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INTRODUCCIÓN
Los átomos no son partículas individuales como lo había pensado originalmente Dalton, sino que están compuestos de partículas más simples: en el núcleo del átomo, los neutrones y los protones cargados positivamente y rodeando al núcleo los electrones cargados negativamente
El electrón es una partícula subatómica que tiene carga negativa, su descubrimiento deriva de los experimentos realizados con Electricidad. Además Julius Plücker en 1859 realizó experimentos con Rayos Catódicos que consiste en lo siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo sellado de vidrio al que se ha extraído casi completamente el aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a través de los electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo negativo llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado Ánodo.
Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos por el extremo negativo de campos eléctricos (Cátodo) y magnéticos (Sur Magnético). En 1891 Stoney les llamó electrones. Finalmente 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.
e/m = -1.75 x 108 coulomb/gramo
En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón que resultó ser:
e = -1.602 x 10-19 Coulomb
Al contar con el valor de e/m y con el de e, fué posible obtener el valor de m (masa del electrón) que resultó ser:
me = 9.1096 x 10-28 g
El protón es una partícula cargada positivamente, su estudio se debe en gran parte a Eugene Goldstein quien realizó experimentos con Rayos Catódicos en los cuales se introdujo Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayos Catódicos. El llamó a estos “Rayos Positivos” Protones. Se determinó la relación e/m para el protón resultando ser:
e/m = +9.5791 x 104 Coulomb/g
A los protones se les asignó el símbolo H+ y se determinó que la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+).
eH+ = +1.602 x 10-19 Coulomb
Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:
mH+ = 1.6726 x 10-24 g
En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones nucleares la masa del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de:
mn = 1.6750 x 10-24 g
n = neutrón
Es la parte central del átomo cargada positivamente: esta compuesto principalmente de las partículas fundamentales llamadas protones y neutrones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo. El núcleo contiene la mayor parte de la masa
Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento.
EJEMPLO: EL Magnesio ( Mg) tiene Z= 12
Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo.
A = Z + N
EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones.
Es la masa de un átomo expresada en relación al átomo de carbono-12 (12C).
Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann
Descripción de los Números Cuánticos:
| n = | Número Cuántico Principal: Proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,.... |
| l = | Número Cuántico Azimutal: Proporciona el subnivel. cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1. |
| m = | Número Cuántico Magnético: Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l |
| s = | Número Cuántico de Spin: Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2. |
Principio de Incertidumbre de Heisenberg:
“Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”
Principio de Exclusión de Pauli:
“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.
El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La siguiente figura muestra el orden de llenado de los orbítales.
| NIVEL |
ORBITALES |
ELECTRONES MÁXIMOS POR NIVEL |
| |
||
EJEMPLO: La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del litio es 1s2 2s.
El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s2 2s2. La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ↑para indicar, por ejemplo y↓spín +1/2 y spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos será:
| NOTACIÓN CONVENCIONAL |
DIAGRAMA ORBITAL |
|
| 11H | 1s 1 |
|
| 22He | 1s 2 |
 |
| 33Li | 1s 2 2s 1 |
 |
| 44Be | 1s 2 2s 2 |
 |
| 55B | 1s 2 2s 2 2p 1 |
 |
Para representar una configuración electrónica por la notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa 1s2; (K, L) significa 1s2 2s2 2p6 3s1. Por ejemplo , para el átomo de sodio : 11Na configuración total : 1s2 2s2 2p6 3s1; configuración parcial : ( K,L) 3s1
Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :
| 11Na | configuración parcial | [Ne] 3s1 |
| 20Ca | configuración parcial | [Ar] 4s2 |
Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama orbital para el fósforo:
| 15P |
[Ne] |
 |
 |
y no |
[Ne] |
|
 |
Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno .
