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UNIDAD II Átomo y Generalidades

 

 El Átomo 


El filosofo Demócrito en el Siglo V, a C. expresó dentro de sus ideas que toda materia estaba formada por muchas partículas pequeñas y que no podían ser divisibles. Y es aquí donde radican los distintos modelos atómicos. 

  • Jonh Dalton definió los átomos como las unidades indivisibles que forman la materia. El trabajo bajó la Química Moderna, así mismo el determinó que; 
    • TODOS los átomos de un mismo elemento, son idénticos, en tamaño, masa, y propiedades químicas.
    • Los Compuestos, están formados por átomos de mas de un elemento. 
    • En una reacción química se puede crear una separación, reordenamiento y combinación, mas nunca se puede DESTRUIR.


ENTONCES PODEMOS DECIR QUE... 



  • Átomo, es la partícula mas pequeña de un elemento
  • Elemento, es una sustancia pura formada por átomos iguales.
  • Compuesto, es una sustancia que esta formada por átomos distintos 

Partículas Subatómicas 


Las tres partículas subatómicas que conforman un átomo son; Protones, Neutrones y Electrones. 
            Justo aquí, algunas generalidades de ellos;
  • Los protones y neutrones se encuentran en el centro es decir en el núcleo, del átomo. 
  • Los electrones se mueven alrededor del núcleo del átomo.
  • Protones, poseen carga positiva.
  • Electrones, poseen carga negativa.
  • Neutrones, poseen carga neutra.
    



           Modelos Atómicos 

Son representaciones gráficas de la estructura y funcionamiento de los átomos. Los modelos atómicos han sido desarrollados a lo largo de la historia de la humanidad a partir de las ideas que en cada época se manejaban respecto a la composición de la materia. 

Por ello, justo aquí hablaremos un poco mas acerca de los modelos atómicos. 

  • Modelo de Thomson; descubrió el electrón en 1897, este modelo es previo al descubrimiento de los protones y neutrones, por lo que, él asumía que los átomos estaban compuestos por una esfera de carga positiva y los electrones de carga negativa estaban incrustados en ella, como las pasas en el pudín.

  • Modelo de Rutherford; El determinó que el átomo estaba compuesto por un NUCLEO, y PROTONES que contienen carga positiva. 

  • Modelo de Chadwick: Se determinó la presencia de Neutrones. Demostró la cantidad de subpartículas, al bombardear una lamina de Berilio.

  • Modelo Atómico de Bohr; él estableció que los electrones se encuentran en distintos orbitales y en niveles distintos. Este modelo también es considerado como una visión moderna del modelo de Rutherford. 

  • Modelo atómico de Sommerfeld; Basó su teoría en donde indicaba que las orbitas de los electrónicas son circulares o elípticas. 

  •   Modelo atómico de Schrödinger: Describe el movimiento de los electrones como ondas estacionarias, así también Postula que los electrones se mueven constantemente, es decir, no tienen una posición fija o definida dentro del átomo.


 ENTONCES PODEMOS DECIR QUE EL ATOMO... Esta formado por una zona CENTRAL, donde se encuentra la carga positiva total, y una zona externa o CORTEZA, donde se encuentra los electrones y giran alrededor del núcleo. 


Fuerza Nuclear 

Es la fuerza que mantiene unida a las partículas subatómicas, consideradas como protones, neutrones y electrones. 

  • Las características de este tipo de fuerza son que es una fuerza saturada e independiente de la carga 


Numero atómico y Numero de masa

Lo que distingue a los elementos dentro de la tabla periódica, o bien en los distintos estudios que generemos con ellos, es su cantidad de Protones que tienen los átomos en el núcleo. 

Por ello es de suma importancia considerar:

  • El numero atómico, se identifica como Z y este IDENTIFICA al elemento
  • Su numero masico que se identifica como A, que este nos brinda el numero de protones + el numero de protones 😃. 
  • Partículas en el Núcleo: A + Z
  • NEUTRONES = Protones - Masa Atómica. (A-Z) 
  • El Numero de ELECTRONES = Numero de PROTONES. 


Isotopos 💢
Son átomos de un mismo elemento, con diferente numero de neutrones en su núcleo. 






ENTONCES EJERCITEMOS: POR EJEMPLO
Completemos el siguiente cuadro 😀

No.

