérdida continua de energía

Por otro lado, el electrón pasaría por todas las órbitas posibles describiendo una espiral alrededor del núcleo; y por tanto, la radiación emitida debería de ser continua. Sin embargo, los espectros de emisión de los elementos son discontinuos.

Descubrimiento de los isótoposEn 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de Ne a través de campos magnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica.Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectorias de desviación diferentes concluyendo que esto era porque algunos iones de neón tenían diferentes masasEn 1919 F. Aston desarrolló el “espectrómetro de masas”. Este instrumento, usaba un haz de iones con carga (+), que se desviaba en primer lugar mediante un campo eléctrico y a continuación se desviaba en la dirección opuesta con un campo magnético. La cantidad de partículas resultantes de la deflexión o frenado se registraba en una placa fotográfica, y dependía de su masa y velocidad. Cuanto mayor era la masa del ión, menor era su deflexión. La mayoría de los elementos en estado natural consisten en una mezcla de dos o más isótopos. Algunas excepciones son el berilio (Be), aluminio (Al), y sodio (Na)

Descubrimiento del neutrónRutherford observó en 1918 que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protones que tenía y postulóla existencia de partículas sin carga de donde provendría este exceso de masa, más tarde llamadas neutrones. Esto también le sirvió para explicar porqué los núcleos no se desintegraban por la repulsión electromagnética de los protonesLos experimentos finales los realizó James Chadwick en 1932 al bombardear una lámina de berilio con partículas alfa, observó la emisión por parte del metal de una radiación de muy alta energía, similar a los rayos gamma. Estudios posteriores demostraron que dicha radiación estaba formada por partículas neutras (no responden a los campos electricos) de masa ligeramente superior a la de los protones.

Orígenes de la teoría cuántica

A mediados del siglo XIX James Clerk Maxwell elaboró una teoría sobre la luz que explicaba todo lo que se conocía de ella hasta ese momento.Sin embargo, a principios del siglo XX, una serie de descubrimientos experimentales obligó a elaborar nuevas teorías sobre la luz.Según la teoría de Maxwell, la luz es una onda electromagnética.

La radiación electromagnética.La radiación es la trasmisión de energía a través de ondas electromagnéticas.Una onda electromagnética 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 “ν” o por su longitud de onda “λ”, relacionadas entre sí por:

=cνλ

C= velocidad de la luz =3.108 m/sC= velocidad de la luz =3.108 m/s

Amplitud (A): longitud del vector del campo eléctrico en el punto máximo de la onda

Longitud de onda (λ): distancia entre dos máximos o mínimos

Frecuencia (ν): número de oscilaciones por segundo de una onda electromagnética

Espectro Electromagnético: Es el conjunto de todas las radiaciones electro-magnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos γ 10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

Espectro electromagnético.

Espectro continuo de la luz es la descomposición de la luz en todas su longitudes de onda mediante un prisma óptico.

Los rayos X, de longitud de onda corta, son (relativamente) de alta energía y por esta razón pueden producir cambios marcados en la materia.

Las microondas y las ondas de radio tienen longitudes de onda larga y son (relativamente) de baja energía; los cambios que pueden ocasionar al interactuar con la materia son muy leves y difíciles de detectar.

Espectro atómico de absorciónCuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.

ESPECTRO DE ABSORCIÓN

Espectro de absorción

Espectro de emisiónCuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) emiten radiaciones de longitudes de onda específicas.

Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de

cada elemento.

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de

cada elemento.

Espectros de emisiónHidrógeno

Mercurio

Teoría cuántica de PlanckEl estudio de las rayas espectrales permitiórelacionar la emisión de radiaciones de determinada “λ ” con cambios energéticos asociados a saltos electrónicos.Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es decir, la energía absorbida o desprendida de los átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida o “cuanto”.Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “ν”, la energía desprendida por dicho átomo sería:

E = h · νE = h · ν h: constante de Planck = 6.62 · 10-34 J· sν: frecuencia de la radiación

Teoría cuántica de Planck

Cuando una sustancia absorbe o emite energía, no puede absorber o emitir cualquier cantidad de energía, sino que se relaciona con una unidad mínima de energía, llamada cuanto (que será el equivalente en energía a lo que es el átomo para la materia).

