Teoría Atómica

Preuniversitario Belén UC Macul
Área: Química
Contenido: Teoría Atómica
Pastoral UC
TEORÍA CUÁNTICA
En 1900, Max Planck expuso que los
átomos y las moléculas emitían o absorbían
energía radiante en cantidades discretas. A esta
mínima cantidad de energía emitida o absorbida
en forma de radiación electromagnética la llamó
cuanto.
líneas de distinta intensidad y grosor. Este
conjunto de líneas de colores se denomina
espectro de emisión. Cada elemento posee su
propio espectro de emisión, el cual puede ser
usado para identificarlo.
Los elementos también pueden absorber
luz con longitudes de onda específicas, dando
sus correspondientes líneas espectrales. Estas
líneas producidas en el proceso se conocen
como espectros de absorción.
Mientras
desarrollaba
esta
teoría,
descubrió una constante de naturaleza universal
que se conoce como la constante de Planck (h)
y que equivale a 6,63 x 10-34 joules por segundo.
La energía de un cuanto se calcula según:
E=hƲ
Efecto fotoeléctrico
En 1905, el físico alemán Albert Einstein,
apoyándose en la teoría de los cuantos, explicó
un fenómeno que la Física clásica no había
podido resolver, este era el efecto fotoeléctrico,
propiedad que presentan algunos metales de
emitir electrones al ser irradiados por un haz de
luz.
.
Radiación electromagnética
Se denomina radiación electromagnética
a la emisión y transmisión de energía en forma
de ondas electromagnéticas, las cuales se
componen de un campo eléctrico y uno
magnético. La luz visible es un ejemplo de
radiación electromagnética.
Según Einstein, la luz que incidía sobre la
superficie metálica es una corriente de diminutos
paquetes de energía. Cada paquete de energía,
llamado fotón, se comporta como una
pequeñísima partícula. La energía que
transporta cada fotón es proporcional a la
frecuencia del haz de luz utilizado y se puede
determinar con la ecuación de Planck.
La siguiente figura muestra el espectro
electromagnético que representa a todas las
formas de energía radiante.
Figura 1: Espectro electromagnético visible
Espectros atómicos
Si un elemento en estado gaseoso se
calienta a través de una descarga eléctrica,
emite luz. Si esa luz se hace pasar por un
prisma se descompone en radiación luminosa de
diferentes longitudes de onda y colores, que
puede recogerse en una pantalla en forma de
Figura 2: Efecto fotoeléctrico
1
MODELO ATÓMICO CIRCULAR DE BOHR
Bohr, utilizando como punto de partida el
átomo de Rutherford y solucionando los
problemas que presentaba, aplicó la hipótesis de
Max Planck al fenómeno de los espectros
atómicos, en particular las líneas que presentaba
el espectro del átomo de hidrógeno. De tal
manera, llegó a establecer un nuevo modelo
atómico que no se ajustaba a la física clásica
pero explicaba en forma coherente lo que
ocurría con el hidrógeno.
-
-
-
-
-
-
El átomo está formado por un núcleo
positivo y una envoltura donde giran
los electrones.
Los electrones describen orbitas
circulares estables alrededor del
núcleo. Cada orbita corresponde a un
nivel de energía permitido.
Mientras un electrón esté girando en
su nivel, no absorbe ni emite energía.
Cuando el electrón está en el nivel de
energía más bajo se encuentra en
estado fundamental.
Si el electrón absorbe suficiente
energía externa, puede pasar a un
nivel de mayor energía. Se dice que el
átomo está excitado.
Cuando un átomo excitado regresa a
un nivel de menor energía, emite
energía radiante (fotón).
El número máximo de electrones en
un nivel de energía corresponde a 2n2,
donde n es el nivel que se está
considerando.
Figura 3: Modelo de Bohr
MODELO MECANO-CUÁNTICO
El modelo de Bohr no era totalmente
correcto, ya que no explicaba las líneas
espectrales de átomos más complejos que el
hidrógeno. Por ello, este modelo sufrió
modificaciones con respecto a la visión de la
estructura del átomo, para lograr construir una
teoría capaz de explicar todos los fenómenos
observados en forma clara y precisa. Así surge
el modelo mecano cuántico.
Heisenberg planteó el principio de incertidumbre,
el cual indicaba que era imposible conocer
simultáneamente la posición y el movimiento de
un electrón. Mientras más exacta sea la
determinación de una de las variables, más
inexacta será la otra.
Si bien la mecánica cuántica no indica en
qué parte del átomo está un electrón, sí advierte
la región de mayor probabilidad en un momento
dado. Esta se conoce como orbital atómico.
