guia n2 modelos atmicos

Materiales Y Dispositivos Electrónicos
Guía De Estudio Nº 2
MODELOS ATÓMICOS
DEFINICIONES GENERALES:
Sugerimos repasar todos los conceptos asociados a las definiciones generales citadas a
continuación:
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Materia: es cualquier cosa que ocupa un espacio y tiene masa.
Sustancia: es una forma de materia que tiene una composición constante o definida y con
propiedades distintivas.
Elemento: es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por
medios químicos.
Atomo: Según la teoría atómica de DALTON 1808, todos los elementos están formados
por partículas muy pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un mismo elemento
son idénticos y tienen iguales características, que determinan las propiedades físicas y
químicas de dicho elemento. Los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de
todos los demás elementos.
Los átomos pueden unirse para formar una molécula.
La estructura del átomo: están formados por partículas más pequeñas denominadas
partículas subatómicas, que son: electrones, protones y neutrones
Electrones: son partículas con carga negativa. El valor de dicha carga es:
“e= –1,6x10-19 “ coulombs y la masa depende de la velocidad a la que se desplace
Los protones: son partículas de carga positiva igual a la carga de los electrones y están
concentrados en la parte central del volumen total del átomo llamada “núcleo”. La masa es
de 1,67252x10-24gr, aproximadamente 1840 veces que la de los electrones.
Los neutrones: son partículas sin carga eléctrica con una masa un poco mayor que la de
los protones (1,67495x10-24gr) y también están ubicados en el núcleo del átomo.
El numero de protones en el núcleo es igual al numero de electrones para mantener al
átomo neutro.
Un átomo con mayor numero de protones que de electrones se llama ION positivo, uno
con mayor numero de electrones que de protones se llama ION negativo.
El numero de protones del núcleo se llama NUMERO ATOMICO.
El NUMERO MASICO es la suma del numero de protones mas el numero de neutrones.
El átomo esta formado por el núcleo que concentra toda la carga positiva y casi toda la
masa y los electrones giran alrededor del mismo en órbitas, tipo circulares a gran
velocidad muy similar al movimiento de los planetas alrededor del sol. Estos orbitales no
pueden ser cualquiera, tienen ciertas restricciones: no pueden asumir cualquier valor el
radio y la energía asociada. AMBOS ESTAN CUANTIZADOS.
Las energías asociadas al movimiento del electrón en las órbitas permitidas son función
de un numero entero, llamado numero cuántico “n” que puede tomar valores enteros
desde 1 hasta n.
En = - RH (1/n2)
Donde En son las energías asociadas al movimiento del electrón, RH es la constante de
Rydberg y tiene el valor de 2.18x10-18Joule, “n” numero cuántico principal; tiene valores =
1,2,3,...
Mas precisamente: = -(m*e /8h o)*1/n
donde “m” es la masa electrónica en movimiento, “e” la carga del electrón, “h” la cte. de
Planck
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El signo negativo de esta expresión es una convención y significa que la energía del
electrón en el átomo es menor que la energía de un electrón libre, es decir, la de un
electrón situado a distancia infinita del núcleo. Al cual se le asigna energía cero.
De acuerdo a esto un electrón libre corresponde para “n” muy grande igual a infinito.
Para “n” = 1 Corresponde al orbital más cercano al núcleo y al estado energético mas
estable, llamado ESTADO FUNDAMENTAL.
En la medida que “n” aumenta, la energía del átomo aumenta y la estabilidad del electrón,
en ese orbital, disminuye, pues tiende a regresar al estado más estable que es con “n” = 1
donde esta mas cerca del núcleo.
Se denomina ESTADO o NIVEL EXCITADO aquellos niveles energéticos correspondiente
a orbitales con “n” > 1
Cuando el electrón esta en estos estados u orbitales, Fundamental o Excitado “no emite
ni absorbe energía, solo en las transiciones o saltos de un nivel a otro.
