Download Clase 1 QUIMICA

Proyecto PREUcúpate
Ciencias/Química
El concepto de átomo
Demócrito filosofo griego ( 460-370 a.C.) discípulo de
Leucipo,
Planteo que debía existir una partícula diminuta de
Materia, la cual no se podría subdividir.
Átomo = Sin división
John Dalton y su teoria atómica
(1803)
•
•
•
•
•
Toda la materia se compone de átomos
Los átomos son partículas extremadamente pequeñas
Los átomos son indivisibles
Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos entre si.
Los átomos se unen unos con otros par formar diferentes
compuesto
• Los átomos en los cambios químicos se reordenan, sin destruirse
Sir William Crookes
(1879)
• Experimentando con tubos de descarga observó que se desprendía
un rayo desde el cátodo al ánodo, por lo cual lo denominó
rayo catódico
Joseph Thomson
(1856-1940)
• Utilizando un tubo de descarga descubrió que los rayos catódicos
se desviaban en un campo magnético.
• Descubrió que los rayos catódicos poseían carga eléctrica negativa.
• Demostró que el rayo catódico eran idénticos sin importar el
material de los electrodos y del gas dentro del tubo.
Robert Millikan
• En 1909, el físico estadounidense R. Millikan realiza
un experimento con gotas de aceite eléctricamente
cargadas en un campo eléctrico.
Experimento de la gota de aceite
de Millikan
• Determina la carga de un electrón= -1,6 x 10 -19 coul
Eugene Goldstein
• En 1886,utilizando un tubo de descarga con el cátodo
perforado, observó que además de los rayos catódicos
había un rayo que provenía del ánodo hacía el cátodo .
• A estos rayos los llamó rayos anódicos o rayos canales
• Los rayos canales poseen carga eléctrica positiva.
• El experimento de Goldstein permitió descubrir los
protones
Modelo atómico de J. Thomson
(1898)
• El átomo es una esfera de carga positiva.
• El átomo poseía electrones dispersos en él.
• La cantidad de electrones era suficiente para anular la
carga positiva, por lo cual el átomo era neutro.
• Las cargas positivas y negativas eran estáticas en el
átomo.
• Este modelo se conoce como el budín de pasa.
Konrad Wilhelm
•
Roentgen
En 1895 Roentgen trabajando con tubos de descarga descubre un nuevo
tipo de rayo, el cual presenta las siguientes características:
a) Produce la fluorescencia de muchos materiales
b) Es capaz de imprimir placas fotográficas.
c) Ioniza los gases,
d) No son desviados por campo eléctricos ni magnéticos.
e) Son capaces de atravesar diferentes materiales.
Roentgen al no poder determinar que tipo de rayos son los
descubiertos los llamó :
Rayos X
Aplicación de los rayos x
descubiertos por Roentgen
Antoine Henri
Becquerel
(1853 – 1908)
• Trabaja con minerales de
uranio, los cuales son
capaces de velar una
placa fotográfica.
• En 1896 descubre la
radiactividad natural
Componentes de la radiactividad
• Los rayos alfas son atraídos por el polo negativo.
• Los rayos beta so atraídos por el polo positivo.
• Los rayos gamma no sufren atracción.
Rayos alfa
-Son de carga eléctrica positiva .
-Corresponden a núcleos de helio.
-Poseen una velocidad de 20.000 Km/seg.
-Su poder de penetración es muy bajo.
Rayos Beta
-Poseen carga eléctrica negativa.
-Son electrones emitidos por el núcleo.
-Presentan una velocidad 99,95% de la luz.
-Su poder de penetración es alto.
Rayos gamma
-No poseen carga eléctrica.
-No tienen masa.
-Son ondas electromagnéticas.
-Presentan un gran poder de penetración.
Bloque de
Plomo
Material
radiactivo
Pantalla
Fluorescente
Lámina de oro
El resultado…
Explicación:
• El átomo es casi vacío.
• El átomo posee un núcleo denso
y positivo en el centro.
Modelo atómico de Rhuterford
1911
• El núcleo del átomo es positivo
• La masa del átomo se concentra en el núcleo
• La mayor parte del volumen del átomo es espacio
vacio
• Los electrones debe estar en la envoltura del átomo
en continuo movimiento
Chadwick y el Neutrón (1932)
•
•
•
•
átomo H - 1 p;
átomo He - 2 p
masa He/masa H …debería ser = 2
masa medida He/masa H = 4
El neutrón es una partícula neutra
masa neutrón ~ masa protón
Masa del neutrón = 1.67 x 10 -24 g
Partículas subatomicas
Nombre Simbolo
Carga
Masa
Relativa
Masa
actual (g)
Electrón
e-
-1
1/1840
9.11 x 10-28
Protón
p+
+1
1
1.673x 10-24
Neutrón
n0
0
1
1.675x 10-24
Teoría cuántica de Planck
• Max Planck en 1900
determinó que la energía se
puede emitir o absorber en
cantidades discretas, en
pequeños paquetes a los que
llamó Cuantos.
