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QUÍMICA
“Ciencia experimental que se ocupa del estudio de la
materia, sus propiedades, constitución y
transformaciones”
Hª DE LA QUÍMICA Y MODELOS ATÓMICOS
Percepción e interpretación de la realidad
S. V / IV a.c.: Leucipo y Demócrito de Abdera.
ESCUELA
•
ATOMISTA
ATOMOS (infinitos, compactos, indivisibles, distintos en forma y tamaño)
+
•
VACIO
S. III a.c.
S. V d.c.
ALEJANDRIA (Khemeia)
Constantinopla
Persia
(Procesos químicos y metalúrgicos)
Arabes
S. VII d.c.: AL-KIMIYA
ALQUIMIA (Europa)
TEORIA DE LOS 4 ELEMENTOS
(aire, agua, tierra y fuego)
• Aislaron elementos químicos y descubrieron más de un centenar de
compuestos.
• Gran cantidad de procedimientos experimentales.
S. XVII (1661). Robert Boyle, “padre de la química moderna” .
Método científico
Química (químicos)
Concepto de elemento químico
S. XIX(1800).
TEORIA ATÓMICA DE DALTON
 Elementos
formados
por
partículas
indestructibles e indivisibles : ATOMOS.
 Atomos de un mismo elemento son idénticos.
Combinación de átomos en proporciones dadas
para formar compuestos.
MATERIA
DALTON
NO es un “todo contínuo”
(átomos en el vacío)
FISICOS
Medio continuo (Eter)
1875. WILLIAM CROOKES
Estudio de partículas subatómicas
1886. EUGEN GOLDSTEIN
RAYOS CANALES (rayos positivos)
1897. Joseph John THOMSON
Rayos Catódicos
Partículas materiales
Carga negativa
Cálculo masa/carga
George Stoney sugiere el nombre de ELECTRONES
MODELO THOMSON
 Electrones presentes en
todas las sustancias.
Masa de los electrones
miles de veces menor que
la de los átomos.
 Electrones inmersos en
una esfera positiva.
Atomo neutro
Atomos no indivisibles
1911. Ernest RUTHERFORD
Experimento de Rutherford
DEMO
Rutherford determino el tamaño
del núcleo atómico en el oro
MODELO DE RUTHERFORD
o
Modelo planetario
 Parte central positiva, NUCLEO, que concentra
prácticamente toda su masa.
 Electrones con carga negativa girando alrededor
del núcleo, CORTEZA.
 El átomo en su conjunto es NEUTRO
1919. PROTÓN
 Partícula positiva con la misma carga que el electrón
 1837 veces la masa del electrón.
1932. NEUTRÓN (James Chadwick)
 Partículas neutras .
 Masa muy similar a la del protón
INCONVENIENTES DEL MODELO DE
RUTHERFORD
Según el electromagnetismo, el electrón
debería describir una órbita espiral
terminando colapsándose contra el
núcleo.
No explica los espectros atómicos
HECHOS EXPERIMENTALES
NATURALEZA DE LA LUZ
RADIACIÓN TÉRMICA
EFECTO FOTOELÉCTRICO
ESPECTROSCOPIA.
ESPECTROS ATÓMICOS
NATURALEZA DE LA LUZ
Newton: naturaleza corpuscular
s. XVII
Huygens: naturaleza ondulatoria
1801. Young. Difracción de la luz
Mediados s. XIX. Maxwell. T. electromagnética
Final s. XIX. Hertz. Ondas electromagnéticas
ESPECTROSCOPIA. ESPECTROS
ATÓMICOS
1860. Bunsen y Kirchhoff. ESPECTROSCOPÍA
“Emisión de luz de distinto color por vaporización
de determinadas sustancias  espectros
discontinuos”.
Espectro de Absorción
Espectro de Emisión
CONOCIMIENTO DE LA
ESTRUCTURA INTERNA
DE LOS ÁTOMOS
Espectro del Hidrógeno
1885 J.J.Balmer – región del visible.
LINEAS BALMER
1889 J.R. Rydberg – región visible + U.V.
L. BALMER
L. LYMAN
RADIACIÓN TÉRMICA
“Todos los cuerpos emiten radiación e-m que depende de
dos factores : Temperatura y Características del cuerpo
emisor”.
CUERPO NEGRO : emisor y absorbente perfecto.
1.-Ley de Stefan-Boltzmann.
I  T4
2.-Ley de Wien.
 max . T= K
RADIACIÓN TÉRMICA
“CATASTROFE DEL ULTRAVIOLETA”
HIPOTESIS DE PLANCK (1900)
“CUANTIZACIÓN”
1.- Los electrones oscilan o vibran con
una frecuencia característica, f .
2.- “La energía no se absorbe ni se emite
de forma continua, sinó en paquetes o
cuantos”.
E= n. h . f
h= Constante de Planck = 6,63 . 10 -34 J.s
EFECTO FOTOELÉCTRICO
“Expulsión de electrones cuando algunos
materiales se iluminan con la luz
adecuada”.
¡PROBLEMA!: Frecuencia umbral, fo .
Efecto fotoeléctrico: Albert Einstein
NATURALEZA
DUAL DE LA LUZ
E= h.f
Ec,max = h (f-f0)
MODELO DE BOHR
 Aspectos clásicos y cuánticos.
 Parte del modelo atómico de Rutherford.
 Órbitas circulares
POSTULADOS:
1º.- Hipótesis de los estados estacionarios. Fcen = Felec
2º.- Condición de cuantización. L= n.h/2.
3º.- Hipótesis de los saltos electrónicos. E3 – E2 = h.f
Modelo de Bohr
• 1. En un átomo, el electrón tiene únicamente ciertos
estados definidos estacionarios de movimiento que le
son permitidos; cada uno de estos estados estacionarios
tiene una energía fija y definida.
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas
circulares sin emitir energía radiante
• 2. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el
electrón tiene un momento angular que es múltiplo
entero de h/(2π).
• 3. La energía liberada al caer el electrón desde una
órbita a otra de menor energía se emite en forma de
fotón, cuya frecuencia viene dada por:• Ea-Eb = h n
Bohr explica las series
espectrales del hidrógeno
Representación de las
órbitas
n
distancia
1
2
3
4
5
6
0,53 Å
2,12 Å
4,76 Å
8,46 Å
13,22 Å
19,05 Å
7
25,93 Å
Bohr explica las series
espectrales del hidrógeno
“El electrón puede adoptar en el átomo
uno cualquiera de los niveles de energía
permitidos que corresponden a los
estados estacionarios, pero no valores
intermedios”.
En = -K / n2
n = 1,2,3,…..
K = 2,18.10-18 J
