Teoria Cuantica Y Estructura Atomica

UNIDAD 1

TEORIA CUANTICA Y ESTRUCTURA ATOMICA.

1.1 TEORIA CUANTICA.

1.1.1 NUMEROS CUANTICOS.

1.1.2 EL PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI.

1.1.3 LA REGLA DE HUND.

1.2 ESTRUCTURA ATOMICA.

1.2.1 PARTICULAS FUNDAMENTALES.

1.2.2 LOS CIENTIFICOS Y EL ATOMO.

1.2.3 EL MODELO DE DALTON.

1.2.4 LA CONSTITUCION DEL ATOMO Y MODELOS ATOMICOS.

1.1 TEORIA CUANTICA.

El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, la cual está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales puede describirse un electrón en un átomo.

El desarrollo de está teoría durante la década de 1920 es el resultado de las contribuciones de destacados científicos entre ellos Einstein, Planck (1858-1947), de Broglie, Bohr (1885-1962), Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg..

La siguiente figura muestra las modificaciones que ha sufrido el modelo del átomo desde Dalton hasta Schrödinger.

1.1.2 LOS NUMEROS CUANTICOS.

Los números cuánticos son valores numéricos que nos indican las características de los electrones de los átomos. Están basados, desde luego, en la teoría atómica de Neils Bohr que es el modelo atómico más aceptado y utilizado en los últimos tiempos.

Pero además, la propuesta de Schorodinger, considerado como el 5° modelo atómico, radica en describir las características de todos los electrones de un átomo, y esto es lo que conocemos como número cuánticos.

Los números cuánticos más importantes son 4:

• Número Cuántico Principal.

• Número Cuántico Secundario.

• Número Cuántico Magnético.

• Número Cuántico de Spin.

Número Cuántico Principal (n): El número cuántico principal nos indica en que nivel se encuentra el electrón y por lo tanto también el nivel de energía. Este número cuántico toma valores enteros 1, 2, 3, 4, 5, 6, ó 7.

Número Cuántico Secundario (l): Este número cuántico nos indica en que subnivel se encuentra el electrón. Este número cuántico toma valores desde 0 hasta (n - 1). Según el número atómico tenemos los valores para l:

• n=1 l = (n-1) = 0 = s "sharp"

• n=2 l = (n-1) = 0, 1 = p "principal"

• n=3 l = (n-1) = 0, 1, 2 = d "diffuse"

• n=4 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3 = f "fundamental"

• n=5 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4 = g

• n=6 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4, 5 = h

• n=7 l = (n-1) = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 = i

IMAGEN DE LOS CUATRO PRINCIPALES NIVELES: S,P,D,F.

Número Cuántico Magnético (m): El número cuántico magnético nos indica las orientaciones de los orbitalesmagnéticos en el espacio. Los orbitales magnéticos son las regiones de la nube electrónica donde se encuentran los electrones. Este número cuántico depende de l y toma valores desde -l pasando por cero hasta +l. La fórmula para encontrar cuántos orbitales posee un subnivel es: m = 2l +1

Número Cuántico de Spin (s): El número cuántico de spinnos indica el sentido de rotación en el propio eje de los electrones en un orbital. Ya sea si se mueve al igual que las manecillas del reloj, o en sentido contrario, este número cuántico toma los valores de -1/2 y de +1/2.

Utilizando los 4 números cuánticos se puede especificar dónde se encuentra un determinado electrón, y los niveles de energía del mismo. Este tema es importante en el estudio de las radiaciones, la energía de ionización, así como de la energía liberada por un átomo en una reacción.

Al utilizar los números cuánticos debemos tomar en cuenta lo siguiente:

1.1.3 EL PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI.

El Principio de Exclusión de Pauli dice que un electrón que ha sido asignado a cierto orbital, es capaz de existir en 2 estados, que se puede explicar admitiendo que el electrón puede rotar alrededor de un eje en cierto sentido o en el sentido opuesto. Estos 2 estados se describen mediante el número cuántico ms que puede tomar 1 de los 2 valores siguientes: +1/2 y – 1/2. Se dice entonces que en un átomo, no puede haber más de un electrón con los mismos valores de los números cuánticos n, l , ml y ms.

1.1.4 LA REGLA DE HUND.

La Regla de Hund establece que cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, lo hacen, en lo posible, ocupando orbitales diferentes y con los spines desapareados paralelos. En otras palabras cuando se llena orbitales con un mismo nivel de energía, o en un mismo subnivel, se debe empezar llenando la mitad del subnivel con electrones de spin +1/2 para luego proceder a llenar los subniveles con electrones de spin contrario (-1/2).

1.2 ESTRUCTURA ATOMICA.

En el siglo V antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito postuló, sin evidencia científica, que el Universo estaba compuesto por partículas muy pequeñas e indivisibles, que llamó "átomos".

Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeño que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. El conocimiento del tamaño y la naturaleza del átomo avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos ya que la gente se limitaba a especular sobre él.

Sin embargo, los avances científicos de este siglo han demostrado que la estructura atómica integra a partículas más pequeñas.

1.2.1 PARTICULAS FUNDAMENTALES.

El átomo esta formado de partículas de muchos tipos:

PARTICULAS ESTABLES

PARTICULAS INESTABLES

PARTÍCULAS COMPUESTAS

PARTICULAS ESTABLES.

ELECTRÓN. Son aquellas partículas que se encuentra fuera del núcleo y tienen carga negativa. El electrón se caracteriza como partícula finita, de carga negativa y con propiedades ondulatorias. En 1891 Stoney les llamó electrones.

En 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético.

PROTON. Son partículas que se encuentran en el núcleo y tienen carga positiva. Fue por medio del experimento de los rayos catódicos se demostró la existencia de estas partículas positivas, con

...