T.12+ESTRUCTURA+ATÓMICA

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IDEAS PREVIAS
Experiencia de Rutherford con partículas alfa. ||
 * ** IDEAS ** || ** EN QUÉ SE BASAN ** ||
 * Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por los electrones, que se encuentran en la corteza. || Experiencias de Thomson con tubos de descarga.
 * El número de protones que existen en el núcleo es igual al número de electrones que lo rodean. Este número es un entero y se denomina número atómico (Z). || Los átomos tienen carga eléctrica nula. ||
 * La suma de protones y neutrones del núcleo se denomina número másico del átomo (A). || Chadwick descubre la existencia de neutrones en el núcleo atómico. ||

Modelo de Thomson
El átomo es una esfera maciza en la que la carga positiva se distribuye uniformemente, llevando embutidos en ella los electrones (carga negativa)

Modelo de Rutherford
El átomo consta de un núcleo central donde se encuentra la carga positiva (protones) y la masa (protones y neutrones) y una corteza formada por los electrones (carga negativa) que ocupan la mayor parte del átomo.

Modelo de Bohr
E=h n Los átomos excitados se desactivan emitiendo radiaciones diferentes que impresionan las placas fotográficas produciendo una serie de rayas. Son los espectros atómicos. A cada raya le corresponde una energía (E=h n), y su valor depende de la frecuencia. Por tanto, los electrones poseen mayor o menor energía dependiendo de la posición que ocupen en el átomo. Postulados: 1- Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares, sin emitir energía. 2- Cuando un electrón de un átomo excitado salta de una órbita exterior a otra interior emite energía radiante: D E =E2-E1= h n.  3- Sólo son posibles las órbitas en las cuales el momento angular del electrón es igual a un número entero de unidades h/2 p. mvr=nh/2 p
 * Teoría cuántica sobre la energía (Max Planck, 1901): ** la energía no puede ser absorbida o desprendida de forma continua, sino en cantidades pequeñas y determinadas, múltiplos de una unidad fundamental que llamó cuanto y que representa la menor cantidad posible de energía.

Modelo de Sommerfield
Propone un modelo en el que las órbitas son elípticas, por lo que son necesarios dos números cuánticos. El modelo de Bohr explica solamente el espectro del átomo de hidrógeno, pero no el de los demás elementos químicos. Para Bohr, los electrones se mueven en órbitas concretas y con velocidades conocidas, lo que hoy no se puede admitir, si se tiene en cuenta el principio de indeterminación de Heisenberg y la dualidad onda-corpúsculo que se le atribuye al electrón (De Broglie). Con el modelo de Sommerfield, aunque se mejoraban los resultados, no se podía explicar todo todavía.

Modelo cuántico
Las técnicas espectroscópicas, que mejoraban día a día, permitieron observar que las rayas del espectro eran dobletes en los que las dos líneas estaban tan próximas entre sí que apenas se distinguían. Al analizar el espectro de un átomo situado en un campo magnético, éste resultaba mucho más complejo que el espectro del mismo átomo en ausencia del campo (efecto Zeeman). Las claves para superar el modelo atómico de Bohr fueron: - Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie): l = h/mv - Propiedades ondulatorias de los electrones (Heisemberg y Schrödinger) Los niveles de energía permitidos a los electrones en su movimiento alrededor del núcleo se expresan mediante los números cuánticos __ Número cuántico principal (n) __, que indica el volumen efectivo del nivel energético y puede tomar los valores n=1, 2, 3, …, que corresponden a los niveles designados por las letras K, L, M, N, O, … __ Número cuántico secundario, orbital o azimutal (l) __, que puede tomar los valores enteros comprendidos entre 0 y (n-1). l=0, 1, 2, …, (n-1). Este número determina la forma general de la región por la que se mueve el electrón. Según el valor que tenga el número cuántico orbital, los orbitales toman nombres diferentes: “s“ para l=0, “p“ para l=1, “d“ para l=2, “f “ para l=3, … __ Número cuántico magnético (m) __, que determina la orientación de los orbitales dentro de un campo magnético exterior. Según la orientación que tengan, m puede tomar los valores enteros comprendidos entre –l y +l. // Estos tres números determinan un orbital electrónico (región del espacio de un átomo, donde la probabilidad de encontrar un electrón moviéndose alrededor del núcleo es muy alta, superior al 90%) // __ Número cuántico de spin (s) __, representa el momento de rotación del electrón y sólo puede tomar los valores +1/2 y -1/2. Su valor no depende de los demás números cuánticos. Se denomina así a la distribución de los electrones en los orbitales de un átomo. Para establecer la configuración electrónica se deben seguir las siguientes reglas: Se puede utilizar la regla de Madelung: La energía de un orbital depende de los números cuánticos n, l y m. (sin campo magnético sólo de n y l). Cálculo: a) Sumar n y l b) Tiene menor energía el que tiene n+l más bajo. c) Si hay empate, tiene menor energía el de n menor.
 * Configuración electrónica ** :
 * 1) Principio de relleno: los electrones ocuparán primero aquellos orbitales cuya energía sea menor.
 * 1s2 || || || ||
 * 2s2 || 2p6 || || ||
 * 3s2 || 3p6 || 3d10 || ||
 * 4s2 || 4p6 || 4d10 || 4f14 ||
 * 5s2 || 5p6 || 5d10 || 5f14 ||
 * 6s2 || 6p6 || 6d10 || ||
 * 7s2 || || || ||
 * 1) Principio de exclusión de Pauli: en un átomo no pueden haber dos electrones cuyos cuatro números cuánticos sean iguales. Por lo tanto, en un orbital puede haber un máximo de dos electrones, cuyos spines respectivos serán +1/2 y -1/2. El número máximo de electrones que caben en un nivel es 2n2.
 * 2) Principio de Hund o de la máxima multiplicidad: cada uno de los orbitales degenerados ha de estar ocupado por un electrón antes de asignar un segundo electrón a cualquiera de ellos. Los spines de estos electrones deben ser iguales.

La regla de Hund se basa en el hecho de que los electrones se repelen el uno al otro. Al ocupar diferentes orbítales, los electrones permanecen tan alejados uno de otro, como es posible, minimizando las repulsiones electrón: