estructura atomica

1. LA ESTRUCTURA ATÓMICA
M en C Alicia Cea Bonilla
Fuente:
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n/LAESTRUCTURAATOMICA.ppt

2. Teoría Atómica
En 1808, John Dalton estableció las hipótesis sobre las
que fundó su teoría atómica:
• a) Los elementos están formados por partículas
pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un
elemento son idénticos (tamaño, masa, propiedades
químicas) y diferentes de los de otro elemento.
• b) Los compuestos están formados por átomos de más
de un elemento en una relación que es un número
entero o una fracción sencilla.
• c) Una reacción química consiste en la separación,
combinación o reordenamiento de los átomos, los cuales
no se crean ni se destruyen.

3. El átomo
• Es la unidad básica que puede intervenir en una
combinación química. Está formado por partículas
subatómicas, de las cuales las más importantes son los
electrones, los protones y los neutrones.
• Los electrones son partículas con carga negativa que se
encuentran en lugares energéticos conocidos como
rempes u orbitales. Su masa es de 9.1 x 10 -28
g.
• Los protones son partículas con carga positiva que se
encuentran en el núcleo atómico y cuya masa es de
1.67 x 10 -24
g.
• Los neutrones son partículas eléctricamente neutras,
que se encuentran en el núcleo y que tienen una masa
un poco mayor que la de los protones.

4. Partícula Masa (g)
Carga
coulombs Carga
unitaria
Electrón 9.1 x 10 -28
g -1.6022 x 10-19
- 1
Protón 1.67 x 10 -24
g +1.6022 x 10-19
+ 1
Neutrón 1.675 x 10 -24
g 0 0

5. Número atómico, Masa atómica. Isótopos y
Peso atómico
• El número de protones en el núcleo de un elemento se
conoce como número atómico (Z).
• El número de protones y de neutrones presentes en el
núcleo de un átomo de un elemento se conoce como
número de masa. Cuando se mide en uma (unidades de
masa atómica, referidas a la masa de un átomo de
carbono 12), se llama masa atómica (A).
A = p + n
• Algunos elementos presentan más de una masa
atómica, dependiendo del número de neutrones en su
núcleo. A estos átomos se les llama isótopos.
• El peso atómico de un elemento es el promedio de las
masas de los isótopos naturales expresado en uma.

6. Modelos atómicos
• A principios del siglo XX, Bohr propuso un
modelo planetario para explicar la estructura
atómica: en el centro del átomo se encontraba
el núcleo donde están los protones y los
neutrones y rodeando dicho núcleo, los
electrones giraban distribuidos en capas o
niveles energéticos. Entre más cercanos
estuvieran al núcleo, menor energía
presentaban. Este modelo no explicaba algunos
resultados experimentales y por ello, a finales
de los 1920, Schrödinger y Heisenberg
propusieron un modelo mecánico cuántico.

7. • Heisenberg decía que es imposible saber con exactitud
la posición y la velocidad de un electrón en un
momento dado (Principio de incertidumbre), por lo que
se describieron unas “regiones estadísticas de mayor
probabilidad electrónica” –rempe- que definían la
posible posición de un electrón en determinado
momento. Estas regiones también se conocen como
orbitales atómicos y presentan algunos subniveles. La
posición de un electrón puede definirse por 4 números
cuánticos: n, l, m y s.

8. • n: es el número cuántico principal y
describe el nivel energético en el
que está un electrón dado.
l: es el número cuántico del momento
angular; hace referencia al subnivel
energético y a la forma del orbital.
m: es el número cuántico magnético y
describe la orientación del orbital
en el espacio.
s: es el número cuántico del espín
electrónico y corresponde al giro
del electrón.
Según el Principio de exclusión de Pauli,
dos electrones no pueden tener los
mismos números cuánticos.

10. Configuración electrónica
• La disposición de los electrones en los
diversos orbitales atómicos se conoce
como configuración electrónica y cumple
con algunas reglas básicas:
• a) un orbital no puede tener más de dos
electrones, los cuales deben girar en
direcciones opuestas.
• b) los electrones no se juntan en un orbital si
existe otro disponible con la misma energía.

11. • Existe un orden en que se llenan los
orbitales y está descrito en la tabla
siguiente:

12. Tabla periódica
• Los elementos químicos presentan algunas propiedades
debido a la configuración electrónica que presentan.
Estas propiedades se repiten de manera periódica y fue
Dmitri Mendeleev quien lo descubrió en 1869. Este
investigador organizó los elementos en grupos o familias
químicas, cuyas propiedades químicas dependen del
número de electrones que se encuentran en el último
nivel energético (electrones de valencia). Asimismo,
describió 7 períodos, correspondientes a los 7 niveles
energéticos en los que pueden encontrarse los
electrones de todos los elementos conocidos a la fecha.

14. Ley periódica, Tamaño atómico,
energía de ionización y afinidad
electrónica.
• Algunas propiedades físicas y químicas de los
átomos varían periódicamente, de acuerdo con
su número atómico y es lo que conocemos
como Ley periódica. Entre estas propiedades se
encuentran el tamaño atómico: el radio atómico
disminuye de izquierda a derecha en la tabla
periódica (del grupo I al VII) y aumenta de arriba
abajo (del período 1 al 7).

15. • La energía de ionización, que es la energía
necesaria para que un átomo pierda un electrón
de su nivel externo de energía, aumenta
conforme se avanza en un período y disminuye
de arriba abajo en un grupo.
• La afinidad electrónica (electronegatividad), que
es la capacidad que tiene un átomo para
adquirir o ganar un electrón, aumenta a través
de un período y disminuye en el grupo.