Estás en: Inicio > Estructura atomica
 
General
Top descargas  
Elergonomista
Objetivos
Contenido
Estequiometría
Estructura atómica
Tabla periodica
Enlace ionico
Enlace covalente
Fuerzas intermoleculares
Teoría cinético molecular
Leyes de los gases
Líquidos  
Sólidos
Utilidades
  Disoluciones
  Presion osmótica
  Termodinámica
  Entalpía
  Leyes de la Termodinámica
  Calorimetria
  Termoquimica
  Entropia



Estructura atomica

La idea de que la materia está constituida por partículas muy pequeñas es muy antigua, y ya aparece recogida en los escritos de Demócrito (400 a. C.). Sin embargo la primera evidencia experimental fue establecida en 1805 por Dalton, cuya teoría atómica en lo esencial ha soportado bastante bien el paso de los años. La teoría atómica de Dalton tiene tres postulados:

  1.  Los elementos están constituidos por partículas pequeñas llamadas átomos. Los átomos de los mismos elementos tienen las mismas propiedades.
  2.  Los átomos de distintos elementos tienen distintas propiedades. En una reacción química ordinaria los átomos no pueden desaparecer ni dar lugar a otros átomos.
  3.  Un compuesto es la combinación de átomos de dos o más elementos.

Los científicos se empezaron a preguntar si habría partículas subatómicas. Thomson, Millikan y Rutherford fueron los pioneros en su descubrimiento. En 1897 Thomson realizaba experimentos en los que estudiaba el efecto de grandes voltajes en gases. Aplicó una diferencia de potencial entre dos electrodos situados en un tubo de vidrio sellado y lleno de gas. Observó unos rayos que salían del cátodo hacia el ánodo. Estos rayos tuvieron dos grandes consecuencias. 1) Estos rayos catódicos son corrientes de partículas cargadas negativamente (electrones). 2) La televisión. Thomson propuso un modelo atómico según el cual los átomos eran esferas macizas de carga positiva, con los electrones en su interior de modo que globalmente eran neutros.

Millikan en 1910 logró determinar el valor de la carga del electrón en 1’602 10-19 Culombios. En el mismo año, Rutherford y sus estudiantes realizaron en experimento consistente en bombardear una lámina muy fina de oro con partículas alfa (átomos de He sin electrones), y recogían el resultado en una placa fotográfica. Observaron que la mayor parte de las radiaciones atravesaban el oro sin desviarse, unas pocas se desviaban ligeramente, y muy pocas rebotaban. Para explicar esto ideó una nueva teoría atómica. Según ésta el átomo consta de un núcleo pequeño con relación al tamaño total del átomo. Este núcleo tiene la mayor parte de la masa, además de la carga positiva del átomo. Los electrones giran en órbitas como planetas alrededor del núcleo. Con este modelo se puede aplicar la ley de Coulomb. Aquí los electrones giran en órbitas circulares fijas y explica que los electrones no son atraídos por el núcleo debido a la gran velocidad a la que se mueven.

Newton fue uno de los primeros científicos que demostraron con un prisma que la luz blanca se componía de varios colores. Gran parte del conocimiento de la estructura atómica se debe al avance de la espectroscopia (análisis de la radiación absorbida o emitida por una sustancia). Cuando los electrones se calientan o sus vapores se someten a descargas eléctricas emiten luz de distintos colores. Esto es así porque los átomos adquieren una energía que cambia su estructura atómica. Cuando el átomo se reajusta emite esa energía en forma de cuantos de energía (la energía que posee un fotón).

El átomo de H cuando se calienta muestra tres líneas en su espectro visible. La más intensa aparece a 656 nm (rojo). La frecuencia de todas las líneas de todo el espectro del hidrógeno se puede calcular con:

Cuando nf= 1 las líneas aparecen en el UV (serie Lyman).
Cuando nf= 2 las líneas aparecen en el espectro visible (serie Balmer).
Cuando nf= 3 las líneas aparecen en el IR (serie Paschen).

Plank, en el 1900, concluyó que la radiación no puede ser emitida ni absorbida de forma continua, sino en unas cantidades definidas múltiplos de la frecuencia de luz correspondiente. La energía se absorbe o se emite en unidades llamadas cuantos ó fotones.

En 1913 se conocía el espectro del H y la hipótesis de Plank. Entonces Bohr establece su modelo de tres postulados.

Un electrón, cuando se mueve en una órbita no emite energía (es estacionario). Al no emitir energía su velocidad es constante y no acerca al núcleo.

Para un electrón sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento cinético es un múltiplo de:

Orbitas

La energía liberada cuando un electrón pasa de una órbita superior a otra inferior es: Ea - Eb = h · n

La teoría de Bohr sólo explica átomos monoelectrónicos (H, He+, Li+2). Luego se vio que es espectro del H era más complejo. Entonces Sommerfield dedujo que debían existir electrones en la misma capa con niveles de energía diferentes, por lo que podían producir rayos de distinta longitud de onda.
Para una órbita n hay n subórbitas, una circular y n-1 elípticas. Se añade entonces un segundo número cuántico (l) que delimita la subórbita. Por otra parte se probó experimentalmente que cuando un átomo se somete a la acción de un campo magnético su espectro se complica aún más (por el efecto Zeeman). Para explicarlo se añade otro número cuántico (m) que indica las distintas orientaciones que sufren las subórbitas cuando se someten a la acción de un campo magnético.