Series espectrales del hidrógeno
SERIE
Lyman
Balmer
Paschen
Brackett
Pfund
NIVEL DE NIVEL DE
LLEGADA, SALIDA,
nf
ni
1
2,3,4,…
2
3,4,5,…
3
4,5,6,…
4
5,6,7,…
5
6,7,8,…
Región del
Espectro
Ultravioleta
Visible y U.V.
Infrarrojo
Infrarrojo
Infrarrojo
Modelo Bohr - Sommerfeld
Órbitas elípticas
Tres números cuánticos:
 Nivel
 Forma
 Orientación
Modelos Atómicos: Sommerfeld
INCONVENIENTES MODELO DE
BOHR:
No
aplicable
a
átomos
polielectrónicos
ni
mucho
menos a enlaces químicos entre
átomos.
MECÁNICA CUÁNTICA
(carácter probabílístico)
1924. LEY DE DE BROGLIE
 Electrones con carácter dual .
1926. ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER
 Función de onda.
 Orbital atómico
LEY DE DE BROGLIE
El electrón en el átomo de hidrógeno
debe comportarse como una onda
estacionaria .
El electrón sólo tiene permitidas
aquellas órbitas cuya circunferencia
(L = 2r) sea un múltiplo entero de  .
2r = n 
ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER
Función de onda .
Función de onda .
Soluciones = posibles estados de energía.
Cada solución se caracteriza por los valores
de 3 números cuánticos.
Estos 3 números cuánticos describen un
ORBITAL ATÓMICO.
Orbital Atómico: representa una región del
espacio donde existe una alta probabilidad
(90%) de encontrar al electrón.
Función de onda .
 (x,y,z) representa la amplitud de la onda
asociada al electrón en su movimiento.
2 (x,y,z) representa la intensidad de onda
y la probabilidad de encontrar al electrón en
un punto.
2 dV : densidad electrónica en el elemento
de volumen dV.
Cada electrón
tenía un órbita
fijada.la
probabilidad de
encontrarlo en una
órbita de radio ro
es del 100%
Modelo de Bohr
La probabilidad
de encontrar al
electrón en una
órbita de radio r
es máxima
cuando r = ro
Modelo cuántico
1927. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE
O INDETERMINACIÓN DE HEISENBERG
“Cuando se estudia el comportamiento de
una partícula, es imposible determinar
simultáneamente y con total exactitud el
valor de la posición, x, y su cantidad de
movimiento, p”.
x . p h/4
Modelos Atómicos
ÍNDICE
ORBITALES ATÓMICOS
Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un
átomo. Nube de carga negativa que se localiza alrededor del
núcleo presentando mayor densidad en aquellas zonas donde es
más probable encontrar al electrón.
La
probabilidad
de
encontrar al electrón dentro
de la región dibujada es del
90%
Mientras que en el modelo de Bohr cada nivel corresponde a una única
órbita, ahora puede haber varios orbitales correspondientes a un mismo
nivel energético
NUMEROS CUÁNTICOS
Magnético (m)
Principal (n) Secundario (l),
1,2,3…n
azimutal ó del momento
angular
0,1,2…(n-1)
-l,…0…+l
Magnético
spín(ms)
+½
de
Número Cuántico Principal
n
Nivel de
energía
Distancia
promedio
al núcleo
Tamaño de
los orbitales
Número Cuántico
Secundario, l
Forma de los
orbitales
Tipos
de
subniveles
s
p
d
Número Cuántico
Magnético, m
Orientaciones espaciales
s
p
px
py
pz
d
dxy
dxz dyz dx2 - y dz
2
2
Efecto Zeeman
Número Cuántico de
Spin, ms
Sentido de giro
del electrón
1. ENERGIA DE LOS ORBITALES
La energía de un orbital depende de los valores de los
números cuánticos principal y secundario pero no del
magnético, por tanto todos los orbitales de un mismo
subnivel tienen la misma energía
Los orbitales vacíos tienen unos niveles energéticos
definidos primeramente por el número cuántico principal y
luego por el secundario
Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre
estos modifica la energía de los orbitales y todos disminuyen
su energía (se estabilizan) al aumentar Z, pero unos más
que otros, y esto origina que su orden energético no sea
constante
Energía de los orbitales
Un orbital es tanto más estable cuanto
menor sea su contenido energético.
A mayor valor (n+l), mayor valor de
energía y, por tanto, menor estabilidad.
En el caso de dos orbitales con el
mismo valor de (n+l), aquel con mayor
n, tendrá mayor energía.
2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA
“Distribución de los electrones de un átomo ó ión en sus
respectivos orbitales”.
Configuración electrónica del estado
fundamental es aquella de mínima
energía.
Configuración electrónica de la capa
de valencia es aquella que se refiere al
nivel energético más externo ocupado por
los electrones de un elemento
LLENADO ELECTRÓNICO
La energía de un orbital perteneciente a un átomo
polielectrónico no es única. Sin embargo, en referencia a su
sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es el dado en
el diagrama siguiente:
Subniveles de energía (II)
Nomenclatura de los subniveles
Valor de l
0
1
2
3
Letras
s
p
d
f
DIAGRAMA DE MOELLER
2 n2 electrones por nivel
Principio de Aufbau: los
electrones entran en los
orbitales de energía más
bajos disponibles.
2. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI
“En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con
los 4 números cuánticos iguales. Por tanto:
 Cada orbital puede albergar un máximo de 2 electrones .
Estos 2 electrones deben tener spines antiparalelos :
APAREADOS.
.
ns
3. PRINCIPIO DE MAXIMA
MULTIPLICIDAD DE HUND
“Cuando en un subnivel energético existen orbitales
disponibles, los electrones se distribuyen, siempre que
sea posible, desapareados y con spines paralelos”.


