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QUÍMICA Parte de la ciencia que se ocupa del estudio de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia, de la interpretación teórica de las mismas, de los cambios energéticos que tienen lugar en las citadas transformaciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas. ESTRUCTURA ATÓMICA TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS 2015 Resumen de la Presentación • Naturaleza eléctrica de la materia. Partículas subatómicas. • Experimentos y evolución de los modelos atómicos. • Interacción entre la materia y la radiación. Propiedades radiactivas de la materia. • Desarrollo de la mecánica cuántica. • Orbitales, niveles de energía y configuración electrónica. • Propiedades periódicas ¿Por qué estudiar la estructura interna de la materia? • ¿Por qué los átomos se combinan en ciertas relaciones y no en otras? • ¿Por qué distintos elementos tienen diferentes propiedades? • ¿Por qué los elementos de un mismo grupo tienen propiedades similares? • ¿Por qué existen líquidos, sólidos, gases, metales, no-metales, etc? EVOLUCIÓN DEL MODELO ATÓMICO LÍNEA DE TIEMPO Teoría atómica de Dalton (1800) • Los elementos están constituidos por partículas indivisibles llamadas átomos. • Todos los átomos de un mismo elemento poseen las mismas propiedades, y difieren de las propiedades de los átomos de otros elementos. • Los átomos no pueden ser creados, destruidos o transformados en átomos de otro elemento. • Los compuestos se forman cuando átomos de distintos elementos se combinan manteniendo relaciones enteras y pequeñas. Naturaleza Eléctrica de la Materia • Evolución histórica de los modelos atómicos • Relación con los Experimentos “La materia macroscópicamente es eléctricamente neutra, pero internamente está constituida por partículas subatómicas con cargas positivas, negativas y neutras” J.J. Thomson: Descubrimiento del electrón. • Investiga los rayos catódicos. • Se emiten cuando se aplica una diferencia de potencial alta entre dos contactos de metales, electrodos, en un tubo de vidrio al vacío. • Rayos viajan del cátodo al ánodo. • Se mueven en línea recta. • Se desvían en presencia de campos eléctricos y magnéticos. • Son independientes de la naturaleza del cátodo o del gas dentro del tubo. • Consisten de cargas negativas a las que se les atribuye el nombre de electrones. • Poseen una relación carga/masa constante = 1.76 x 108 C/g R.A. Millikan • Determinó la carga del electrón. • Analizó el movimiento de pequeñas gotas de aceite que adquirían carga a partir de los iones del aire. • Pudo suspender las gotas cargadas aplicando un campo eléctrico y seguir su movimiento. • Utilizó la relación q/m y permitió obtener el valor de carga unitario. • A partir del valor de carga unitaria fue posible obtener la masa del electrón. Determinaciones sofisticadas llevaron a los siguientes valores: Carga = 1,602 x 10-19 C Relación carga/masa del e- = -1,76 x108 C/g Masa del e- = 9,109 x 10-31 g Modelo atómico de Thomson (Modelo del budín) • Planteó la existencia de partículas negativas llamadas electrones (e-) • El átomo está constituido por una masa densa de carga positiva en la cual están sumergidos los electrones • La suma de la carga de los ees igual a la carga total positiva Rayos canales y protones Eugene Goldstein Ánodo Cátodo perforado Átomo + Energía: catión(+) + electrón (-) Existe una unidad de carga positiva llamada protón cuya carga es de igual magnitud pero de signo contrario y su masa es casi 1836 veces mayor al electrón. Radiactividad • Es la emisión espontánea de radiación, partículas subatómicas, o ambas: g • Rayos X – Radiación penetrante sin carga. • Rayos α b a + - Campo eléctrico – Núcleos de Helio (+) • Rayos β – Igual masa y carga que el electrón • Rayos γ – No poseen carga. Similar a los rayos X Material radiactivo Bloque de plomo Ernest Rutherford • Premio Nobel de química en 1908 por sus investigaciones sobre la estructura del núcleo atómico. • Utilizó láminas muy delgadas de oro como blanco de partículas α provenientes de una fuente radiactiva. • La mayoría de los rayos no se desvían, o lo hacían levemente • Solamente algunos rayos a se desvían más 90° Concluyó: • La mayor parte de los átomos se trata de un espacio vacío. • Las cargas positivas deben estar concentradas en el centro del átomo: núcleo. Modelo de Rutherford • La carga positiva del átomo y la mayor parte de su masa está concentrada en el núcleo. – El núcleo ocupa sólo 1/1013 del volumen total. • • radio atómico ~ 10-1 nm radio nuclear ~ 10-5 nm • Existe un gran espacio vacío entre el núcleo y los electrones. – Los electrones giran alrededor del núcleo – Experimentos posteriores permitieron determinar la existencia del neutrón. Modelo Modelo atómico atómico de Thomson de Rutherford Número atómico El número de protones del núcleo de un átomo determina su identidad. Ese número se denomina NÚMERO ATÓMICO (Z). Cada elemento difiere del que le precede por una carga positiva más en su núcleo atómico. X Z 1H; 2He; 3Li En un átomo neutro cada núcleo contiene un número entero de protones, igual al número de electrones • Moseley en 1913 estudió la difracción de rayos X generados por distintos elementos al ser bombardeados con electrones de alta energía. • Conforme aumentaba la masa atómica de los elementos bombardeados, los rayos X se desplazaban a longitudes de onda más cortas. • Se pudo ordenar los elementos químicos conocidos según su carga nuclear creciente El neutrón • James Chadwick (1933) • Premio nobel de fisica: 1935 • Demostró la existencia de los neutrones bombardeando elementos (hasta K, elemento 19) con partículas a. • Partículas neutras y con masa un poco mayor que la masa de los protones. Número de masa e isótopos El número de masa (A) de un átomo es la suma de protones y neutrones de su núcleo A X A= número de protones + número de neutrones A= número atómico + número de neutrones Los isótopos son átomos de un mismo elemento pero con masas diferentes. Tienen igual número de protones pero diferente número de neutrones. A X Z 22 23 24 Na; Na; 11 11Na 11 Ejercitación: Ejercicio Nro. 1 Guía de TP de Aula: Completar el siguiente cuadro: Símbolo 35 Cl 17 64 Cu 29 Número atómico Número de Cantidad masa protones de Cantidad neutrones de Cantidad electrones de Isótopo Masa atómica de un elemento Es la suma de las masas atómicas por sus abundancias relativas m= mi A / 100 22,99 Na 22 Na; 11 23 24 Na; 11 11Na Ejercitación: Ejercicio Nro. 2 Guía de TP de Aula: En la naturaleza hay tres isótopos de magnesio. A continuación se indican sus abundancias y sus masas, determinadas por espectrometría de masas. Emplear esta información para calcular la masa atómica del magnesio. Isótopo % Abundancia Masa (uma) 24Mg 78,70 23,98505 25Mg 10,13 24,98584 26Mg 11,17 25,98259 Radiación Electromagnética • Es una perturbación vibracional por medio de la cual se transmite energía. – Está compuesta por un campo eléctrico y uno magnético (Maxwell, 1873) • Características de las ondas electromagnéticas: – – – – – Longitud de onda (λ) Frecuencia () Amplitud (A) Energía (E) Velocidad de propagación (c) velocidad de la luz . = c Longitud de onda () Amplitud Espectro electromagnético Naturaleza Corpuscular • Observación de espectros atómicos • Cuantización de la energía: Efecto Fotoeléctrico: Einstein (1905) planteó la posibilidad de considerar a la luz como un haz de partículas llamadas fotones. Energía cinética del electrón Planck (1900) planteó la existencia de cuantos discretos de energía para explicar la emisión de radiación de un cuerpo negro. Ecuación de Planck: E = h. n Frecuencia umbral Los electrones no son expulsados por debajo de un umbral característico. Los electrones son expulsados inmediatamente cuando