Pontificia Universidad Católica de Valparaíso
Instituto de Química
Teoría Atómica Moderna
FUNDAMENTOS DE QUÍMICA
QUI-123
EVOLUCION DEL MODELO ATOMICO
Dalton, 1808
Thomson, 1904
Cargas positivas y negativas
Rutherford, 1910
El núcleo
Bohr, 1913
Niveles de energía
Schrödinger, 1926
Modelo de nube de electrones
Modelo atómico de Thomson
Región positiva.
Experimento de Rutherford
(Premio Nobel de Química 1908)
1. Los átomos con carga positiva están concentrados en el núcleo
2. Los protones (+) tiene carga opuesta al electrón (-)
3. Las masa del p+ es 1840 veces la masa del e- (1.67 x 10-24 g)
http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1-CDQuimicaTIC/FlashQ/1Estructura%20A/ExperienciaRutherford/Thomson-Rutherford.htm
Experimento de Chadwick (1932)
átomos de H = 1 p; átomos de He =2 p
masa He/masa H debería dar 2
Medida real masa He/masa H = 4
neutrón (n) es neutro (carga = 0)
masa de n ~ masa p = 1.67 x 10-24 g
(Chadwick)
(Compuesto de Uranio)
Modelo atómico de Rutherford : Concepto de átomo
Nuclear… (1904)
Radio atómico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m
Radio nuclear ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m
Teoría atómica de Bohr
Núcleo :
Protones
Región
extranuclear
Electrones
e-
Neutrones
p+
nº
Válido sólo
para especies
con 2e- 
En la actualidad es posible fotografiar
átomos: Ej. átomos de una superficie
de
oro
Obtenida con un
microscopio de Fuerza atómica.
Animación de átomos Fotografiados
con microscopio de barrido de tunel
Estructura atómica.
(1897)
Protones
(1910)
Neutrones
(1932)
Partículas Subatómicas.
Partícula Símbolo Carga Ubicación Masa,g
Protón
p+
+1
núcleo
1,67x10-24
Neutrón
n°
0
núcleo
1,67x10-24
electrón
e-1
exterior
9,11x10-28
¿En qué se diferencian un
Átomo de otro ?
•Átomos diferentes tienen distinto número
de protones y de neutrones en sus núcleos
•Para determinar cuántos protones y neutrones
hay en un átomo, se debe conocer el número
atómico (Z) y el número másico (A).
Estructura Atómica
NÚMERO ATÓMICO (Z) es el número de protones en el átomo.
En un átomo neutro el número de protones es igual al número de
electrones.
Z = NÚMERO DE PROTONES
NÚMERO MÁSICO (A) es la suma del número de protones y de
neutrones.
A = Nº DE PROTONES + NEUTRONES
Representación.
Para representar el número atómico y másico se
utiliza la siguiente simbología
X= símbolo del elemento
A= número másico
Z= número atómico
A
Z
X
Cálculos de Z y A
Para determinar el número de neutrones
en el núcleo , dados Z y A , se resta el Z
( número de protones) del A
número de neutrones = A - Z
EJEMPLO Determine las partículas fundamentales del átomo de
potasio ( K) e (Ir) respectivamente:
Z= 19
Z= 77
y
y
Iones
Cl- Z 17 y A 35
Mg 2+ Z 12 A 24
A = 40
A = 193
Orbital atómico
• Se considera como la función de onda del
electrón de un átomo
• Tiene energía y distribución características
de la densidad electrónica
Spin del electron:
• propiedad a la que se asocia un campo
magnético intrínseco del electrón
• intuitivamente, se atribuye a una rotación del
electrón en torno a un eje de simetría
•Electrones se comportan como pequeños
imanes
•Al girar sobre su propio eje generan un campo
magnético
Orbitales Atómicos
¿Qué forma tienen los orbitales?
• Un orbital carece de forma definida porque la función de
onda que lo distingue se extiende desde el núcleo hasta
el infinito.
• Se puede encontrar un electrón en cualquier lugar
• La mayor parte del tiempo está muy cerca del núcleo
• Diagrama de contorno de superficie: abarca
alrededor del 90% de la densidad electrónica
total en un orbital
Estos orbitales tienen el mismo tamaño, forma y energía, sólo
difieren en su orientación
• orbitales f (l = 3)
Energía de los Orbitales
Energía de los orbitales de Átomo de Hidrógeno
Niveles de Energía de los orbitales
Átomo de Hidrógeno
Niveles de Energía de los orbitales
Átomo Polielectrónico
Configuración Electrónica
 Sirve
para entender el comportamiento electrónico de
los átomos polielectrónicos.
Escritura de las configuraciones electrónicas de los
átomos que se encuentran en estado fundamental
Se lee “uno s uno”
Orden de llenado de los subniveles atómicos en un
átomo polielectrónico.
El principio de exclusión de Pauli.
Sólo 2 electrones pueden coexistir en el mismo orbital
atómico, y deben tener espines opuestos
c) 1 e-  (1, 0, 0, +1/2)
1 e-  (1, 0, 0, - 1/2)
a) y b) prohibidos
Diamagnetismo y Paramagnetismo
• Sustancias paramagnéticas: son atraídas por un imán.