Los átomos pueden emitir o absorber energía sola en cantidades discretas, como
paquetes. La mínima cantidad de energía absorbida o emitida en forma de radiación
electromagnética se denomina “Fotón” y corresponde al salto entre dos niveles
energéticos determinados por él numero cuántico “n” La energía radiante absorbida por
el átomo hace que el electrón se mueva de un estado energético mas bajo (caracterizado
por un menor valor de n) a otro estado de mayor energía (es decir con un mayor valor de
n). Por el contrario la energía radiante es emitida cuando el electrón se mueve de un
estado de mayor energía a otro de menor energía. El electrón no puede quedar en un
nivel intermedio entre dos orbitales que no hayan sido definidos por el numero cuántico
“n”, similar al movimiento que realiza una pelota de tenis en una escalera. La pelota puede
parar en cualquiera de los peldaños, pero nunca entre estos. El salto desde un peldaño
inferior a uno mas alto es un proceso que necesita energía (absorción), en tanto que el
salto de un peldaño mas alto a uno más bajo es un proceso que libera energía (emisión).
La energía “E” de un fotón esta dada por la expresión: E=h*, donde “h” es la constante
de Planck, cuyo valor es 6.63x10-34Js y “” es la frecuencia de la radiación (onda
electromagnética asociada)
La energía necesaria para liberar al electrón del átomo es la energía de ionización.
Naturaleza ondulatoria del electrón: el electrón no es solo una partícula de masa “m”, que
se mueve a la velocidad “v” para tener una cantidad de movimiento “p”, también se
comporta como una onda, tiene propiedades ondulatorias. Cuando esta vinculado a un
átomo en un orbital se comporta como una onda estacionaria, donde la longitud de onda
debe caber exactamente en la circunferencia de la órbita. La relación entre la
circunferencia de radio “r” de una órbita permitida 2r y la longitud de onda () del electrón
es: 2r=n con “n” numero cuántico principal = 1,2,...n. Ejemplo de esto es el microscopio
electrónico.
Principio de De Broglie: Las ondas electromagnéticas se pueden comportar como
partículas (fotones) y las partículas como ondas y ambas se relacionan por la expresión:
=h/mv , donde “m” y “v” son la masa y velocidad de la partícula o sea su cantidad de
movimiento, y “h” la constante de Plank.
Principio de incertidumbre de Heisenberg: es imposible determinar exacta y
simultáneamente la cantidad de movimiento y la posición de una partícula.
Cuantitativamente este principio puede expresarse como: p.xh/4 Donde p y x
son las incertidumbres en las mediciones de cantidad de movimiento y la posición
respectivamente. Podríamos decir que la órbita de un electrón que gira alrededor del
núcleo, para una cantidad de movimiento conocida, no puede ser descripta con ninguna
certidumbre, la expresión para el orbital no puede ser escrita exactamente.
RESUMEN: Sobre la base de lo expuesto anteriormente se puede decir que en ves de
órbitas de los electrones de los átomos se puede afirmar de la probabilidad de encontrar al
electrón en cierta región del espacio.
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Densidad electrónica: da la probabilidad de encontrar un electrón en una región particular
del átomo. Las regiones de alta densidad electrónica representan una alta probabilidad de
localizar al electrón, mientras que una región de baja densidad electrónica representa una
baja probabilidad de encontrar al electrón.
En la teoría de física todo estos conceptos se formulan en la llamada MECANICA
CUANTICA que estudia con mucho mas rigurosidad el modelo atómico. Solo
mencionaremos que existe una técnica matemática para formular una ecuación que
describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscopicas en general, la
ecuación de Shrodinger. El cuadrado de esta función (llamada función de onda) define la
densidad electrónica alrededor del núcleo en el espacio tridimensional.
Para describir los orbitales atómicos y para identificar los electrones que se ubican en
ellos, se utilizan cuatro números cuánticos:
Ver guía Nro. 1 Nros. Cuánticos.
Principio de Exclusión de Pauli. Los átomos van creciendo en numero de protones y
electrones para formar todos los componentes de al tabla periódica de elementos
siguiendo la siguiente regla o principio: dos electrones en un átomo no pueden tener los
cuatro números cuánticos n, l, ml, ms iguales. El ejemplo más simple de esto es el átomo
de Helio que tiene dos electrones en el mismo orbital con n, l, y m l pero ms diferente El
espin de giro del electrón alrededor de su propio eje debe ser contrario para cada electrón,
en otras palabras debe ser +1/2 para uno, y –1/2 para el otro.