O sea cualquier cantidad de energía que se emita o se absorba deberá ser un número

entero de cuantos.hE n ν= × ×

Como el número de átomos es muy grande y la constante “h” muy pequeña, en la práctica no se aprecia la cuantización, al igual que sucede con la masa.

Experimenta un cambio de energía

** se considera a la REM como un haz de partículas energéticas (fotones).Muestra absorbe REM

La energía depende de la frecuencia, λ

E = hv

h es la constante de Planck = 6,626 x 10-34 J s

Cuando la muestra absorbe un fotón, éste queda “destruido”.

Y su energía pasa a la muestra

Efecto fotoeléctricoAlgunos metales emiten electrones al incidir una determinada radiación sobre ellos. 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 “ν”.

Efecto fotoeléctricoNo se emiten electrones, independientemente de la intensidad de la radiación, a menos que la frecuencia de la misma exceda un valor umbral característico del metal.Aún a intensidades muy bajas, los electrones son eyectados de la superficie del metal si la frecuencia es mayor que su valor umbral.La energía cinética de los electrones emitidos es directamente proporcional a la frecuencia de la radiación incidente pero independiente de su intensidad.

Efecto fotoeléctrico. Un haz muy luminoso de baja frecuencia puede no producir ionización, mientras que uno mucho menos luminoso pero de mayor frecuencia, sí.

Efecto fotoeléctrico. Fotones con energía insuficienteFotones con energía suficiente

A mayor intensidad de luz manteniendo la frecuencia mayor número de electrones arrancados.

Efecto fotoeléctrico (1905) Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la teoría corpuscular, en la que suponía que la luz estaba formada por partículas (fotones) cuya energía venía determinada por E = h x ν.Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía de ionización entonces se producía la ionización del electrón.

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

0ionizEh

La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “ν0”.

En 1913 Niels Bohr propone una mejora al modelo de Rutherford.

El modelo atómico de Rutherford llevaba a unas conclusiones que se contradecían claramente con los datos experimentales.

La teoría de Maxwell no coincidía con el sencillo planteamiento matemático del modelo de Rutherford.

El estudio de las rayas de los espectros atómicos permitiórelacionar la emisión de radiaciones de determinada “λ ”(longitud de onda) con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos.

La teoría de Planck mostró que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades h ν× ×

Espectros de emisión y absorción

Cuando un electrón salta 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.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).

Espectros de emisión y absorción

Después de pasar por la sustancia, a la radiación electromagnética proveniente de la luz blanca le faltan una serie de líneas que se corresponden con saltos electrónicos, desde el estado fundamental al estado excitado. Es lo que se denomina un espectro de absorción.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.

Series espectrales del hidrógeno

Proceso de emisión en un átomo de hidrógeno excitado

Hidrógeno

El modelo de Bohr permite calcular las E de las transiciones para las diferentes

series en el espectro del Hidrógeno

El modelo es ÚNICAMENTE válido para el H y también para átomos

hidrogenoides (átomos con un solo electrón, como He+; Li+2). Falla en

átomos con más de un electrón

Bohr demostró que las energías que tiene el electrón en el átomo de hidrógeno están dadas por la expresión:

En = - RH (1/n2)RH : constante de Rydberg = 2,18 x 10-18 J;n: número cuántico principal = 1,2,3…..

El signo negativo en la ecuación es una convención para indicar que la energía del electrón en el átomo es

menor que la energía del electrón libre, es decir, ubicado a una distancia infinita del núcleo. A la energía

de un electrón libre se le asigna un valor igual a cero

Modelo atómico de Bohr

La teoría de Bohr ayuda a explicar el espectro de líneas del átomo de hidrógeno.Si el átomo absorbe energía radiante, su electrón pasa de un estado de energía más bajo a otro de mayor energía (mayor valor de n). En cambio, si el electrón se mueve desde un estado de mayor energía a otro de menor energía, emite energía radiante en forma de un fotón.