Símbolo

Nombre

A

Z protones

N (neutrones)

(A – Z)

Electrones

= protones

1

Ga

Galio

70

31

39

 

31

2

Zn

Zinc

65

30

35

 

30

3

Ge

Germanio

72

32

40

 

72










                    - Átomos Neutros 
Son átomos que no poseen excedentes de cargas, que se encuentran en un estado neutro.
    IMPORTANTE: un átomo, no puede permanecer en estado NEUTRO, en todo momento.
Por la misma razón, un átomo puede ganar o perder electrones, considerándose en dos expresiones; 
  • Catión; Si gana electrones y su carga neta es negativa.
  • Anión: Si pierde electrones y su carga neta es positiva. 


EJERCITEMOS: Completemos juntos el cuadro👇

Elemento

Numero de Protones

Numero de Neutrones

Numero de Electrones

Clase (neutro, catión o anión)

O2-

8

9

8 + 2 = 10

Anión

Cr3+

24

28

24 – 3 = 21

catión

Br1-

35

45

35 + 1= 36

anión

Au

79

118

79

neutro


Entonces... 
 Un ion, es un átomo o conjunto de átomos que poseen una carga neta positiva o negativa. 

Estos se dividen en:
  • Monoatómicos (contiene un solo átomos)
  • Poliatómicos (contiene mas de una tomo) 
Iones Isoeléctricos 

        Son aquellos que contienen el mismo numero de electrones. Químicamente son diferentes, pero se parecen en su nube electrónica.  

Peso o Masa Atómica 

Es el promedio de las masas y porcentajes de abundancia de los isotopos existentes. 

Para ello es importante que conozcamos esta formula, donde podremos desarrollar mediante ella los distintos pesos atómicos, o bien si Analizamos, de seguro despejándola podríamos encontrar porcentajes de distribución de los mismos.


                Formula para calculo de peso atómico
 EJERCITEMOS JUNTOS: CALCULOS DE PESO ATOMICO 


1. Calculemos la masa atómica del litio sabiendo que está formado por una mezcla de Li 6 y  Li 7. La abundancia de Li  7 es del 92,40 % y de Litio 6 es de 7.60% . Las masa del Li-6 es 6,0167 u y la del Li-7 vale 7,0179 umas respectivamente. 

  • Peso atómico: (P Li 6 * % Li 6) + (P Li 7 * % Li 7) / 100

  • (6.0167 * 7.60) + (7.0179 * 92.40) / 100
  • Peso atómico  = 6.94 umas. <-- Li.


2. El cobre natural está formado por los isótopos Cu-63 y Cu-65, con 63 umas y 65 umas, respectivamente. El más abundante es el primero, con una distribución isotópica de 64,4 % y Cu-65 con 35.6% de distribución. Calculemos la masa atómica aproximada del cobre.

  • Peso atómico: (P Cu 63 * % Cu 63) + (P Cu 65 * % Cu 65) / 100

  • (63 * 64.4) + (65 * 35.6%) / 100
  • Peso Atómico: 63.71 umas <-- Cu


3. El boro, de masa atómica 10,811 u, está formado por dos isótopos, 10B y 11B, cuyas respectivas masas isotópicas son 10,0129 u y 11,0093 u. Calculemos la abundancia natural de estos isótopos.

Como bien sabemos: 
        x + y = 100
        x= 100 - y
        y = 100 - x 

Entonces, calculemos, y despejemos... 
  • 10.811 = ( 10,0129 * X) + (11,0093 * y) / 100

  •  1081.1 = 10,0129 (100 - y) + 11,0093y
  • 1081.1 = 1001.29 - 10.0129 y + 11.0093 y 
  • 1081.1 - 1001.29 = - 10.0129 y + 11.0093 y  
    • Entonces.... 79.81 - 0.99 y
    • y = 79.81 / 0.9964
    • y = 80.09 B 11

Encontremos X...
  • X = 100 - 80.61 = 19.91 B 10 

Orbitales Atómicos, Configuración electrónica y Números cuánticos 


El electrón 


Como bien sabemos el electrón es la partícula que se encuentra alrededor del núcleo, y que posee carga negativa. 

Por lo tanto todo electrón se encuentra ocupando un espacio o region definida, conocido como Orbital.  Es importante considerar que cada orbital posee un nivel de energía asociado. 

Existen separaciones de los valores de energía, entre cada uno de los orbitales y estos son considerados como CUANTOS, estos a magnitudes físicas, se conservan en ciertos sistemas. 

