Estructura Atómica

Luis Alberto Chávez Rojas

Estructura de los materiales

Está asociada al arreglo de los componentes del material en escala:

Macroscópica (macroestructura)

Microscópica (microestructura)

Atómica (átomos o moléculas)

Subatómica

Macro estructura: Es la estructura del material a nivel

macroscópico, donde la escala de longitud es

aproximadamente mayor a 1000nm . Entre las propiedades

que constituyen la macro estructura están la porosidad, los

recubrimientos superficiales y las micro fisuras internas o

externas. Ej. Macroestructura de Adobe:

Micro estructura.

Es la estructura del material a una escala de longitud de aproximadamente 10 a 1000 nm.

La resistencia mecánica de muchos metales y dependen mucho del tamaño grano

En el caso normal, la micro estructura comprende propiedades como el tamaño promedio del grano, la distribución de ese tamaño, la orientación de los granos y otras propiedades relacionadas con los defectos en los materiales

GRANO: es una porción del material dentro de la cual el arreglo de los átomos es casi idéntico).

Atómico:

Un examen detenido del arreglo atómico permite distinguir entre

materiales que son amorfos (que carecen de un orden de largo

alcance de los átomos o iones) o cristalinos (los que tienen arreglos

geométricos periódicos de átomos o iones).

Sub- atómico:

ESTRUCTURA ATOMICA

Año Científico Modelo atómico

1808 John Dalton La imagen del átomo expuesta por

Dalton en su Teoría Atómica, para

explicar estas leyes,

Minúsculas partículas esféricas,

indivisibles e inmutables, iguales

entre sí en cada elemento químico.

Año Científico Modelo atómico

1897 Thompson Demostró que dentro de los átomos hay

unas partículas diminutas, con carga

eléctrica negativa, a las que se llamó

electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo

debía de ser una esfera de materia cargada

positivamente, en cuyo interior estaban

incrustados los electrones.

Año Científico Modelo atómico

1911 Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos,

como se creía, sino que están vacíos en su

mayor parte y en su centro hay un diminuto

núcleo

Dedujo que el átomo debía estar formado por

una corteza con los electrones girando

alrededor de un núcleo central cargado

positivamente.

Año Científico Modelo atómico

1911 Bohr Bohr establece que los electrones solo pueden girar

en ciertas órbitas de radios determinados.

Estas órbitas son estacionarias, en ellas el electrón

no emite energía: la energía cinética del electrón

equilibra exactamente la atracción electrostática

entre las cargas opuestas de núcleo y electrón.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los

electrones giran alrededor del núcleo en unos

niveles bien definidos.

Estructura Atómica

De acuerdo a la teoría química moderna, el átomo está formado por:

NúcleoEs la parte central del átomo con

carga eléctrica positiva. Tieneun tamaño diminuto respectoal volumen del átomo. Alojaen su interior a los nucleones:los protones (+) y neutrones(sin carga).

Estructura AtómicaNube electrónica

Es la región que rodea al núcleo, endonde se hallan los electronesubicados específicamente en lasregiones de máxima probabilidadREEMPE

La nube electrónica está formada por:

Niveles de energía: K, L, M, N, O, P, Q o capas 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7Los niveles se dividen en subniveles: s, p, d, f (0, 1, 2, 3)En cada nivel existen orbitales, cada orbital puede tener hasta

dos electrones.

n : número cuántico principal

l : número cuántico del momento angular orbital

m : número cuántico magnético

s : número cuántico del spin electrónico

Estos números cuánticos sólo pueden tomar ciertos valores

permitidos:

para m : todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0

para n : números enteros 1, 2, 3,…

para l : números enteros desde 0 hasta (n-1)

para s : sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2

n : Número cuántico principal

Los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es

decir su cercanía al núcleo.