Poseen espines paralelos.
• Sustancias diamagnéticas: son repelidas levemente
por un imán. Poseen espines apareados o antiparalelos.
Paramagnetic
Electrones desapareados
2p
Diamagnetic
Todos electrones apareados
2p
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
• En un átomo polielectrónico cada electrón es simultáneamente:
- atraído por los protones del núcleo
- repelido por los otros electrones
• Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el
electrón reducirá la atracción que “siente” el electrón por parte
del núcleo.
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
• A la carga neta positiva que atrae al electrón se le denomina carga
nuclear efectiva.
• La carga positiva que es sentida por los electrones más externos de
un átomo es siempre menor que la carga nuclear real, debido a que
los electrones internos apantallan dicha carga.
• La extensión del apantallamiento de un electrón por parte de los
electrones más internos dependerá de la distribución de los
electrones alrededor del núcleo.
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
• Si nos basamos en la forma de los orbitales la probabilidad de
estar cerca del núcleo según el tipo de orbital será:
Disminuye poder de penetración
Efecto pantalla en átomos polielectrónicos
Estabilidad de un electrón, determinada por la fuerza de
atracción del núcleo.
Ejemplo:
Un electrón en 2s tendrá menor energía que un electrón en 2p.
Quitar un electrón en 2p demanda menos energía de la
necesaria para un electrón en 2s porque el núcleo atrae con menos
fuerza a un electrón en 2p
Regla de Hund
“la distribución electrónica más estable en los subniveles es la
que tiene mayor número de espines paralelos”
La distribución del diagrama c) satisface esta condición
Ejemplo:
La estructura electrónica del 7N es: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
Reglas generales para la asignación de electrones en
los orbitales atómicos.
• Cada capa o nivel de número cuántico principal n contiene n
subniveles.
Ej: si n=2, hay 2 subniveles (2 valores de l) de números cuánticos
de momento angular 0 y 1.
• Cada subnivel de número cuántico l contiene (2l+1) orbitales.
Ej: si l=1, hay 3 orbitales p.
• Cada orbital admite un máximo de 2 electrones. Por tanto, el
máximo de electrones es simplemente el doble del número de
orbitales empleados.
Principio de construcción o de Aufbau.
•Aufbau: “construcción progresiva” en alemán
“Los protones se incorporan al núcleo de uno en uno para
construir los elementos, los electrones se suman de la misma
forma a los orbitales atómicos”
NOTACIÓN DE KERNEL
Manera simplificada de escribir la configuración electrónica es
utilizando los gases nobles:
1.- Conocer el nº de electrones (Z).
2.- Con Z, seleccionar el gas noble que tengan un número atómico
lo más cercano pero menor.
3.- Escribir la configuración con el gas noble elegido y completar
según diagrama de energía.
• Las configuraciones electrónicas de todos los
elementos se representan por un núcleo de gas noble.
• Ejemplos:
Mg: [Ne]3s2
Al: [Ne]3s23p1
Si: [Ne]3s23p2
P: [Ne]3s23p3
S: [Ne]3s23p4
Cl: [Ne]3s23p5
Ar: [Ne]3s23p6
Se coloca entre paréntesis
el símbolo del gas noble
que antecede al elemento
EJEMPLOS
He2 nivel 1
Li3 [He]22s1 ¿NIVEL ?
Ne10 nivel 2
Mg12 [Ne]103s2 ¿NIVEL ?
Ar18 nivel 3
As33 [ Ar]184s23d104p3
¿NIVEL ?
Configuración Electrónica de Iones
Na [Ne]3s1
Na+ [Ne]
Ca [Ar]4s2
Ca2+ [Ar]
Al [Ne]3s23p1
Al3+ [Ne]
Átomos que ganan
electrones para alcanzar
configuración de gas
noble, se denominan
Aniones
Átomos que pierden
electrones para alcanzar
configuración de Gas noble se
denominan Cationes
F 1s22s22p5
F- 1s22s22p6 o [Ne]
O 1s22s22p4
O2- 1s22s22p6 o [Ne]
N 1s22s22p3
N3- 1s22s22p6 o [Ne]
Se pueden dar casos como:
Na+ : [Ne]
Al3+ : [Ne]
O2- : 1s22s22p6 o [Ne]
F-: 1s22s22p6 o [Ne]
N3-: 1s22s22p6 o [Ne]
Na+, Al3+, F-, O2- y N3- se dice que son isoelectrónicos
con el Ne
¿Cuál elemento neutro será isoelectrónico con H- ?
H-: 1s2
Igual configuración electrónica que He
Configuracións Electrónica de Cationes de
Metales de Transición
Cuando se forma un catión de un átomo de un metal de
transición, los electrones son removidos primero desde
orbitales ns y luego desde orbitales (n – 1)d.
Ejemplos
Fe:
[Ar]4s23d6
Fe2+: [Ar]4s03d6 o [Ar]3d6
Fe3+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5
Mn:
[Ar]4s23d5
Mn2+: [Ar]4s03d5 o [Ar]3d5
Ejercicio:
Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos,
Mg (Z=12)
Ca (Z=20)
Cu (Z=29)
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Teoría Atómica Moderna 1