Los átomos, el principio de Aufbau, Estructura de Lewis, Modelo Atómico de Bohr

Aquí tienes el collage que muestra conceptos clave sobre los átomos, el principio de Aufbau, la estructura de Lewis y el modelo atómico de Bohr. Puedes revisarlo y utilizarlo según lo necesites.

Aquí tienes una breve explicación de cada uno de estos conceptos:

1. Los Átomos

Son las unidades fundamentales de la materia y la base de la química. Cada átomo está compuesto por un núcleo que contiene protones (carga positiva) y neutrones (sin carga), rodeado por electrones (carga negativa) que orbitan en diferentes niveles de energía. Los átomos se combinan para formar moléculas y compuestos, y sus propiedades dependen de la disposición y el número de electrones en la corteza.

Composición: Los átomos están compuestos por tres tipos principales de partículas subatómicas:

Protones: Positivos, se encuentran en el núcleo y determinan el número atómico (identidad del elemento).

Neutrones: Sin carga, también están en el núcleo y contribuyen a la masa del átomo.

Electrones: Negativos, orbitan alrededor del núcleo en niveles de energía o "capas".

Número atómico y masa atómica: El número atómico es el número de protones en el núcleo y define el elemento. La masa atómica es la suma de protones y neutrones en el núcleo.

Isótopos: Átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones. Por ejemplo, el carbono tiene isótopos como el carbono-12 y el carbono-14.

Los átomos se combinan para formar moléculas y compuestos, y la disposición de los electrones determina las propiedades químicas de un elemento.

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2. Principio de Aufbau

El principio de Aufbau es un principio en química que describe cómo se distribuyen los electrones en un átomo. Según este principio, los electrones llenan primero los niveles de energía más bajos antes de ocupar los niveles más altos. Esto se traduce en una secuencia específica de llenado de orbitales, lo que ayuda a predecir la configuración electrónica de los átomos. Por ejemplo, el orden en que se llenan los orbitales es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, y así sucesivamente.

Orbitales: Los electrones ocupan diferentes orbitales, que son regiones de espacio donde es probable encontrarlos. Los orbitales tienen formas y energías diferentes, y se organizan en niveles de energía:

s (esférico)

p (doble lóbulos)

d (complejos)

f (más complejos)

Configuración electrónica: La forma en que los electrones se distribuyen en un átomo se llama configuración electrónica. Por ejemplo, la configuración del oxígeno es 1s² 2s² 2p⁴, lo que indica que tiene dos electrones en el primer nivel y seis en el segundo.

Niveles de energía: Los electrones ocupan primero los niveles más bajos (como 1s) antes de pasar a los niveles más altos (como 2s, 2p, etc.).

Secuencia de llenado: La secuencia común es:

1. 1s

2. 2s

3. 2p

4. 3s

5. 3p

6. 4s

7. 3d

8. 4p

9. 5s

10. 4d

11. 5p

12. 6s

13. 4f

14. 5d

15. 6p

Ejemplo: Para el oxígeno (número atómico 8), la configuración electrónica es 1s² 2s² 2p⁴, lo que significa que tiene 2 electrones en el orbital 1s, 2 en el 2s y 4 en el 2p.

Regla de Hund:

En adición al principio de Aufbau, la regla de Hund establece que los electrones deben ocupar orbitales vacíos de igual energía antes de emparejarse en orbitales ya ocupados. Esto maximiza la repulsión entre electrones y minimiza la energía total del átomo.

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3. Estructura de Lewis

La estructura de Lewis es una representación gráfica que muestra cómo se distribuyen los electrones de valencia en un átomo o molécula. En esta representación, los átomos se dibujan con sus símbolos químicos, y los electrones de valencia se representan como puntos alrededor del símbolo. Los enlaces entre átomos se muestran como líneas (un par de electrones compartidos). La estructura de Lewis es útil para visualizar la formación de enlaces covalentes y la disposición de los electrones en las moléculas.