Si n = 1 entonces el número cuantico l sólo puede tomar el valor

0 es decir sólo es posible encontrar un orbital en el primer nivel

energético en el que puede haber hasta dos electrones (uno con

spin +1/2 y otro con spin -1/2). Este orbital, de apariencia

esférica, recibe el nombre de 1s

Los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital:

Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas

espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad; principal : líneas intensas; difuse :

líneas difusas; fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros

l : Número cuántico del momento

orbital angular

Si l = 0 el orbital es del tipo s

Si l = 1 los orbitales son del tipo p

Si l = 2 los orbitales son del tipo d

Si l = 3 los orbitales son del tipo f

m : Número cuántico de la orientación

espacial del orbital.

s: Número cuántico del momento angular (de

giro del electrón).

“ sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones que

necesariamente tendrán valores diferentes de su número

cuántico de spin (s) ”.

Para s los valores pueden ser:

+ 1/2

- 1/2

Partículas subatómicas

Estructura AtómicaPartícula Localización Carga eléctrica

relativaSímbolo Masa Real (g)

Electrón Nube electrónica

- 1 e- 9,110 x 10-26

Protón Núcleo + 1 p 1,673 x 10-24

Neutrón Núcleo 0 n 1,673 x 10-24

El átomo es eléctricamente neutro por tener igual cargapositiva y negativa. Los átomos son extremadamentepequeños. Un átomo de hidrógeno (el átomo más pequeñoque se conoce) tiene aproximadamente 5 x 10-8 mm dediámetro.

Estructura Atómica

La mayoría del espacio ocupado por un átomo está enrealidad vacío porque el electrón gira a una distanciamuy alejada del núcleo.

Todos los átomos se identifican por el número deprotones que tiene en su estructura.

Estructura Atómica

Número Atómico. (Z)

Se representa con una zeta (Z). Es el número de protonesexistentes en el núcleo. La identidad química de un elementoqueda definida por el número atómico.

Z = Nº de protones

En un átomo eléctricamente neutro, el número de protones es igual al número de electrones.

Z = Nº de protones = Nº de electrones

Estructura AtómicaIones

Son átomos que contienen cargas eléctricas, pueden serpositivos o negativos. Cuando el número de electronescambia en un átomo, la carga eléctrica también cambia.

Si un átomo adquiere electrones, recoge undesproporcionado número de partículas cargadasnegativamente y, de esta manera, se convierte en negativoy se llama anión.

Si un átomo pierde electrones, el balance entre las cargaspositivas y negativas cambia en la dirección opuesta y elátomo se convierte en positivo, es decir un catión.

Estructura Atómica

Carga del Átomo (Carga Relativa)

La magnitud (+1, +2, -1, -2, etc.) de la carga eléctrica corresponderá alnúmero de electrones adquiridos o perdidos.

La carga de un átomo se determina de acuerdo al número de protones yelectrones que este posee.

Si es neutro: Nº p = Nº e-Si es ion: Nº p = Nº e-

Carga de átomo = Nº p – Nº e-

Estructura Atómica

Número de Masa (A)

Se representa con una (A). Está formado por la suma de losprotones y neutrones presentes en el núcleo del átomo

Para determinar el número de neutrones, se resta delnúmero de masa el número atómico.

A = Nº de neutrones + Z

Nº de neutrones = A – Z

Estructura Atómica

Representación de un Elemento Químico

A= Número de masaZ= Número atómico

aC

n

A

Z E arg

Estructura AtómicaIsótoposSon átomos de un mismo elemento que tienen igual número atómico (Z) ydiferente número de masa por lo tanto tendrán propiedades semejantes.Su número de masa varía, porque tienen distinto número de neutrones en elnúcleo.Por ejemplo: Existen tres tipos de átomos de hidrógeno, los tres con un soloprotón en el núcleo. La forma predominante no tiene neutrones.

Isótopo Z Nº neutrones Nº másico Símbolo

Hidrógeno 1 0 1Deuterio 1 1 2

Tritio 1 2 3

H1

1

H2

1

H3

1

En la naturaleza la mayoría de los elementos se encuentran comomezclas isotópicas. Artificialmente se pueden producir isótopos queno existen en la naturaleza.