La cantidad de energía necesaria para mover un electrón en el átomo de Bohr, depende de la diferencia de los niveles de energía entre los estados inicial y final

Cuando el electrón se acerca más al núcleo (n disminuye), En aumenta su valor absoluto y lo vuelve más negativo. Su valor más negativo se alcanza para n=1 y corresponde al estado energético más estable conocido como estado fundamental o nivel basal que es el estado de energía más bajo de un sistema.

La estabilidad del electrón disminuye a medida que n aumenta.Cada uno de estos niveles es un estado excitado o nivel estado excitado o nivel excitadoexcitado y tiene mayor energía que el estado fundamental. Cuanto mayor sea el estado excitado, el electrón está más lejos del núcleo y este lo retiene con menor fuerza.

1. El átomo de hidrógeno sólo tiene algunos estados permitidos de energía (estados estacionarios), en los cuales el electrón se mueve en una órbita circular.

Electrón ElectrElectróón n

Núcleo NNúúcleo cleo

Órbitas ÓÓrbitas rbitas

Su modelo está hecho para el átomo de hidrógenoy se fundamenta en los siguientes postulados.

El electrón solo gira en determinadas órbitas (órbitas

estacionarias) con radios definidos, llamados niveles cuantificados de energía.

2. El átomo no emite ni absorbe energía cuando está

en un estado estacionario

Los electrones pueden cambiar de un nivel ganando o perdiendo energía.

Modelo atómico de Bohr3. La energía liberada al caer el electrón de una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón,

cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck.

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

Modelo atómico de Bohr4. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo

entero de h /(2 π)

Nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas

posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número

cuántico principal n.

m . v . r = n h/2π

(momento angular)

n = 1, 2, 3, …..

“cuantización”

Radio de Bohr

Problemas del modeloNo es adecuado para átomos con más de un electrón porque aparecen fuerzas de repulsión.La razón más importante del fracaso del modelo de Bohr es que los e- no viajan en órbitas fijas, su movimiento está mucho menos definidoEl Modelo de Bohr es incorrecto como imagen del átomo.De él se mantienen las ideas: estado fundamental, estados excitados; energía en niveles discretos.A partir de 1925 el modelo atómico de Bohr fue objeto a sucesivas modificaciones hasta formular el actual modelo atómico, que es un modelo matemático – probabilístico que explica el comportamiento del electrón.

Teoría ondulatoria de los e-

Esta idea está expresada en su famosa ecuación E = mc2, que permite hacer equivalente una cantidad de energía a una cantidad de materia y viceversa.

Una de las ideas más brillantes de Einstein fue la de sugerir que la materia y la energía son formas alternas de una misma entidad.

Modelo atómico Mecano Cuántico

1. Louis de Broglie propuso en 1924 que el electrón tendría propiedades ondulatorias y de partícula (dualidad partícula –onda)

Este modelo está basado en los siguientes principios:

Dualidad partícula- onda

“Cada partícula lleva asociada una onda cuya longitud es: h

m vλ =

Así, los electrones, cuya masa es muy pequeña, tienen una onda asociada apreciable, de forma que siendo “r” el radio de su órbita:

2 π r = n λ, donde “n” es un número natural, y sólo algunas órbitas

concretas estarían permitidas.Partículas macroscópicas: m muy grande ⇒ λ tan pequeñas que no se pueden detectar

Modelo atómico Mecano Cuántico2. Werner Heisenberg

formula en 1927 el principio de incertidumbre, que establece que es imposible determinar simultáneamente la posición y velocidad exacta del electrón.

Principio de incertidumbre

“Es imposible conocer simultáneamente la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”Así:

siendo Δx la incertidumbre en la posición y Δp la incertidumbre en la cantidad de movimiento.Se sustituye la idea de órbita por la de orbital, como zona en donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

hx · p 4

Δ Δπ

Desarrollo de la mecánica cuántica3. Erwin Schrödinger propone una ecuación que da la posición más probable del electrón en su giro en torno al núcleo.El modelo describe un átomo que tiene ciertas cantidades permitidas de energía debido a los movimientos permitidos de un electrón cuya localización es imposible de conocer.

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

Desarrollo de la mecánica cuánticaSchrödinger propone una ecuación de onda, que es una ecuación diferencial :Así:

Las soluciones de esta ecuación diferencial son las funciones de onda, ψ.Las funciones de onda también se denominan orbitales OPC.

Modelo atómico Mecano CuánticoSegún este modelo el electrón no se circunscribe a una órbita fija, sino a una zona llamada orbitalorbital, dentro de la cual existe una alta probabilidad de encontrar al electrón.

ORBITAL:Corresponde a una región alrededor del núcleo que encierra aproximadamente el 90% de la probabilidad de encontrar el electrón.

Modelo atómico Mecano CuánticoCada solución de la ecuación está asociada con una función de onda particular también llamada orbital atómico.

Orbital atómico de la mecánica cuántica no tiene ninguna relación con la órbita del modelo de Bohr.

Orbital es una función matemática, sin significado físico. La función al cuadrado, Ψ2, sí tiene significado (probabilidad)

No se puede saber dónde está exactamente el electrón en cada instante, pero sí se puede conocer dónde, probablemente, se encuentra éste alrededor del núcleo.

Modelo de nube de electrones, Schrödinger 1926

Números Cuánticos

Orbital atómico: volumen en el espacio donde es probable encontrar un electrón con determinada energía. Es la función de onda del electrón de un átomo

Un orbital atómico, tiene una energía característica y una distribución característica de la densidad electrónica en el espacio, lo que le da su forma característica.

Números cuánticosCada solución de la ecuación de Schrödinger se identifica con tres números cuánticos que surgen al resolver la ecuación diferencial debido a las condiciones de contorno, Cada orbital tiene un set de números cuánticos: n, l, mLos números cuánticos describen un orbital dando información sobre su energía (tamaño), forma y orientación en el espacio.Los estados de energía y los orbitales del átomo se describen con términos específicos y se asocian con uno o más números cuánticos

Número cuántico principal (n): Indica el tamaño del orbital. Describe la distancia promedio de un electrón respecto del núcleo y determina en gran parte su energía.n solo puede tomar valores enteros positivos empezando con el 1 n = 1, 2, 3, 4……Mientras más pequeño es n, menor es el nivel de energía y mayor es la probabilidad de encontrar el electrón cerca del núcleo. A mayor valor de n mayor energía del electrón, mayor distancia respecto del núcleo y menor estabilidad.

A cada valor de n en un átomo, le corresponde un nivel de energía principal o capa y se le asigna una letra:K (n = 1), L (n = 2), M ( n= 3 ), N, O, P, Q (en cada letra n se incrementa en una unidad). La energía menor de todas las posibles corresponde a n = 1 y recibe el nombre de estado fundamental del átomo.En el estado fundamental un electrón está lo más cerca posible del núcleo.Todas las capas excepto la primera, se dividen en subcapas o subniveles

Número cuántico principal (n):

También llamado de momento angular, determina la forma de los orbitales. Todos los orbitales de una subcapa tienen el mismo número cuántico de momento angular (l) además del mismo número cuántico principal (n). l puede tomar valores enteros positivos desde 0 hasta (n -1). l = 0, 1, 2, 3,……………. (n-1)

Cada nivel principal n incluye n subniveles o subcapas

Número cuántico azimutal (l):

A cada valor de l se le asignan letras

l 0 1 2 3 4Tipo de subniveles s p d f g

Generalmente, al designar un subnivel, también se indica su número cuántico principal.