E = h.v
•
h=
6,63x10
-34
J.s
v = Frecuencia (s )
-1
• Niels Bohr, físico Danés, recibió el premio Nobel
de física en 1922 por su teoría que explicaba el
espectro del átomo de hidrógeno
Modelo atómico de Sommerfeld
En 1916 Arnold Sommerfeld postula que los
electrones giran en orbitas circulares y elípticas
en torno al núcleo
Louis de Broglie
• En 1924 De Broglie propuso que los electrones pueden
tener propiedades ondulatorias.
Electrón = partícula y onda
De broglie y su modelo atómico
El electrón en un átomo
se comporta como una
onda estacionaria.( no se
dezplaza)
La longitud de la orbita
debe ser un múltiplo
exacto de la longitud de
onda del electrón.
2 r = n 
Órbitas no permitidas
• La circunferencia de
la órbita no es igual a
un número entero de
la longitud de onda.
• Ésta no es una órbita
permitida para el
electrón
Órbitas permitidas
Louis Victor Pierre Raymond Duc
de Broglie
• Físico Francés
• Tenía título de príncipe.
• Recibió el premio Nobel de
física el año 1929 por
proponer que la materia tenía
propiedes de onda y partícula.
¿Dónde está el electrón?
• En el año 1925 Werner
Heisenberg formuló el
principio de incertidumbre.
• Para un electrón resulta
imposible conocer en forma
exacta y simultánea su
velocidad y posición
La reflexión de la luz
•
•
Para ver un objeto la luz
debe reflejarse en su superficie
Modelo atómico de Schrödinger
• Schrödinger en 1926 propone
una ecuación que interpreta el
comportamiento
de
los
electrones como una onda.
Ecuación de Schrödinger
Orbital
Modifica el concepto
de órbita ( Bohr) por
orbital.
Orbital es la zona de
mayor
probabilidad
en
la
cual
se
encuentra el electrón
Ecuación de Schrödinger
• De la ecuación de Schrödinger surgen 3
soluciones matemáticas, las cuales
corresponden a lo números cuánticos.
Números cuanticos
• 1. Numero cuántico principal: (n)
• Valores n= 1, 2, 3, 4, …….
Determina la energía del orbital y la distancia del
electrón al núcleo
• 2. Número cuántico secundario, azimutal o
momento angular : ( l )
•Valores l = 0 , 1 , 2 ,3,
(n -1)
• Determina la forma de los orbitales atómicos
l
subnivel
0
s
1
p
2
d
3
f
• 3.- Número cuántico magnético (ml)
•Valores
ml = - l ,… o,…+l
• Determina la orientación de los orbitales en el
espacio
• La cantidad de orientaciones es ( 2 l + 1 )
Subnivel s
• Cuando l = 0 existe un orbital s
Subnivel p
• Cuando l =1
existen 3 orbitales p
Subnivel d
• Cuando l = 2 existen 5 orbitales d
Subnivel f
• Cuando l = 3 existe 7 orbitales f
Números cuanticos y orbitales atómicos
n
l
ml
Nº de
orbitales
Orbitales
atómicos
1
2
0
0
0
0
1
1
s
s
3
1
0
-1, 0, +1
0
3
1
p
s
1
-1, 0, +1
3
p
2
0
1
2
3
-2,-1,0,+1,+2
0
-1, 0, +1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
5
1
3
5
7
d
s
p
d
f
4
•s
•s
•s
•s
•Px py pz
•Px py pz • d1 d2 d3 d4 d5
•Px py pz •d1 d2 d3 d4 d5 •f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7
4.- Número cuántico de espín ( ms )
• Determina el sentido de giro del electrón en su propio
eje (rotación )
•Valores = +1/2
-1/2
•+1/2
•- 1/2
•Paramagnetico
•2p
•electrones no-apareados
•Diamagnetico
•2p
•Todos los electrones apareados
•7.8
•Interpretación simple de los
números cuánticos
•Indica el
número cuántico
principal n
•Indica la
cantidad de
electrones en el
orbital…
•Indica el número
cuántico secundario l
•Numero cuánticos
•n = 3
l =1
m = -1
s = -1/2
•incompleto
Configuración electrónica
Es la distribución de los electrones dentro de
un átomo, en niveles y subniveles de energía
•Principios que rigen la configuración electrónica
•Principio de
Constitución (Aufbau)
•Principio de Exclusión de
Pauli
•Principio de Máxima Multiplicidad de
Hund
Principio de Constitución
(Aufbau)
•“Los electrones irán
ocupando los niveles
de mas baja energía en
forma creciente”.
•
REALIZACIÓN DE UNA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
•Principio de Máxima Multiplicidad de
Hund
•“Deberán existir el mayor numero
de electrones desapareados
posibles “.
•Principio de Exclusión de Pauli
•“En un átomo no puede haber dos electrones con
los cuatro números cuánticos iguales”.
•Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que
compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían
en el número cuántico de spin (s)
Configuraciones electrónicas
• Z=6
Carbono C:
• Z = 17 Cloro Cl:
• Z = 20 Calcio Ca:
• Z = 26 Hierro Fe:
• Z = 35 Bromo Br:
• Solamente hay dos excepciones:
• Z = 24
Cromo Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
• Z = 29
Cobre Cu: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1