Estructura AtómicaUsos de los radio isótopos

Radioisótopos Símbolo Usos

Carbono 14 14C Fechado radiactivo de fósiles y seres vivos.Uranio 238 238U Determinación de la edad de las rocas.Tecnecio 99 99Tc Formación de imágenes de cerebro, tiroides, hígado,

riñón, pulmón y sistema cardiovascularYodo 131 131I Diagnóstico de enfermedades de la tiroidesTalio 201 201Tl Formación de imágenes del corazón.Fósforo 32 32P Detección de cáncer en la piel.

Rastreo genético de DNA.Sodio 24Na Detección de obstrucciones el sistema circulatorio

Cromo 51 51Cr Determinación del volumen de glóbulos rojos yvolumen total en sangre.

Hierro 59 59Fe Detección de anemiaSelenio 75 75Se Formación de la imagen del páncreasCobalto 60 60Co Irradiación de frutas y verduras frescas

Ejercicios

1.Completa las siguientes tabla

-212

6C

Átomo o ión del elemento

Electrones 8 28 54 7 12 10Protones 6 31 56 7 15 9

NeutronesEspecie anión

Ejercicios

Símbolo

Protones 34 78 86

Neutrones 34 42 136

Electrones 36 30 78

Carga neta +3 0

Especie

2.Completa las siguientes tabla

254

26 Fe

Masa Atómica

Las masas reales de los átomos son muy pequeñas y no se pueden

medir, es necesario recurrir a masas relativas

Se ha definido una escala relativa de masas atómicas.

Esta escala se basa en la unidad de masa atómica (uma)

UMA: 1/12 de la masa de átomo de carbono, llamado carbono -

12.

El isótopo tiene 6 protones y 6 neutrones y tiene una masa real de

1,9927 x 10-23 g. Por lo tanto, 1 uma es igual a 1,6606 x 10-24 g.

Masa Atómica

Ejemplo

Elemento Masa atómica

H 1,008 uma

Mg 24,31 uma

Na 22,99 uma

Masa molecular

Es la suma de la masa atómica de los átomos que conforman el

compuesto. Se expresa en uma.

Ej.: Hallar la masa molecular de H2SO4

Masa Molecular = 2 (masa atómica de H) + 1 (masa atómica de S) + 4(masa

atómica de O)

Masa Molecular = 2(1) + 1(32) +4(16)

Masa Molecular H2SO4 = 98 uma

Ejemplo:

Compuesto

Masa molecular

H2O 18,015 uma

HNO3 63,012 uma

HBr 80,917 uma

Elemento Masa

atómica

Masa Molar Cantidad

de átomos

H 1,008 uma 1,008 g 6,022 x 10 23

Mg 24,31 uma 24,31 g 6,022 x 10 23

Na 22,99 uma 22,99 g 6,022 x 10 23

Masa Molar- Elemento

Es la masa atómica o la masa molecular, según sea el caso,

expresada en gramos.

Masa Molar - Compuesto

Compuesto

Masa molecular

Masa molar

Cantidad de moléculas

H2O 18,015 uma 18,015 g 6,023 x 1023

HNO3 63,012 uma 63,012 g 6,023 x 1023

HBr 80,917 uma 80,917 g 6,023 x 1023

Mol y Número de Avogadro

Docena

Resma

Mol 6,022 x 10 23 objetos

Entonces se tiene que:

1 mol de átomos = 6,023 x 1023 átomos

1 mol de moléculas = 6,023 x 1023 moléculas

1 mol de iones = 6,023 x 1023 iones

1 mol de electrones = 6,023 x 1023 electrones

Ejemplo:

¿Cuántos átomos hay en 1 mol de Carbono?

¿Cuántas moléculas hay en 5 moles de H2O?

¿Cuántos moles hay en 1,85x1025 moléculas de H2SO4?

ISOTOPOS, NUMERO MASICO Y

NUMERO ATOMICO

A = masa atómica del elemento natural

Ai = masa atómica de cada isótopo

xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla

Ejercicio de aplicación:

La plata natural está constituida por una mezcla de dos

isótopos de números másicos 107 y 109. Sabiendo que

abundancia isotópica es la siguiente: 107Ag =56% y 109Ag

=44%. Deducir el peso atómico de la plata natural.