se alcanza. La energía cinética de los electrones expulsados aumenta linealmente con la intensidad de la radiación incidente. Modelo Atómico de Bohr (1913) • Similar a un sistema planetario, donde los electrones giran en órbitas alrededor del núcleo • Postulados de Bohr: – Los e- se mueven en ciertas órbitas circulares permitidas (n = 1, 2, 3…) – Un e- puede cambiar su estado absorbiendo o emitiendo un fotón – La frecuencia del fotón está dada por el cambio de energía • Limitaciones del modelo: Núcleo n=3 n=2 n=1 Fotón ∆E = h n – Sólo explica los espectros de átomos hidrogenoides Dualidad “Onda-Partícula” • De Broglie (1925): – Si la luz tiene un comportamiento corpuscular, ¿Por qué el electrón no puede tener uno ondulatorio? • Propuso que todas las partículas debían ser consideradas como provistas de propiedades ondulatorias. Asoció al electrón una longitud de onda, dada por la ecuación: λ=h/m Donde mv = p (momento del electrón). http://www.youtube.com/watch?v=fUZZgDOrY30 » Comportamiento Dual Principio de Incertidumbre • Heisenberg (1925): “La ubicación y el momento de una partícula son complementarios, es decir, no pueden conocerse simultáneamente con una precisión arbitraria”. Mecanica Cuántica u Ondulatoria • Erwin Schrödinger (1925) z – Función de onda - Ψ (Psi) onda Como la energía correspondiente – Calcula tanto la función d – Depende de la posición del een el átomo (tridimensional) Ψ = Ψ(x,y,z) = Ψ(r,θ,φ) e q r • Max Born (1929) y f x – Interpretación física (orbitales) – Probabilidad de encontrar un electrón (Ψ2) La ubicación de un electrón en un átomo se describe por una función de onda conocida como orbital atómico; los orbitales atómicos se designan por lo números cuánticos y se agrupan en niveles y subniveles. • Aparecen los números cuánticos. – Ψ depende de una serie de números cuánticos. – De estos depende la forma y energía de los orbitales. Números Cuánticos • • De los orbitales – n = número cuántico principal • n = 1, 2, 3, … • A mayor n, mayor energía y tamaño del orbital – l = número cuántico azimutal • l = 0, 1, 2, …, n-1 • Determina la forma del subnivel orbital • Hay tantos subniveles como nivel principal – ml = número cuántico magnético • ml = -l, (-l+1), …, 0, …, (+l-1), +l • Determina la orientación en el espacio del orbital • Hay n2 orbitales por nivel De los electrones – ms = número cuántico de spin (+½ ; -½) • Permite explicar propiedades magnéticas • Hay 2n2 electrones por nivel Forma y Tamaño de los Orbitales (r,q ,f ) R(r ). Y (q ,f ) • R = Función de onda radial • Y = Función de onda angular • n=1 • l = 0 orbital 1s • Geometría esférica • n=2 • l = 0 orbital 2s • Geometría esférica Forma y Tamaño de los Orbitales • • • • • n=2 l = 1 orbital 2p ml = -1, 0, 1 Geometría La orientación en el espacio depende del valor de ml. Orbitales s Orbitales p Orbitales d Orbitales f Ejercitación Para un orbital 3d: • ¿Qué valor posee n? • ¿Qué valor posee l? • ¿Qué valores puede tomar ml? • ¿Cuántos electrones posee como máximo? • ¿Cuántos orbitales totales posee el nivel con n = 3? Ejercitación: Ejercicio Nro. 4 Guía de TP de Aula: Si comparamos dos electrones diferentes cuyos conjuntos de números cuánticos sean: a. 3, 1, 0, ½ y 2, 0, 0, -1/2 podremos decir que el primero tiene mayor energía que el segundo. Justifique. b. 3, 2, 2, ½ y 4, 0, 0, ½ podremos decir que el primero tiene mayor energía que el segundo. Justifique. c. Conocidos los 4 números cuánticos de dos electrones no podremos decir nada acerca de sus energías respectivas si no nos indican nada más. d. 3, 1, 0, ½ y 3, 0, 0, ½ podremos decir que el primero tiene mayor energía que el segundo sólo si se trata de átomos de hidrógeno. e. Conociendo sólo el número cuántico principal de dos electrones podremos decir quién tiene mayor energía. Justifique. Dé un ejemplo. Ejercitación: Ejercicio Nro. 5 Guía de TP de Aula: Complete los siguientes