Los CUANTOS, nos describirán la energía propia del electrón

Cuando las cantidades de energía se elevan o se superan, para a un estado alto el cual se conoce como estado excitado. Al regresar a su estado inicial, este emite energía lumínica.

Entonces... ¿Qué es un orbital? 

Un orbital es la region en el espacio, alrededor del núcleo, en el que al encontrar un electrón en esta region, tiene una ALTA PROBABILIDAD.   

Configuración electrónica 

También considerada como periódica, esta nos permite observar la descripción de la ubicación de los electrones  en los distintos niveles y de un determinado átomo. 

Algo importante que debemos de considerar dentro de la configuración electrónica, es que esta nos permite Ordenar, o bien de manera ordenada repartir los electrones en los niveles o subniveles de energía. 


Números Cuánticos 

Son números que nos proporcionan mejores características de los electrones, Por ello cada electrón viene determinado por 4 números, considerados como; : n, l, ml y ms.
Considerando la explicación de la siguiente imagen, podemos decir que;
  • n, nos determina el numero, así como también el tamaño distancia del núcleo. 
  • l, nos determina la forma espacial. = (n -1 )
  • ml, nos indica la orientación en el espacio orbital. Esta se determina por el valor de l
  • ms, nos indica la rotación o sentido que toma el electrón. 



Numero cuántico Principal n 

En cuanto al numero cuántico principal, que es n; podemos decir que;
  • Este identificara el nivel de energía al cual pertenece el electrón.
  • Los niveles de energía están numerados y mientras menor es el numero asignado, menor será la cantidad de energía que lo habitan.
  •  ES IMPORTANTE, que consideremos que los valores de n, deben de ser TOTALMENTE ENTEROS. 

Al momento de considerar átomos con un valor mas alto, estos se deben de considerar electrones de valencia. Por ello una forma practica de considerar el numero MAXIMO de electrones por nivel, es 2n2 .

  • Y una formula teórica que nos permite conocer el máximo de ORBITALES, es n2


Numero cuántico Secundario --> (ℓ)


También se le conoce como numero angular, este nos indica el subnivel de energía al que pertenece el electrón. En otras palabras, este nos indicara el tipo de orbital. 

Los números de orbitales pueden ser representados por letras, tales como s,p,d, y f. Tal como se muestra en la siguiente imagen.






  • El valor de S, hace referencia a 0.
  • El valor de P, hace referencia a 1 
  • El valor de D, hace referencia a 2.
  • El valor de F, hace referencia a 3.


Numero cuántico magnético,  (mℓ)

Este numero nos indica la orientación en el espacio que posee dicho orbital, segun la forma que tenga, por lo tanto, depende de l. 



POR EJEMPLO:
  • Con los orbitales atómicos s, los valores de ml, se van a restringir en un solo valor el cual es indicativo de 0. 
  • En cuanto a los orbitales P, los números indicativos de ml, pueden ser -1,0,+1 debido a que corresponde a sus tres posibles orientaciones.
  • En cuanto a los orbitales d, en este caso aumenta la probabilidad de valores, considerando estos como -2, -1, 0 ,+1 , +2. 
  • Y en cuanto a los orbitales f, tenemos 7 posibles valores, los cuales podemos indicar como, -3,-2,-2,0,+1,+2,+3. 
Apoyémonos de esta imagen y abramos nuestra mente ... 👀😀



Numero cuántico de Spin, (ms)


Este numero nos indicara el giro, que tendrá el orbital, por lo tanto puede tomar uno de los dos valores, + 1/2 o - 1/2. 


Por ende, podemos decir que la fusión de los 4 números cuánticos, DEFINEN A UN ELECTRON.  No pudiendo existir en un mismo átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que una vez definido el tamaño, el tipo y la orientación de un orbital con los tres primeros números cuánticos, es decir los valores de n, l y ml , sólo es posible encontrar un máximo de dos electrones. 






EJERCITEMOS JUNTOS 


        Justifiquemos si es posible que existan estas combinaciones.


a) (2, –1, 1, ½);   No puede ser posible, porque l, no puede tomar números negativos. 

b) (3, 1, 2, ½);     No es posible m es mayor a l. 

c) (2, 1, -1, ½);    Si es posible, l = n-1, ms = 1/2 . 

d) (1, 1, 0, –2)    No es posible, porque ms no debe ser mayor o menor a +1/2 ´ó -1/2



Te dejo este video, sobre los números cuánticos, para que puedas orientarte de una mejora manera. 


