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ESTRUCTURA
MOLECULAR
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ÁTOMOS
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Aunque los primeros
atomistas, Leucipo y Demócrito, vivieron en la Grecia clásica
hace 2500 años, hay que esperar hasta el inicio del siglo XIX
para que la ciencia se dote de un concepto de átomo útil
para explicar los fenómenos naturales. Este enorme avance es
obra de Dalton. Sin embargo, en poco más de un siglo el átomo
cambiará radicalmente de significado.
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Durante prácticamente todo el siglo XIX la
imagen del átomo era la propuesta por Dalton: una esfera
maciza de materia. Podríamos denominarlo el átomo-bola
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En 1897, Thomson descubre la primera partícula
subatómica: el electrón, y propone un modelo de
átomo que es conocido como el átomo-puding. Los
electrones están insertos en una matriz de materia cargada
positivamente, siendo el conjunto neutro
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Las experiencias de
Rutherford demostraron que la materia del átomo no estaba
repartida sino que estaba concentrada en una región
extremadamente pequeña: el núcleo, cargada
positivamente. Los electrones se moverían en torno a él.
Es el modelo planetario..
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Una vez conocidas las partículas que integran
los átomos, es posible entender la existencia de isótopos,
átomos de un mismo elemento (idéntico número
atómico Z) que tienen diferente número másico
(A), es decir, que comparten núcleos con el mismo número
de protones pero no de neutrones. El siguiente applet, que representa
Z frente A, le permite investigar acerca de los isótopos.
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Haciendo uso de este recurso:
a) Identifique la zona de isótopos
estables. ¿Se mantiene constante la relación N/Z en
estos isótopos?
b) Identifique los isótopos emisores alfa
y emisores beta
c) Identifique la zona de núcleos fisibles
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Desde 1913 hasta 1926 se suceden diversos intentos
para incorporar las nuevas ideas cuánticas de la época
al modelo atómico.
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En 1913 Bohr explica
el espectro de emisión del hidrógeno suponiendo que
los estados del átomo estaban cuantizados, es decir, la
energía y los radios de las órbitas electrónicas
sólo podían tomar determinados valores.
En el siguiente enlace
podrá acceder a los espectros de emisión y
absorción de los elementos químicos
ESPECTROS
ATÓMICOS
Oregon University
La limitación del modelo es evidente: sólo
sirve para el hidrógeno
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En 1926 se dispone ya
de un modelo de átomo plenamente cuántico
(Schrodinger) , donde
han desaparecido dos conceptos básicos del modelo
anterior:
Los electrones no son
considerados como partículas sino como ondas
No existen órbitas
electrónicas sino orbitales.
Este modelo mecanocuántico es aplicable a
todos los átomos
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El concepto de orbital es básico para entender
el comportamiento de los átomos. El siguiente enlace le
permite ver los diferentes orbitales del átomo de hidrógeno:
ORBITALES
DEL HIDRÓGENO
(Paul Falstad)
Un orbital es una función
matemática que describe la región en torno al núcleo
donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón. Los
orbitales se describen con la ayuda de tres números cuánticos:
n (principal), l (secundario), m (magnético).
Cada orbital puede ser
ocupado como máximo por dos electrones que se diferencian en
el número cuántico de espín (s).
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Número
Cuántico
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Rango
de valores
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Describe
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Principal,
n
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1, 2,
3, ....
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Nivel
energético
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Secundario,
l,
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Desde 0
hasta n-1
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Forma
del orbital
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Magnético,
m
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Desde -
l hasta + l
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Orientación
espacial
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Espín,
s
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±
1/2
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Espín
del electrón
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Orbitales del nivel n=3
El conocimiento de la
distribución de los electrones en los distintos orbitales es
muy imporante para entender las propiedades de los átomos.
Esta información se obtiene a partir de los espectros atómicos
y se expresa mediante la configuración electrónica.
De manera aproximada la
configuración electrónica de un elemento en su estado
fundamental se puede determinar aplicando las siguientes reglas:
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Principio de
construcción (Aufbau):
En su estado fundamental la
distribución electrónica de un elemento se
construye a partir del inmediato anterior, adicionándole
un electrón de modo que le confiera la máxima
estabilidad (menor energía)
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Principio de
exclusión de Pauli:
En un determinado sistema cuántico
(átomo o molécula) no pueden existir dos electrones
con los cuatro números cuánticos idénticos
Por tanto, en un orbital sólo
caben dos electrones que compartirían tres números
cuánticos y se diferenciarían en el número
cuántico de spin (s)
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Regla de la
máxima multiplicidad de Hund:
Cuando una serie de orbitales de
igual energía (p, d , f) se están llenando con
electrones, éstos permanecerán desapareados
mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos
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Uno de los mayores éxitos
del modelo mecanocuántico fue explicar la Tabla Periódica
de los elementos, conocida desde 1870.
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Shockwave
Periodic Table
de American Chemical
Society es una tabla periódica interactiva con la
que podrá realizar pequeñas investigaciones, por
ejemplo:
a) Identifique zonas características:
metales, no metales, metales de transición, gases nobles,
etc.
b) Identifique la configuración
electrónica característica de los elementos de los
grupos del C, N, O, halógenos y gases nobles.
c) Identifique la capa de valencia de los
elementos del cuarto periodo. ¿Cuántos electrones
puede contener como máximo un átomo en su capa de
valencia?
c) Identifique algunas propiedades periódicas
y otras que no lo son.
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