Louis De Broglie
En 1924, Louis De Broglie concluyó que
las ondas se comportan como partículas y que
estas muestran propiedades ondulatorias. Toda
partícula en movimiento lleva asociada una
onda.
En mecánica cuántica se define orbital
como una zona del espacio donde existe mayor
probabilidad de encontrar un electrón.
Werner Heisenberg
En 1927, considerando el carácter
ondulatorio y corpuscular del electrón, Werner
2
DESCRIPCIÓN DEL ÁTOMO SEGÚN LA MECÁNICA CUÁNTICA
En 1926, Erwin Schrödinger modificó la
ecuación que describía una onda estacionaria
tridimensional, inspirado en las ideas de De
Broglie, imponiendo restricciones a las
longitudes de onda permitidas.
de un electrón, determina también el subnivel de
energía en el que se encuentra un orbital, dentro
de un cierto nivel energético. El valor de l se
designa según las letras:
Tipo de orbital
Valor de l
Postuló que los electrones se podían
considerar ondas, cuya trayectoria alrededor del
núcleo no se podía conocer. Entonces sólo es
posible determinar la zona de “probabilidad” de
encontrar al electrón. Aunque no se puede
determinar con exactitud la ubicación del
electrón es posible determinar áreas donde
exista una alta probabilidad de encontrar al
electrón.
s
0
p
1
d
2
f
3
Los orbitales que tienen el mismo valor de
n, reciben el nombre de “nivel” y los orbitales
que tienen igual n y l, “subnivel”.
Orbital s:
El
modelo
actual
propuesto
por
Schrödinger es un resumen de los trabajos de
Bohr, De Broglie y Heisenberg.
Orbital p:
El modelo actual, llamado mecanocuántico no circunscribe al electrón en una
órbita fija, sino que a una zona llamada “nube
electrónica” dentro de la cual existe una alta
probabilidad de encontrar al electrón. De
acuerdo con estas ideas, los modelos
matemáticos utilizados para representar la
posición de los electrones en el átomo se basan
en los llamados números cuánticos. Tanto la
energía como su nivel energético quedan
descritos por los siguientes cuatro números
cuánticos.
Orbital d:
Número cuántico magnético (ml)
Indica la orientación del orbital en el
espacio. Puede tomar valores entre:
- l… 0 …+l.
Número cuántico principal (n)
Especifica el nivel energético del orbital,
siendo el primer nivel el de menor energía, y se
relaciona con la distancia promedio que hay del
electrón al núcleo en un determinado orbital. A
medida que n aumenta, la probabilidad de
encontrar al electrón cerca del núcleo disminuye
y la energía del orbital aumenta. Puede tomar
los valores enteros: n = 1, 2, 3, 4…
Así, si l = 1, existen tres posibilidades de
ml; estas son -1, 0, +1. El subnivel p tiene 3
orbitales, que se designan por: px, py y pz.
Número cuántico de espín (ms)
El electrón posee su propio número
cuántico que da a conocer el sentido de rotación
del electrón en torno a su eje cuando se mueve
dentro de un orbital. El electrón solo tiene dos
posibles sentidos de giro, por lo que puede
tomar los valores de +1/2 (↑) o -1/2 (↓).
Número cuántico secundario (l)
Describe la forma geométrica del orbital.
Los valores de l dependen del número cuántico
principal. Puede tomar los valores desde l = 0
hasta l = n-1. En el caso de los átomos con más
3
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Se llama configuración electrónica al
grupo de números cuánticos que describen la
posición de todos los electrones para un estado
basal o fundamental del átomo, así como de ion
determinado. Corresponde a la forma en que se
distribuyen los electrones en los orbitales de un
átomo en su estado fundamental. Para
distribuirlos correctamente se deben considerar
los siguientes principios:
Principio de mínima energía de Aufbau
El estado fundamental, de mínima energía, es el
más estable. Los electrones deben ocupar los
orbitales en orden creciente de energía,
empezando por lo más cercanos al núcleo.
Figura 4: Regla de las diagonales
Regla de Hund
Los electrones van ocupando un subnivel, de
forma de que cada electrón adicional que entra
se ubique en orbitales diferentes con el mismo
espín
Para el caso del oxígeno (O) cuyo Z = 8,
ubicamos los electrones en cada uno de los
niveles de energía, comenzando por el más
cercano al núcleo.
↑↓
1s
Principio de exclusión de Pauli
Cada orbital acepta como máximo 2 electrones,
los que deben tener espines contrarios.
Dos electrones no pueden estar en un mismo
estado en un átomo, es decir, no pueden tener
sus cuatro números cuánticos iguales.
Respetar la capacidad máxima de
cada subnivel
-
Ubicar los electrones en cada uno de
los niveles de energía, comenzando
por el más cercano al núcleo, según la
regla de las diagonales.