UNIONES QUIMICAS: los átomos se unen para formar las moléculas y así formar el
estado sólido. Los principales enlaces o uniones son: Enlace covalente, enlace iónico y
enlace metálico.
ENLACE COVALENTE: se produce cuando uno o más átomos comparten electrones
para completar sus orbitales o estados cuánticos permitidos.
H
+
H
=
H
+
H
=
H
H
H2
En el primer termino se observa a los átomos de hidrogeno separados cada uno con
su electrón, cuando se unen para formar la molécula de hidrogeno comparten los
electrones formando un enlace saturado o sea que el nivel energético cuántico ha sido
completado con la cantidad de electrones que necesitaba. Así es como aparece el primer
gas noble o inerte de la tabla periódica, Helio.
La configuración electrónica del Hidrógeno es: H = 1s2
que significa n=1, l=0, ml=0 y
s =+1/2,-1/2
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ENLACE IONICO: se produce entre dos átomos cuando uno de ellos tiene una energía de
ionización baja, o sea, puede perder fácilmente un electrón, y por lo tanto tiende a ser un
ion positivo, mientras que el otro tiene tendencia a ganar electrones transformándose en
ion negativo. Ejemplo de esta unión es el Cloruro de Sodio
Na
= Na+ + electrón (-)
El átomo de sodio con 8 electrones en la penúltima capa y uno en la ultima tiene
tendencia a comportarse como un ion positivo perdiendo fácilmente un electrón.
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En cambio el cloro tiene 7 electrones en su ultimo orbital tendiendo a ganar fácilmente un
electrón que le falta para completar la capa:
Cl
Entonces en el Cloruro de Sodio queda el Cloro con el electrón que cede el Na
Na
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+
Cl
ENLACE METALICO: se trata de un enlace covalente no saturado. En general hay 6
estados p (l=1) sin llenar. Cuando un átomo de un metal se acerca a una molécula
idéntica, se une a ella fácilmente con un enlace covalente sin violar el principio de
exclusión de Pauli. No hay limite para el numero de átomos que pueden unirse de esta
manera, pues hay una instauración en el enlace.
Una consecuencia de esto es la debilidad de los metales frente a los cristales iónicos y la
facilidad con que se pueden deformar. Al tener tantas vacantes en sus capas electrónicas
más externas, los átomos metálicos no presentan preferencia direccional en la localización
de sus enlaces y en consecuencia, pueden volver a reagruparse sin perder resistencia del
conjunto. Otra consecuencia es que los electrones pueden viajar de átomo en átomo sin
violar el principio de exclusión. De esta manera los electrones de valencia de un metal se
comportan como las moléculas de un gas que envuelve a los átomos
El otro ejemplo de enlace covalente que nos interesa mencionar es el del Silicio, que tiene
número atómico Z = 14 y la siguiente configuración electrónica:
Si:[Ne]3s23p2 Esto significa que las capas más cercanas al núcleo son idénticas al del
gas noble Neón y están completamente ocupados todos los estados permitidos con
electrones. La capa siguiente es la 3s que tiene n=3, l=0, ml=0 yms=+/-1/2 que tiene dos
estados permitidos, ocupados con dos electrones como indica el exponente dos de “s”. O
sea una subcapa saturada.
La capa más externa es la 3p2 que significa:
3p es n=3, l=1, ml= 0, +/-1, +/-2 y ms=+/-1/2 para cada ml, por lo tanto hay seis (6)
estados permitidos y solamente dos están saturados.
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La estructura atómica del Si es:
+4
+4
+4
+4
+4
+4
+4
+4
+4
En esta representación el centro con carga neta +4 es por que se produce un
apantallamiento del núcleo por el resto de las capas electrónicas. Al tener numero atómico
de 14, significa que hay 14 protones positivos en el núcleo de los cuales 10 están
apantallados por los electrones de las capas interiores completas. Los cuatro electrones de
la capa externa son los llamados electrones de valencia y son los que participan de la
unión. Cada electrón de estos comparte una unión covalente con el del vecino tratando de
completar los 6 permitidos
 BANDAS DE ENERGIA: ver en Millman y Halkias Capitulos 1 y 2
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