Estructura Atómica

Partes del Atomo

El átomo esta diferenciado en dos zonas , NUCLEO y CORTEZA

Núcleo

Es la parte central del átomo. En el se encuentra concentrada la masa del átomo, es el responsable de las propiedades física del átomo .

En el núcleo se existen dos tipos de partículas Protones y Neutrones que genéricamente se les llaman Nucleones .

Protones, son partículas que tienen 1 unidad de masa y 1 unidad de carga.

Neutrones, son partículas que tienen 1 unidad de masa y no tienen carga.

Nº Atómico, se define como el nº de protones (Z) que tiene el núcleo de ese átomo.

Nº Másico, (M) también (A) se define como la suma de nº de protones y neutrones del núcleo.

Corteza

Es la parte periférica del átomo, de naturaleza discontinua. De la corteza dependerán las propiedades químicas del átomo, las partículas presentes en la corteza son los electrones que son partículas de masa despreciable y de 1 unidad de carga negativa.

Teorías acerca de la estructura de la Corteza

Teoría de Rutherford

Los electrones se encuentran en la corteza girando alrededor del núcleo en órbitas circulares concéntricas. De esta forma la fuerza centrifuga, originada en todo giro, se opone a la fuerza de atracción eléctrica realizada sobre el núcleo, cargado positivamente.

Limitaciones de la Teoría de Rutherford

El descubrimiento de los espectros de emisión, en los que se obtienen bandas correspondientes a los niveles de energía de las distintas órbitas, hacen suponer que el electrón emite energía lo que provocaría una disminución de su energía cinética , Ec=1/2 m·v2 , y por tanto una disminución de su velocidad. Haciendo que la fuerza centrifuga Fc=m·v2/R disminuya, por lo cual acabaría siendo superada por la fuerza atractiva hacia el núcleo de naturaleza eléctrica, provocando la precipitación de electrones sobre el núcleo.

Teoría de Bohr

Fundamenta su teoría en tres postulados :

1.- Mientras 1 electrón permanece en su órbita no emite energía.

2.- Cada órbita representa 1 nivel homogéneo y cuantizado de energía, la cantidad de energía de cada órbita, que es un múltiplo de la constante cuántica de Planck, es igual a la cantidad de movimiento del electrón por la longitud de la órbita.

M·v·2R=n·h

n= constante cuántica de Planck

h= nº cuántico principal

3.- Cuando un electrón pasa de un nivel de mayor energía a otro de menor energía emite la diferencia en forma de energía radiante

E1-E2 = h energía radiante

Configuración de la corteza según Bohr

Según Bohr los electrones se encuentra en la corteza en distintos niveles energéticos : K L M N O P Q , para referirse a ellos define el nº cuántico principal n que toma valores del 1 al 7

Dio una formula para obtener el nº máximo de electrones que puede alojar un nivel, dicha formula es :

nº máximo = 2n2

siendo n el nº cuántico principal

Limitaciones de la Teoría de Bohr

El avance de la técnica espectrográfica pone de manifiesto zonas de distinta intensidad dentro de una banda del espectro. Para corregir este posible error Zeeman y Sommerfeld definen sus niveles de energía dentro de un mismo nivel y lo explican afirmando que las órbitas no son circulares sino elípticas , aumentando la excentricidad de la elipse.

Para referirse a los subniveles empleaban las letras s p d f y para obtener únicamente el subnivel en que se encuentra un electrón, definieron el nº cuántico secundario o acimutal (l) que toma valor 0-n-1

l=0-n-1

Al ser elípticas pueden presentar distintas orientaciones en el espacio. Se define al orbital como le región del espacio en el que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

Para referirse a los orbitales introdujeron el nº cuántico magnético (m) que toma valores de -l hasta +l m: -l ! +l

Esto solo para este nivel p

Número cuántico SPIN (s)

Los electrones están dotados de un giro sobre un eje imaginario que pasa por su centro. Se detectaron electrones con memento dipolar positivo (destróginos) y electrones con memento dipolar negativo (levogino) .

Para determinar el momento dipolar de un electrón en la corteza se introdujo el nº cuántico SPIN que toma valores ±1/2 según que el electrón sea dextrógino o levógino .

Cada orbital aloja a lo sumo 2 electrones

s=2 p=6 d=10 f=14

Principio de exclusión de Pauli

No puede haber en el mismo orbital dos electrones con el mismo SPIN o no puede haber 2 electrones con 1 mismo átomo que tenga los 4 nº cuánticos iguales.

Principio de Máxima Expansión de HUND

Los electrones que rellenan 1 subnivel lo hacen cubriendo el mayor nº posible de orbitales

Posible Pregunta de Examen

• Estructura del núcleo

• Corteza:
  a) Modelo de Rutherford, limitaciones. b) Enuncie los postulados de Bohr

• Nos cuánticos.

• Concepto de orbital atómico.

• Principio de exclusión de Pauli