Diagrama de Lewis: Representa los electrones de valencia de un átomo o molécula. Se usa para predecir cómo los átomos se unirán entre sí.
Representación: El símbolo del elemento se coloca en el centro y los electrones de valencia se dibujan como puntos alrededor de este.
Enlaces: Los enlaces covalentes se representan como líneas entre átomos. Un enlace simple se representa con una línea, mientras que un enlace doble se representa con dos líneas.
Ejemplo: La estructura de Lewis del agua (H₂O) muestra el oxígeno en el centro con dos pares de electrones no compartidos y dos líneas conectadas a dos átomos de hidrógeno.
Electrones de valencia: Son los electrones en la capa más externa de un átomo y son responsables de la formación de enlaces químicos. En la estructura de Lewis, se utilizan puntos para representar los electrones de valencia.
Reglas: Hay reglas para dibujar estructuras de Lewis, como el número total de electrones disponibles y la octeto (los átomos buscan tener ocho electrones en su capa más externa).
Puntos de Lewis: Cada punto representa un electrón de valencia. En la estructura, los átomos se unen para mostrar cómo comparten electrones. Los enlaces simples se muestran como una línea (un par de electrones), mientras que los enlaces dobles se representan como dos líneas (cuatro electrones).
Octeto:La regla del octeto establece que los átomos tienden a combinarse de tal manera que cada uno tenga ocho electrones en su capa de valencia, lo que les otorga estabilidad. Algunos elementos, sin embargo, pueden tener menos o más de ocho electrones en su capa de valencia (como el hidrógeno, que busca solo dos).
Ejemplo de moléculas:
Agua (H₂O): Se representa como H-O-H, mostrando que el oxígeno comparte electrones con dos átomos de hidrógeno.
Dióxido de carbono (CO₂): Se representa como O=C=O, indicando que el carbono está doblemente unido a cada oxígeno.

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4. Modelo Atómico de Bohr

El modelo atómico de Bohr, propuesto por Niels Bohr en 1913, describe el átomo como un pequeño sistema solar, donde los electrones orbitan alrededor del núcleo en niveles de energía discretos. Según este modelo, los electrones pueden saltar entre niveles de energía al absorber o emitir energía en forma de fotones. Aunque este modelo fue fundamental para el desarrollo de la teoría atómica, fue posteriormente reemplazado por modelos más avanzados, como la mecánica cuántica, que describe el comportamiento de los electrones de manera más precisa.

Estructura: En este modelo, los electrones se consideran partículas que orbitan el núcleo en trayectorias fijas llamadas "órbitas". Cada órbita corresponde a un nivel de energía específico.

Niveles de energía: En el modelo de Bohr, los electrones solo pueden ocupar niveles de energía específicos y no pueden estar en lugares intermedios. Cada nivel tiene una energía definida y se numeran a partir de 1 (el más cercano al núcleo).

Transiciones de electrones: Cuando un electrón se mueve a un nivel de energía más alto, absorbe energía, y cuando regresa a un nivel más bajo, emite energía en forma de luz. Esto explica fenómenos como las líneas espectrales de los elementos.

Limitaciones: Aunque el modelo de Bohr fue útil para describir átomos como el hidrógeno, no puede explicar adecuadamente la química de átomos más complejos y fue superado por la mecánica cuántica, que proporciona una descripción más precisa del comportamiento de los electrones.

Órbitas:

Bohr propuso que los electrones se mueven en órbitas estables y definidas alrededor del núcleo, y solo pueden hacerlo en ciertas órbitas permitidas sin emitir energía.

Cuantización de la Energía:

La energía de los electrones en estas órbitas es cuantizada, lo que significa que solo ciertos niveles de energía son permitidos. Cuando un electrón se mueve de una órbita a otra, absorbe o emite una cantidad específica de energía, lo que se observa en la emisión de luz (espectros) de los átomos.