Estructura atómica de la materia

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ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA
El átomo y sus partes
Docente: Dra. María Gilda Reyes Díaz
¿Qué es un átomo?
¿Dónde se encuentran?
¿De que están formados?
¿Existen tipos?
¿Quién lo descubrió?
¿Qué es un átomo?
Los átomos son la partícula 
más pequeña en la que se 
puede dividir la materia.
A = Sin
Tomos = División
Materia: Todo lo que ocupa un lugar en el espacio.
John Dalton
1
Materia constituida por átomos.
2
Átomos son indivisibles y no pueden transformarse unos en otros.
3
No pueden ser creados ni destruidos.
Los átomos de un mismo elemento son idénticos (propiedades), pero diferentes a los de elementos distintos.
4
5
Los átomos se unen en proporciones fijas para formar los compuestos. 
¿Dónde se encuentran?
Átomos
Moléculas
Sólidos
Líquidos
Gases
Todo lo que se conoce
¿De que están formados?
Núcleo
Nube electrónica
Regiones
Región central donde se concentra la masa. Formada por protones y neutrones, tiene carga positiva.
Región alrededor del núcleo. Formada por capas de electrones en movimiento. Tiene carga negativa.
¿De que están formados?
Partículas
Electrón
e-
Neutrón no
Protón 
p+
Partícula con carga negativa. Su masa es 1836 veces menor a la del protón.
Partícula eléctricamente neutra. Masa es similar a la del protón.
Partícula con carga eléctrica positiva. Su masa es de 1,6725*10-24 g.
Indica el número de protones que tiene el núcleo de un átomo. Da identidad al elemento. Si el átomo es neutro, también se determina la cantidad de electrones.
Es la suma de protones y de neutrones que tiene un átomo, representa la masa de un átomo, ya que la de los electrones es despreciable.
Número atómico
Z
Número másico
A
Número atómico de hierro (Fe) es 26
Número másico de hierro (Fe) es 56
¿Existen tipos?
Iones
Átomo con carga eléctrica positiva. Se forma cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones. Ejemplo:
Átomo con carga eléctrica negativa. Se forma cuando un átomo neutro gana uno o más electrones. Ejemplo:
Iones positivos
Cationes
(Ca+iones)
Iones Negativos
Aniones
(An-ones)
Ca0  Ca+
Cl0  Cl-
Átomos de un mismo elemento que tienen igual número de protones pero distinta cantidad de neutrones. Mismo número atómico pero diferente número másico. Ejemplo:
Isótopos
Oxígeno-16 Oxígeno-17 Oxígeno-18
Medicina
Industria
Ciencias
Agricultura
Usos
¿Quién lo descubrió?
El átomo ha sido un concepto que ha sido construido con los aportes de muchos científicos que han aportado aspectos a la concepción actual.
Modelos atómicos
Demócrito y Leucipo 470-380 A.C.
Propusieron que toda la materia está compuesta por partículas indivisibles a las que llamaron átomos.
John Dalton
1766-1844
Propuso la teoría atómica descrita anteriormente, que explica las leyes de las proporciones definidas.
Eugen Goldstein
1886
Descubre los rayos positivos o rayos canales.
Wilhelm Wien
1898
Calcula la relación carga- masa para las partículas positivas y descubrió el protón.
Se descubre el protón.
Max Planck
1900
Propone su teoría cuántica y la dualidad onda/partícula para radiaciones electromagnéticas. 
Albert Einstein
1900
Propone el fotón como la partícula energética de la luz y con esto explica el efecto fotoeléctrico.
Joseph J. Thomson
1904
Fue el descubridor del electrón. Propone el modelo a cual le llamo budín de pasas en el que los electrones estaban distribuidos como las pasas en un budín.
Robert Andrews Millikan
1909
Determinó la carga del electrón y con esto se pudo calcular su masa; por medio del experimento de la gota de aceite.
Ernest Rutherford
1911
Descubre el núcleo del átomo, en donde se concentra la masa y la carga positiva. Propuso un modelo atómico que describe el núcleo y los electrones 
Niels Bohr
1913
Propuso el sistema planetario del átomo, precursor del modelo atómico actual. 
Arnold Sommerfeld
1916
Propone la existencia de orbitas elípticas, por donde camina el electrón, para explicar las líneas finas aparecidas en los espectros lineales. 
Louis de Broglie
1924
Propone y demuestra, matemática mente, una dualidad onda-partícula para el electrón. 
Werner Heisenberg
1926
Explica que no es posible conocer al mismo tiempo y con exactitud, el momento y la posición del electrón. 
Erwin Schrödinger
1926
Propone una ecuación llamada ecuación de onda, con la que se definen los orbitales , que son las zonas donde hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.
James Chadwick
1932
Demostró la existencia de los neutrones.
https://www.youtube.com/watch?v=qiQEJ_PM59Y
Configuración Electrónica
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
Consiste en distribuir a los electrones en los niveles, subniveles y orbitales del átomo. La finalidad es la de conocer cuántos electrones exteriores (en el último nivel de energía) tiene y de ese modo deducir las propiedades químicas del elemento en cuestión.
Existen diferentes métodos para ordenar los electrones, pero antes de exponer el método a usar, daremos algunas recomendaciones que debemos tener siempre en cuenta.
El número atómico siempre indica el número de electrones para cada elemento.
Existe un número máximo de electrones en cada 
 subnivel.
Los subniveles se van llenando en forma que se van completando los subniveles de menor energía.
Partículas subatómicas
Cuando trabajamos con la configuración electrónica de un elemento la partícula principal es el electrón.
Establece que un máximo de dos electrones pueden ocupar un mismo orbital atómico, pero si los electrones tienen espines opuestos.
+ 1/2
- 1/2
Principio de exclusión de Pauli
Por lo tanto en un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos.
Principio de exclusión de Pauli
	Subnivel	Número máximo de electrones
	s	2
	p	6
	d	10
	f	14
Un orbital atómico puede tener un máximo de dos electrones, los cuales deben tener signos contrarios para sus números cuánticos de spin.
Se tienen los siguiente tipos de orbitales:
Orbital vacío
Orbital desapareado 
( PARAMAGNÉTICO )
Orbital APAREADO
(DIAMAGNÉTICO )
Principio de máxima multiplicidad de Hund
En orbitales de la misma energía, los electrones entran de a uno. Ocupando cada orbital con el mismo espín. Cuando se logra el semillenado recién se produce el apareamiento con espines opuestos.
 px py pz
Definiciones previas
Es una región donde existe la mayor probabilidad de encontrar al electrón
En cada orbital sólo puede haber hasta dos electrones que deben tener giros o espines opuestos.
Para representar gráficamente un orbital se emplea y una 
flecha para representar el electrón 
ORBITAL
Tipos de orbitales
SUBNIVELES
Esta región está formada por un conjunto de orbitales.
Nota:
 s sharp(nítido)
 p	 principal
 d	 difuso
 f	 fundamental
Número de orbitales por subnivel: 2 l + 1
Número máximo de electrones por subnivel: 2(2 l + 1)
 
NIVELES
Llamada también capa energética. Región formada por subniveles
Nota:
 Existen siete subniveles conocidos.
 A mayor nivel mayor energía y menos estabilidad
NOTACIÓN CUÁNTICA DE UN SUBNIVEL
nl x
N° de electrones
Subnivel (número cuántico secundario)
Nivel de energía (número cuántico principal)
Ejemplo:
 Significa que hay 3 electrones en el subnivel 
 principal (p) del sexto nivel de energía. 
 Significa que hay 1 electrón en el subnivel sharp 
 (s) del quinto nivel de energía. 
6p3
5s1
Principio de Construcción (Aufbau)
Este principio establece que los electrones se distribuyen en los subniveles, en orden creciente a su energía relativa (E.R)
Aufbau = palabra alemana : que significa construcción progresiva
Ejemplo:
	Subnivel	n	l	E.R
	2p5	2	1	3
	4d8			
	5s1			
	4f11			
Energía Relativa (E.R)
n: nivel de energía
l: subnivel de energía
Regla delSerrucho (Regla de Moller)
La aplicación del Principio de Aufbau da origen a una regla nemotécnica para determinar la configuración electrónica de los átomos.
Si empezamos por la línea superior y seguimos la flecha obtenemos el siguiente orden:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
Ejemplo: Escribir las configuraciones electrónicas por subniveles para los siguientes átomos. 
 9F : 1s22s22p5
 15P :
 20Ca:
 30Zn:
 38Sr :
Configuración Electrónica abreviada
El método del Kernel, es una abreviación de la configuración de un gas noble. Los gases nobles son: helio (2He), neón (10Ne), argón (18Ar), kriptón (36Kr), xenón (54 Xe) y radón (86Rn).
Ejemplo: Realizar la C.E simplificada de los siguientes átomos.
 13Al : [10Ne] 3s2 3p1 
 34Se :
 53I :
 82Pb :
Principio de Máxima Multiplicidad (Regla de Hund)
La regla de Hund es una regla empírica obtenida por Friedrich Hund que enuncia lo siguiente: “ Al distribuir electrones en orbitales del mismo subnivel, primero se trata de ocupar todos estos orbitales antes de terminar de llenarlos, esto es, los electrones deben tener igual sentido de spin (espines paralelos) antes de aparearse.
Ejemplo: Indique la C.E por orbitales para los siguientes átomos
 7N : 1s22s22p3 =>
 16S : 
Bromo
El Bromo tiene 35 protones y como es neutro también tiene 35 electrones.
Número atómico (Z)
41
Electrones colocados: 0
Electrones por colocar: 35
1s2
2s2
2p6 3s2
3p64s2
3d104p5
No se completa el orbital 4p
Hierro
Número atómico (Z)
¡Complete!
Electrones colocados: 
Electrones por colocar:
Consiste en realizar la distribución electrónica haciendo uso de la configuración electrónica de un gas noble.
[2He]; [10Ne]; [18Ar]; [ 36Kr]; [ 54Xe]; [86Rn ];
Ejemplos : 
CONFIGURACION ELECTRÓNICA DE KERNEL O SIMPLIFICADA
Configuración Electrónica de iones
1. Para un anión
 Primero se determina la cantidad de electrones.
 Luego se realiza la configuración electrónica
Ejemplo: Realizar la C.E de los siguientes aniones.
 8 O-2 : 1s22s22p6
 e-=10
 15P-3 :
2. Para un catión
 Primero se realiza la C.E para el átomo neutro.
 Luego se quitan los electrones del nivel más externo. En 
 caso que en el nivel más externo hayan varios 
 subniveles, los electrones salen en orden: f, d, p, s 
Se les caracteriza por ganar electrones.
Primero se halla el número de electrones y luego se le distribuye según la regla del serrucho
CONFIGURACION ELECTRÓNICA EN ANIONES
CONFIGURACION ELECTRÓNICA EN CATIONES
Se les caracteriza por perder electrones.
Primero se hace la configuración electrónica luego se quitan los electrones de la última capa o nivel.
Ejemplo: Realizar la C.E de los siguientes cationes.
 
20Ca+2 
 26Fe+3 
 
 
Anomalías en la Configuración Electrónica 
Al desarrollar la configuración electrónica, encontramos una serie de excepciones, a las cuales consideramos como anomalías, entre estas tenemos los Antiserruchos.
Se presenta en elementos de los grupos VIB y IB
ANOMALÍAS DE LA CONFIGURACION ELECTRÓNICA 
(Antiserruchos).- Son aquellos que no cumplen estrictamente con el principio de AUFBAU.
La anomalía consiste en la migración, por lo general de un electrón (a veces 2 electrones), de un subnivel s a un subnivel d
Los elementos anómalos son:
A los elementos, 24Cr, 29Cu, 41Nb, 42Mo, 44Ru, 45Rh, 47Ag; 78Pt, 79Au, reste un electrón al subnivel "s", y agregue al subnivel "d".
A; 46Pd, resta 2e- al subnivel "s" y agregue al subnivel "d".
A los elementos 57La, 64Gd, 89Ac, 91Pa, 92U, 93Np, 96Cm, 97Bk, reste 1 e- al subnivel "f" y agregue al subnivel "d".
A, 90Th; reste 2e- al subnivel "f" y agregue al sub nivel "d".
EJEMPLOS DE ANOMALÍAS
Ejemplo: Realizar la C.E de los siguientes átomos.
 
24Cr 
 29Cu 
 
 
 [18Ar] 4s2 3d4 (inestable)
salta 1 electrón
 [18Ar] 4s1 3d5 (estable)
 [18Ar] 4s2 3d9 (inestable)
salta 1 electrón
 [18Ar] 4s1 3d10 (estable)
Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos:
Litio (Z = 3)
Oxígeno (Z = 8)
Galio (Z = 31)
Níquel (Z = 28)
Cloro (Z = 17)
Estroncio (Z = 38)
Identifica a qué elemento pertenece cada una de las siguientes configuraciones:
- 1s2 2s2 2p1 =
- 1s2 2s2 2p4 =
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 =
- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 =
1. Hallar la cantidad de subniveles “p” llenos para Z = 35.
a) 1		b) 2		c) 3 d) 4		e) 5
 
2. La configuración de un átomo termina en 3d7. ¿Cuál es su número atómico?
 a) 17 b) 27		c) 32 d) 37		e) 46
3. Un átomo presenta 4 electrones en el cuarto nivel. ¿Su número atómico es?
a) 20		b) 22		c) 18 d) 32		e) 34
RESOLVER LOS SIGUIENTES EJERCICIOS :
4.  Hallar el número máximo de electrones que puede contener un átomo con 2 subniveles “p” llenos.
a) 35	b) 30		c) 20 d) 19		e) 18
5. Hallar el número máximo y mínimo de electrones de un átomo que puede tener solamente 4 niveles energéticos
a) 19, 18	b) 20, 18 c) 20, 19	 d) 21, 20	e) 36, 19
6. Hallar el número máximo y mínimo de electrones de un átomo que puede tener solamente 3 Subniveles d llenos
a) 80, 111	b) 80, 110 c) 79, 109	 d) 79, 111	e) 22, 121
¡Muchas Gracias!
electron
neutron
proton
(o)
­¯
(o)
vacíosemillenolleno
1electrón2electrones
(sinelectrones)
desapareadoapareados
­­¯
æöæö
ç÷ç÷
èøèø
vacíosemillenolleno1electrón2electrones(sinelectrones)desapareadoapareados
Subnivel
0123
spdf
l
Subnivel0123spdf
-
Subnivel
N Orbitales1357
N° máximo e261014
spdf
°
-SubnivelN Orbitales1357N° máximo e261014spdf
Notación
espectroscópica
Notación
Cuántica
CapaKLMNOPQ
1234567
n
®
®
NotaciónespectroscópicaNotaciónCuánticaCapaKLMNOPQ1234567n
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