Atomos

Estructura electrónica de los átomos y propiedades periódicas. Enlace químico.

V. López-Arza Ló pez-

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Estructura electrónica de los átomos y propiedades periódicas. Enlace químico.
• Introducción • Modelos atómicos. Descripción mecano-cuántica del átomo • Configuraciones electrónicas • Tabla periódica • Propiedades periódicas • Enlace químico
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Laestructura electrónica
Es primordial conocer :
La distribución espacial de los electrones. La energía de los diferentes estados electrónicos.

¿Por qué?
De ella dependen: Las propiedades de los átomos. Las propiedades químicas de las sustancias.

La herramienta:
Los espectros atómicos.
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Breve resumen de los modelos atómicos
- Teoría atómica de Dalton: La materia esdiscontinua y está formada por partículas inalterables e indivisibles, los átomos. - Modelo atómico de Thomson (1904): El átomo está formado por las cargas negativas, los electrones, incrustados en una masa de carga positiva. - Modelo atómico de Rutherford (1911): El átomo está formado por un núcleo donde se alojan la carga positiva y la casi totalidad de la masa, rodeado de una corteza formadapor los electrones que giran a su alrededor.
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Breve resumen de los modelos atómicos
- Modelo atómico de Bohr (1913): Se basa en la teoría cuántica.

La luz tiene una naturaleza dual: 1. como una onda 2. como un haz partículas (fotones) Fotón es una “partícula” de luz y su energía es un cuanto. Energía de un cuanto: E = hν
Constante de Planck (h) h = 6.63 x 10-34J•s
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Modelo atómico de Bohr (1913)
1. El e- gira en orbitas circulares de radios definidos. 2. Los e- en estas órbitas poseen una energía fija y definida.

En = -RH (

1 n2

)

n (nº cuántico principal) = 1,2,3,… RH (Constante Rydberg) = 2.18 x 10-18J

3. La emisión de luz (fotón) se debe a la caída del e- desde un nivel de mayor energía a otro de menorenergía. Efotón = ∆E = Ef – Ei = hυ
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E = hν

E = hν
Analogía mecánica del proceso de emisión. La pelota puede parar en cualquier peldaño pero nunca entre dos.

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ni = 3 ni = 2

ni = 3

Efotón = ∆E = Ef - Ei 1 Ef = -RH ( 2 ) nf 1 Ei = -RH ( 2 ) ni 1 1 ∆E = RH ( 2 ni n2 f

nf = 2

Niveles de energía del átomo de H y las distintasseries de emisión.

)

nnf= 11 f =

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ni = 4 ni = 3 ni = 3

ni = 2 nnf== 2 2 f

Niveles de energía del átomo de H y las distintas series de emisión. nnf== 1 1 f

1 ∆E = RH ( 2 ni
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1 n2 f

)
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Breve resumen de los modelos atómicos
- Modelo mecano-cuántico: El electrón presenta propiedades corpusculares. ondulatorias y

Esimposible determinar con exactitud la posición de un electrón alrededor del átomo (Principio de incertidumbre de Heisemberg). El orbital atómico es la región donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los estados energéticos permitidos para el átomo y la molécula se distinguen entre sí mediante cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms.
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Números cuánticosNúmero cuántico principal
Toma los valores n =  1,2,3,4,..... 

Número cuántico orbital ( número cuántico secundario
o del momento angular) Toma los valores l = 0, 1,2,3,4,.. (n-1) 

Número cuántico magnético
Toma los valores ml = =  -l, ..... –2, -1, 0, 1, 2, ... +l 

Número cuántico magnético de espín
Toma los dos valores ms =  +1/2 , - 1/2 
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11Números cuánticos del átomo de hidrógeno
Nombre Principal Azimutal Magnético orbital Magnético de espín Símbolo n l ml ms Valores 1, 2, 3,… 0, ……. n-1 Nombre de conjunto Nivel o capa Subnivel o subcapa Describe Tamaño y energía orbital Forma del orbital Orientación del orbital Orientación del espín

-l, …, 0, …+l Orbital de una subcapa ±1/2

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Nivel o capa:...