ESTRUCTURA ATÓMICA Y MOLECULAR

ESTRUCTURA ATÓMICA Y MOLECULAR
EVOLUCIÓN DE LOS MODELOS ATÓMICOS EN EL TIEMPO.
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Cada sustancia del Universo está formada por partículas llamadas átomos.
Los átomos son tan pequeños que no es posible fotografiarlos. (Un punto de la
línea trazada en tu carpeta puede tener dos mil millones de átomos)
Para representarlos se enunciaron teorías acerca de su estructura.
TEORÍA DE DALTON (1808-1810)
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Crea una importante teoría atómica.
En 1803 formula la ley de las proporciones múltiples, Ley de Dalton, que
resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa,
Lavoisier y ley de las proporciones definidas, Proust.)
Para Dalton los átomos eran esferas macizas y el planteaba que “los elementos
químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos”
TEORÍA DE THOMSON (1898-1904)
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Plantea la existencia de partículas cargadas positivamente (protones) y
partñiculas cargadas negativamente (electrones) en el átomo.
Los electrones pueden extraerse de los átomos no así las cargas positivas.
Calcula la relación entre la carga y la masa de los electrones.
Para Thomson la mayoría de la masa del átomo estaba asociada con la carga positiva y
los electrones (que tienen poca masa) estaban incrustados y distribuidos uniformemente
en dicha masa. Algo como como una sandía con sus semillas incrustadas (electrones)
MODELO DE RUTHERFORD. (1911)
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Plantea la existencia del núcleo, con un tamaño muy pequeño en comparación
con el resto del átomo. El núcleo es como una pelota de golf en una cancha de
futbol , o tal vez más (100.000 veces menor) .
Los electrones se mueven alrededor del núcleo a gran velocidad como los
planetas alrededor del sol. (corteza)
Casi toda la masa está concentrada en el núcleo
MODELO DE BOHR. (1913)
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Bohr utiliza la Mecánica Cuántica para describir su modelo atómico.
Los electrones giran alrededor del núcleo de hidrógeno en órbitas circulares y
restringidas.
El momento angular de un electrón en una órbita está cuantizado. (números
cuánticos)
Cuando los electrones cambian de órbitas, emiten o absorben energía en forma
de fotones.
Números cuánticos
n: número cuántico principal
l:
número cuántico del momento angular orbital
m: número cuántico magnético
s: número cuántico del spin electrónico.
Valores permitidos
para n: números enteros 1, 2, 3,.
para l:
números enteros desde 0 hasta (n-1)
para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0
para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2
MODELO MECANICO CUANTICO. ECUACIÓN DE ONDA DE
Schrödinger. (1926)
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Describe el movimiento de un electrón mediante una ecuación de onda (y ) en
tres dimensiones (x,y,z).
Solo se puede describir la probabilidad de encontrar un electrón en el espacio en
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una nube de probabilidad (densidad electrónica) y
El electrón ya no está limitado a una órbita (Bohr). Se mueve en tres
dimensiones en una nube de probabilidad que tiene una forma en el espacio
(Orbital).
Si n = 4, son posibles cuatro tipos de orbitales diferentes: 4s, 4p (3 orb.), 4d (5 orb.), 4f
(7 orb.)
De tipo s (para l = 0):
De tipo p (para l = 1):
De tipo d (para l = 2):
De tipo f (para l = 3) de los que habrá siete diferentes según indican los siete valores
posibles (+3, +2, +1, 0 -1, -2, -3) del número cuántico m, que podrán albergar un total
de catorce electrones:
TEORÍA DE LA HIBRIDACIÓN DE ORBITALES.
Esta teoría supone que los orbitales atómicos pueden mezclarse entre sí
para dar orbitales híbridos degenerados de mayor energía que son una
mezcla de las características de los orbitales atómicos (O.A.) puros. Por
ejemplo:
sp significa que se combina un orbital s con un p
sp2 significa que se combina un orbital s con dos p
sp3 significa que se combina un orbital s con tres p
EL METANO (HIBRIDACIÓN sp3)
En el diagrama electrónico vemos que el carbono (Z=6) puede adquirir covalencia 4 con
un salto de un electrón al subnivel 2pz.