datos: Nivel de energía (n) Número máximo de Número y nombre de Número de orbitales electrones para (n) subniveles por nivel (n) 1 2 3 4 5 Ejercicio Nro. 6 Guía de TP de Aula: Indique el número máximo de electrones que pueden ocupar cada una de las siguientes subcapas: a) 3d; b) 4s; c)2p; d)5f. Niveles de Energía de los Orbitales Átomos hidrogenoides s p d f -1 0 1 -2 -1 0 1 2 -3 -2 -1 0 1 2 3 -1 0 1 -2 -1 0 1 2 n=4 Energía (negativa) n=3 n=2 -1 0 1 n=1 Desdoblamiento de los niveles de Energía (Atomos multielectrónicos) 4f N=4 4d 4p ENERGÍA CRECIENTE N=3 3d 4s 3p 3s 2p N=2 2s N=1 1s Niveles de Energía de los Orbitales Átomos mutielectrónicos s p d f -1 0 1 -2 -1 0 1 2 -3 -2 -1 0 1 2 3 -1 0 1 -2 -1 0 1 2 n=4 Energía (negativa) n=3 n=2 -1 0 1 n=1 Configuración Electrónica (CE) • Permiten llenar casilleros en los diagramas de niveles y subniveles • Reglas de Llenado - Principio de construcción (Principio “Aufbau”) – Principio de exclusión de Pauli • “Dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos.” – Regla de Hund de Máxima multiplicidad • “La configuración más estable es la que tiene mayor número de electrones con espines apareados.” Reglas para el llenado de Orbitales • Máxima cantidad de electrones por orbital – Orbital s 2 e– Orbital p 6 e– Orbital d 10 e– Orbital f 14 e- • Regla de las diagonales – El orbital 4s se llena antes que el 3d • Capas llenas o semillenas confieren estabilidad adicional Elementos del segundo período Z DIAGRAMA DE ORBITALES 1s 2s 2p DIAGRAMA DE SUBNIVELES 3s 2 He 1s2 3 Li 1s22, 2s1 1S 4 Be 1s2, 2s2 5 B 1s2, 2s2, 2p1 6 C 1s2, 2s2, 2p2 7 N 1s2, 2s2, 2p3 8 O 1s2, 2s2, 2p4 Ejercitación • Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos: – Na, Cl, O, Ne, Fe, Cu • Escriba la configuración electrónica de los iones más estables que forman dichos elementos: • Reconozca la existencia de capas o niveles completos o semicompletos Numero másico Número atómico Ejercitación: Ejercicio Nro. 7 Guía de TP de Aula: Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: 1s2, 2s1 1s2 2s1 1s2, 3s2 1s2, 2s2,2p8, 3s1 1s2, 2s2,2p6, 2d2 Indicar cuáles son aceptables como configuraciones electrónicas en el estado fundamental de algún elemento; cuáles lo son como configuraciones electrónicas excitadas; y cuáles son inaceptables. Justificar las respuestas. Ejercicio Nro.8 Guía de TP Aula: Realice la distribución electrónica por niveles y subniveles de energía de los elementos de número atómico 1,3,10,15 y 20. Indique a qué elementos corresponden. Configuración electrónica de iones: En el caso de cationes (iones con carga positiva), para determinar el número de electrones para hacer la configuración, se restan tantos electrones como carga positiva tiene el ión al numero atómico: Considerando 3Li, por lo tanto, para su catión Li +1 : 1s2 En el caso de aniones (iones con carga negativa), para determinar el número de electrones para hacer la configuración, se suman tantos electrones como carga negativa tiene el ión al numero atómico: Considerando 8O, por lo tanto, para su anión O -2 :1s2, 2s2, 2p6 Formación de IONES: Cationes y Aniones Ejercitación: Ejercicio Nro. 9 Guía de TP de Aula: Realice la distribución electrónica de las siguientes especies químicas: Fe0(Hierro): Fe+2(catión ferroso): Fe+3(catión férrico): Ba0(Bario): Ba+2(catión bario): S0(Azufre): S-2(Anión sulfuro): K0(Potasio): Cu+1(Catión cuproso): Cu+2(Catión cúprico): Ejercicio Nro. 10 Guía de TP Aula: Escribir un conjunto aceptable de cuatro números cuánticos que describan al último electrón de un átomo de cloro y de un átomo de azufre en su estado de anión sulfuro. Excepciones • Configuración Electrónica del Cu – Teórica: 2 2 6 2 6 2 9 29Cu: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d – Real/Experimental 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Cu: 1s 29 Capas llenas o semillenas confieren estabilidad adicional.