subnivel 1s (n = 1; l = 0)subnivel 2p (n = 2; l = 1) subnivel 3d (n = 3; l = 2)

La energía de los subniveles aumenta en el orden:ns < np < nd <nf

Describe la dirección en la que se proyecta el orbital en el espacio y designa el numero de orbítales contenidos en cada subnivel. Tiene valores enteros desde -l hasta +lPara cada valor de l hay (2l +1) valores enteros de m, es decir, en cada subnivel, habrá (2l+1) orbitales.

m = -l…………0………….+l

Número cuántico magnético (m)

Números cuánticosCuando un electrón se puede describir con una determinada función de onda (p. ej. 1s) se dice que el mismo ocupa un orbital (p. ej. 1s).

Subnivel s (l = 0; m = 0 )Un subnivel s contiene un orbital de forma esférica.Normalmente, en lugar de representar el orbital s como una nube se dibuja la superficie límite, que es la superficie que incluye las zonas más densas de la nube.

Ejemplo para el orbital s

El átomo de H en su estado fundamental se presenta en el nivel más bajo de energía, esto significa que n = 1 y, en consecuencia, l = 0 y m = 0.A partir del valor ψ se calcula ψ2 para distintas posiciones del e-. El resultado es:

Ejemplo para el orbital sLa representación anterior muestra que el orbital 1s tiene forma esférica, esto es que la probabilidad tiene distribución radial independiente de la dirección.Todos los “orbitales s” tienen la misma forma. Sólo difieren en el tamaño y en que para algunas distancias radiales, r, la probabilidad de encontrar el electrón es cero.

Dentro de cada subnivel p hay tres orbítales con orientaciones diferentes px, py, pz.

Estos orbitales son idénticos en tamaño, forma y energía. Los dos lóbulos están separados por un plano, llamado plano nodal, que atraviesa el núcleo. En ese plano, nunca se encuentra un electrón p.

Subnivel p (l = 1; m = -1, 0, 1)

Subnivel d (l = 2; m = -2, -1, 0, 1, 2)Dentro de cada subnivel d hay cinco orbitales con orientaciones diferentes.Según los ejes: dz2; dx2-y2

Según los planos: dxy; dxz; dyz

Subnivel f (l = 3; m = -3,-2, -1, 0, 1, 2, 3)

Dentro de cada subnivel f hay siete orbitales con orientaciones diferentes.

Dra. Patricia Satti, UNRN ESTRUCTURA ATOMICA

RESUMEN

Modelo de Dalton (1808)

Átomo indivisible, sin estructura interna.Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos.Los átomos de elementos distintos tienen tamaños y masas diferentes.

Modelo de Thomson (1897)

Esfera cargada positivamente.Electrones, con carga negativa, incrustados en el interior.

Modelo de Rutherford (1911)

Núcleo muy pequeño y denso con protones (carga positiva) y neutrones (sin carga).Electrones (carga negativa) girando alrededor del núcleo.

Modelo de Bohr (1913)

Órbitas estacionarias con energía constante.Sólo están permitidos ciertos valores de energía.Los electrones pueden cambiar de órbita absorbiendo o emitiendo una cantidad de energía apropiada.

Modelo Mecano-cuántico (s. XX)

Orbitales: zonas en torno al núcleo en las que la probabilidad de presencia del electrón es máxima.Números cuánticos: etiquetan los orbitales en función de su tamaño, forma y orientación.

E. SchrödingerW. Heisenberg

Números cuánticos

n Valores posibles de l

Nombre de la subcapa

Valores posibles de m

Número de orbitales en la

subcapa

Número total de orbitales en la capa

1 0 1s 1 12 0 2s 0 1 4

1 2p -1, 0, +1 33 0 3s 0 1 9

1 3p -1, 0, +1 32 3d -2, -1, 0, +1, +2 5

4 0 4s 0 1 161 4p -1, 0, +1 32 4d -2, -1, 0, +1, +2 53 4f -3, -2, -1, 0, +1,

+2, +37

Orbitales atómicos

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