Estructura atómica

Estructura atómica
Se estudiará durante la tercera quincena. Corresponde al tema 1 del libro.
Modelos atómicos. Estructura electrónica. Sistema periódico. Enlace químico.
Teoría atómica de Dalton. Modelo atómico de Thomson. Modelo atómico de Rutherford. Los
isótopos.
Los rayos catódicos permitieron descubrir los electrones.
En 1875 Crookes fabricó unos tubos de descarga en los que hacia u gran vacío y los conectaba a un
gran voltaje (decenas de miles de voltios) observó que en la pared opuesta al cátodo aparecía una
luminosidad verdosa producida por el choque de una radiación contra el vidrio.
http://www.youtube.com/watch?NR=1&v=1dPv5WKBz9k
Experimento de Milikan
Cuando se pulveriza aceite algunas gotas adquieren carga.
Millikan, en 1909, comprobó que el valor de la carga
de cada gota era múltiplo entero de la cantidad
1.6·10-19 C. La carga eléctrica está, por tanto,
cuantizada. Dicha cantidad se denomina cantidad
fundamental de carga o carga del electrón.
.
Niels Bohr propuso un modelo atómico capaz de interpretar el espectro del átomo de hidrógeno.
Cuando se estudia la luz que es capaz de absorber o emitir el hidrógeno se observa que solo hay
unas frecuencias determinadas que constituyen lo que llamamos el espectro del hidrógeno.
La explicación de Bohr fue que esas líneas se debían a que los electrones dentro del átomo pueden
ocupar distintos niveles de energía y al saltar de uno de mayor energía a otro de menor lo hacían
emitiendo un fotón con esa diferencia de energía y si el electrón pasa de un nivel inferior a otro
superior lo hace absorbiendo un fotón con esa diferencia de energía.
La energía de un fotón es proporcional a su frecuencia: Efotón = h f
Donde h es una constante que vale 6,63 10-34 J s
Ea – Eb = h f
Tanto en la emisión como en la absorción se cumple:
Diferencia de energía de los niveles = h f
A medida que avanza el estudio de los espectros atómicos se descubre que el átomo es aún más
complicado de lo supuesto por Bohr.
Actualmente se admite que el electrón puede estar en el átomo en distintos niveles que se
caracterizan por el valor de un número n que se denomina nº cuántico principal. Dentro de cada
nivel hay subniveles que se caracterizan por el valor del número l que se denomina nº cuántico
secundario, dentro de cada subnivel el electrón puede estar e distintos orbitales caracterizados por el
número cuántico m y dentro de cada orbital puede haber dos electrones que se caracterizan por el
valor se un número s denominado spín.
En un átomo no puede haber dos electrones con el mismo valor en los cuatro números cuánticos.
Número cuántico
n
l
m
s
Valores que puede tomar
1, 2, 3, 4, 5, ....
Desde 0 hasta (n-1)
Desde –l hata +l incluido el 0
½ o -½
Los electrones están alojados en orbitales que se caracterizan por los tres primeros números
cuánticos (n, l, m) , en cada orbital puede haber dos electrones uno con spin +½ y otro con – ½
Un orbital es una zona del espacio en la que existe determinada probabilidad de encontrar al
electrón.
El valor de n está relacionado con el tamaño del orbital, el valor de l con la forma del orbital y el
valor de m con la orientación espacial del orbital.
Según su forma los orbitales pueden ser:
Valor de l
l=0
l=1
l=2
l=3
Forma el orbital
Esférico
Lobulados
Distintas formas
“
“
Letra que los caracteriza
s
p
d
f
Según lo anterior en el primer nivel solo hay un orbital:
(1,0,0)
1s
En el segundo nivel hay cuatro orbitales:
(2,0,0)
2s
(2,1,-1)
(2,1,0)
(2,1,1)
2p
2p
2p
Los 3 orbitales 2p se diferencian en su
orientación se llaman 2px, 2py y 2pz
En el tercer nivel hay 9 orbitales:
(3,0,0)
3s
Formas de los orbitales:
(3,1,-1)
(3,1,0)
(3,1,1)
3p
3p
3p
(3,2,-2)
(3,2,-1)
(3,2,0)
(3,2,1)
(3,2,2)
3d
3d
3d
3d
3d
Los electrones de un átomo en su estado fundamental están situados en los orbitales de menor
energía.
El orden de energía de los
orbitales viene dado por la
regla de Moller:
Por ejemplo los 6 electrones del C están colocados del siguiente
modo: 2 en el orbital 1s, dos en el orbital 2s y los otros dos en los
orbitales 2p, por ello decimos que la configuración electrónica del
carbono es 1s2 2s2 2p2
La configuración electrónica está íntimamente relacionada con la
posición del elemento en la tabla periódica.
Si examinamos las configuraciones de la tabla periódica vemos que esta se puede dividir en catro
bloques:
Ejercicio:
Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos con números atómicos 4, 27, 16, 54 y 60 e
indica su situación en la tabla periódica (periodo y grupo)
El enlace químico (Estudiarlo en el libro)
Regla del octeto
Estructuras de Lewis.
Metales y no metales
Enlace iónico
Propiedades de los compuestos iónicos
Enlace covalente
Propiedades de los compuestos covalentes
Fuerzas intermoleculares. Puentes de Hidrógeno y fuerzas de Van de Waals
Enlace metálico
Para repasar la tabla periódica y las diferencias entre metales y no metales lee la siguiente página y
haz las actividades:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/tabla_p
eriod/tabla2.htm
Para repasar los contenidos de cursos anteriores sobre el enlace químico lee y haz las actividades de
la siguiente página:
http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/
enlaces1.htm
Para repasar los contenidos de primero de bachillerato sobre el enlace puedes ver este vídeo:
http://www.youtube.com/watch?v=iTaFPJGfFH0&feature=player_embedded