↑↓
2p
↑
2p
↑
2p
Por lo tanto, la configuración electrónica
del oxígeno es 1s2 2s2 2p4.
Para átomos que tienen un número
atómico Z muy grande, es conveniente escribir
su configuración electrónica resumida. Esto
consiste en colocar el símbolo del gas noble
inmediatamente anterior entre corchetes, para
luego escribir la configuración de los electrones
restantes.
Para el caso del magnesio (Mg), que tiene
un Z = 13, el gas noble inmediatamente anterior
a la posición del magnesio es el neón (Ne). El
neón tiene diez electrones en total, por lo que
solo restaría ubicar tres electrones.
¿Cómo
escribir
las
configuraciones
electrónicas?
Para escribir las configuraciones se debe:
- Buscar el número de electrones que
tiene el átomo, es decir, su Z.
-
↑↓
2s
4
Configuración normal
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Configuración resumida
[Ne] 3s2 3p1
EJERCICIOS PSU
1. El siguiente enunciado “el electrón cuando
gira en una órbita determinada no absorbe ni
emite energía”. Corresponde a uno de los
postulados de:
a) Dalton.
b) Bohr.
c) Thomson.
d) Rutherford.
e) Einstein.
5. El principio de exclusión de Linus Pauli
indica que
a) Un átomo no puede tener dos
electrones con los cuatro números
cuánticos iguales.
b) En un átomo todos los electrones se
distribuyen al azar.
c) En un átomo los electrones tienen
diferentes energías.
d) En un átomo los electrones se ubican
prioritariamente de manera que tengan
distinto spin.
e) Los orbitales s tienen igual energía que
los orbitales p y d.
2. En el modelo atómico moderno ¿qué
representan el número cuántico l?
a) La forma que toman los giros de los
electrones.
b) La posición exacta de encontrar un
electrón.
c) La disposición de los neutrones en un
átomo.
d) La zona de probabilidad de encontrar un
electrón.
e) La posición de los protones en un
átomo.
6. Si el valor de l es 3 ¿Qué tipo de subnivel
está relacionado con dicho valor?
a) s
b) p
c) d
d) f
e) g
3. ¿Cuál es la configuración electrónica del
elemento 31 ?
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 4s2
e) 1s2 2s2 2p4 3s2 3p4 4s2 3d1
7. ¿Cuántos electrones pueden existir en un
átomo que tiene completo hasta el nivel 2?
a) 2
b) 4
c) 6
d) 8
e) 10
4. ¿Cuál de los siguientes conjuntos de
números cuánticos n, l, m y s representan la
posición del último electrón para el ion Ca+2
(Z=20)?
a) 3
1
+1
- 1/2
b) 3
2
-1
+1/2
c) 3
0
0
+1/2
d) 4
3
+2
- 1/2
e) 3
2
-1
+1/2
8. ¿Qué información proporciona el número
cuántico m?
a) El sentido de giro del electrón en torno a
su eje
b) La distancia entre el núcleo y el último
electrón.
c) El nivel energético del electrón.
d) La forma de la nube electrónica.
e) La orientación de la nube electrónica
frente a un campo magnético.
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9. Si el número cuántico n =5, ¿cuál o cuáles
son los valores del número cuántico l?
a) 3
b) 2 y 3
c) 1, 2 y 3
d) 0, 1, 2 y 3
e) 0, 1, 2, 3 y 4
13. ¿Cuál de los siguientes esquemas
representan la configuración electrónica del
nitrógeno (Z=7) en forma correcta?
a)
b)
c)
d)
e)
10. ¿Cuántos subniveles tiene un átomo
cuando el valor de n = 2?
a) 9
b) 5
c) 4
d) 3
e) 1
[He]
[He]
[He]
[He]
[He]
2s
↓↓
↓↓
↓↑
↓↑
↓↑
↓
↑
↑
↑
↑
2p
↑
↑
↑
↑
↓
↑
↑
↑
↓
↑
14. Si el número atómico de un elemento es 16
entonces la configuración electrónica del X2- es
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s1
c) 1s2 2s2 2p6 3d8
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
11. Un elemento neutro que ha adquirido
electrones se transforma en un:
a) Catión.
b) Cátodo.
c) Anión.
d) Átomo.
e) Barión.
12. A qué principio corresponde el siguiente
enunciado: “los electrones alcanzan su mínima
energía potencial cuando giran con el mismo
“spin”
a) Máxima multiplicidad de Hund
b) Electrónica de Lewis
c) Mínima energía de Pauli.
d) Exclusión de Pauling.
e) De máxima energía de Aufbau.
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