Descripción mecanocuántica del átomo de H:

Principio de la dualidad onda-corpúsculo: El hecho de que la luz tenga propiedades tanto ondulatorias como de partículas sugirió a De Broglie que partículas muy pequeñas como el electrón puedan tener propiedades ondulatorias en determinadas circunstancias. Él predijo que una partícula de masa m y velocidad v debe tener asociada una onda cuya longitud es:Dualidad onda corpusculo

Esa idea se extendió y generalizó a toda la materia y así se determinó que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda con una longitud de onda  determinada según la ecuación anterior. Las partículas con masa muy grande tienen longitudes de onda muy pequeñas, mientras que las partículas pequeñas, con una masa comparable a la constante de Plank, tienen longitudes de onda apreciables.

Principio de incertidumbre de Heisemberg: Uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica es la imposibilidad de conocer con exactitud la trayectoria de un electrón en torno a un núcleo.
El principio enunciado en 1927 nos dice que es imposible saber con exactitud la posición y la cantidad de movimiento de una partícula.Consecuencia de este principio, es lógico pensar que la teoría de Bohr es incorrecta y debemos sustituir el concepto de órbita por el de orbital, que indica la probabilidad de hallar un electrón en una zona determinada.

Ecuación de onda de Schrodinger: Partiendo de la idea de que toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, Schrodinger halló la ecuación de onda que permite describir su movimiento. A las soluciones de esta ecuación se les llama funciones de onda (02), y definen a la partícula. A partir de la función de onda se puede saber la probabilidad de hallar un electrón en un punto de una región determinada del espacio.

La ecuación de onda es una ecuación diferencial, y si se intenta resolver se ve que sólo tiene soluciones para determinados valores de E que están cuantizados por números cuánticos n, l y m.

n: 1...04

l: 0...n-1

m: -l, 0, +l

El electrón no describe una órbita de radio definido. Al volumen del espacio en el que es más probable hallar al electrón se le llama orbital electrónico y matemáticamente se define por las soluciones a la ecuación de onda. Cada combinación n, l, m representa un orbital.

Significado de los números cuánticos:

  1. n representa el nivel energético así como el volumen en el espacio.
  2. l define la forma geométrica del orbital.
  3. m define la orientación del orbital en el espacio. Hay un total de 2n+1 orientaciones posibles.
  4. s o número cuántico de spin que se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético que este giro produce. Puede tomar los valores 051/2.

Si los valores de n, l y m definen un orbital, el principio de exclusión de Pauli nos dice que no puede haber dos electrones en un orbital con los cuatro números cuánticos iguales.

Así, n nos da el número de nivel y el número de subniveles. El valor de n2 nos da el número de orbitales atómicos. 2n2 nos da el número de electrones máximos por nivel.

La ecuación de Schrodinger sólo se puede resolver matemáticamente para el H. Para átomos polielectrónicos se vuelve muy compleja y es necesario hacer aproximaciones matemáticas. En resumen las principales diferencias entre el átomo de hidrógeno y los átomos polielectrónicos son:

  1. El núcleo de un átomo polielectrónico está mas cargado que el de H, lo que disminuye la energía de los electrones. Por otra parte entre los electrones hay fuerzas de repulsión, lo que aumentar su energía. Esto se traduce en que los átomos tienen orbitales parecidos a los del H pero con distintas energías.
  2. En el átomo de H la energía depende sólo de n, y así todos los orbitales de la misma capa tienen la misma energía. En los átomos polielectrónicos la energía depende de n y l.

La energía del orbital s es menor que la del p, y éste tiene menos energía que el d, etc...

1s< 2s< 2p< 3s< 3p< 4s< 3d<...

Al representar la configuración de los orbitales de un átomo, o lo que es lo mismo, el modo en el que se ordenan los electrones en las diversas capas de menor a mayor energía, sabremos que en el primer nivel existe un orbital 1s, en el segundo nivel hay un 2s y tres 2p, en el tercero existen un 3s, tres 3p y cinco 3d, y así progresivamente.
Hay que tener en cuenta tres reglas o principios a la hora de realizar las configuraciones electrónicas.

  1. El principio de exclusión de Pauli: ya explicado anteriormente.
  2. El principio de Aufbau: los electrones se colocan empezando por los niveles de menor energía.
  3. El principio de Hund: mientras sea posible, los electrones se sitúan en cada subnivel energético con los spin desapareados.

Si tenemos dos orbitales con el mismo n+l, el de menor energía será el de menor l.

 

©2004 Elergonomista.com