Obtenido de; Scienza y Educación. (2020) Video clases .

EJERCITEMOS. 
                Indiquemos el tipo de subnivel que tienen los siguientes ejercicios. 


  1. n= 7       l= 3     -->    R//   7f
  2. n = 5       l = 3    -->  R//  5f
  3. n = 4       l = 2    -->  R// 4d
  4. n = 2       l= 0     -->  R// 2s
  5. n = 3       l= 1     -->  R// 3p

Configuración Electrónica 


La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en las órbitas de los diferentes niveles de energía. 

Recordemos que existen 7 niveles de energía: 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7. Y cada uno de ellos tiene, a su vez, hasta 4 subniveles de energía denominados s, p, d y f.

Al momento de utilizar la configuración electrónica, es importante considerar;

  • El tipo de orbital
  • El nivel de energía
  • El numero de electrones por orbital

PRINCIPIO DE AUFBAU 

El principio de Aufbau se basa en la teoría de la configuración electrónica. A través de este se declara que a medida que se van incorporando los electrones al núcleo del átomo, lo mismo sucederá con los electrones de manera que se pueda mantener un equilibrio en la carga del elemento.

Para la correcta distribución debemos de seguir reglas de AUFBAU dentro de las cuales tenemos; 
  1.     El número atómico indica cuántos electrones hay que distribuir.
  2. Los electrones se colocan en los orbitales disponibles con menor energía siempre que:
                     a. No puede haber más de 2 electrones dentro del mismo orbital y, en tal caso, solo tienen un spin opuesto
                    b. Los electrones se dispersan tanto como sea posible, conservando el mismo spin, cuando los orbitales del mismo subnivel estén abiertos.

La configuración electrónica pasó a regirse según el diagrama de Moeller, que es la siguiente tabla:



EJERCITEMOS JUNTOS 


Calculemos juntos la configuración electrónica de los siguientes elementos

    • Calcio (Ca) (Z =20):       1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2

    • Hierro (Fe) (Z=26):         1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6      

  • Mercurio (Hg) (Z=80): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10

  • Bromo (Br) (Z=35): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p5

    • Carbono (C) (Z=6): 1s2, 2s2, 2p2


Configuraciones Electrónicas Abreviadas 

Al momento de generar alguna configuración electrónica de forma abreviada debemos de tomar en cuanta, ciertos aspectos:
  • Se debe de colocar entre corchetes [   ]   el símbolo del gas noble anterior y junto con el, la configuración de los niveles de valencia.     

EJERCITEMOS JUNTOS 

Definamos juntos la configuración electrónica de los siguientes elementos químicos. 

  1. ¿Cuál es la configuración abreviada del Hierro?   [Fe]     Ar 3d6 4s2
  2.  ¿Cuál es la configuración abreviada del Argón?  [Ar]     Ne 3s2 3p6
  3. ¿Cuál es la configuración abreviada del Fosforo?  [P]     Ne 3s2 3p3
  4. ¿Cuál es la configuración abreviada del Sodio?    [Na]    Ne 3s1
  5. ¿Cuál es la configuración abreviada del  Cloro?  [Cl]      Ne 3s2 2p5







Referencias 

  1. Marroquín Tinti (2021) Explicación de clases magistrales, Generalidades del Átomo.
  2. Miñarro (2012) Numero atómico y numero masico masico http://newton.cnice.mec.es/materiales_didacticos/el_atomo/zya.htm? 
  3. Cordón Aguilar (2013) Modelos atómicos, conceptos y características. https://concepto.de/modelos-atomicos/ 
  4. López Luna (2008) Partículas Subatómicas. http://revista.unam.mx/vol.18/num7/art55/index.html 
  5. Garantes Herrera (2015) Estructuras del Atomo. http://www.ehu.eus/biomoleculas/isotopos/isotopos1.htm 
  6. Diaz Baquero (2017) Departamento de Física y Quimica. http://serbal.pntic.mec.es/jnavar13/b1fq/resueltos/b1fq-resueltos.pdf 
  7. Xnomid (2020) Principio de Aufbau. https://www.principiode.com/principio-de-aufbau/ 
  8. Gree Lane (2019) Números cuanticos. https://www.greelane.com/es/ciencia-tecnolog%C3%ADa-matem%C3%A1ticas/ciencia/definition-of-quantum-number-604629/ 

 

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