Download 1-Estructura atómica 2015

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.