1s
2s


1s
2s

1s

2s

2p


2p


2p
SUSTANCIA PARAMAGNÉTICA
“Aquella que es atraída débilmente por un imán” .
N(Z = 7) 1s2 2s2 2p3




SUSTANCIA DIAMAGNÉTICA
“Aquella que NO es atraída por un imán (incluso es
ligeramente repelida)”.
Be(Z = 4) 1s2 2s2



Configuraciones electrónicas (II)
Elemento
Orbitales
1s 2s 2px 2py 2pz 3s
Configuración electrónica
H
1s1
He
1s2
Li
1s2 2s1
Be
1s2 2s2
B
1s2 2s2 2p1
C
1s2 2s2 2p2
N
1s2 2s2 2p3
O
1s2 2s2 2p4
F
1s2 2s2 2p5
Ne
1s2 2s2 2p6
Na
1s2 2s2 2p6 3s1
PROPIEDADES PERIÓDICAS
 RADIO ATÓMICO. RADIO IÓNICO.
ENERGÍA DE IONIZACIÓN
AFINIDAD ELECTRÓNICA
ELECTRONEGATIVIDAD. CARÁCTER METÁLICO.
APROXIMACIÓN
“Electrones externos atraídos por el núcleo
mediante fuerzas electroestáticas regidas por la
Ley de Coulomb”.
q = carga nuclear
Fe = K
F  q,r
q´= e
r = distancia del e- al núcleo
Intensidad de las fuerzas:
 CARGA NUCLEAR (Z)
 Efecto de apantallamiento
 Carga nuclear efectiva
 DISTANCIA
.
1.A.- RADIO ATÓMICO:
• Sólido metálico: distancia entre
núcleos de dos átomos adyacentes.
los
• Sustancias covalentes: distancia entre los
núcleos de los átomos idénticos de una
molécula.
AUMENTA
AUMENTA
1.B.- RADIO IÓNICO:
• rc+  relemento
• ra- > relemento
c+
AUMENTA
(> carga nuclear efectiva)
( > repulsión entre e-  expansión
de la nube electrónica)
AUMENTA
aAUMENTA
AUMENTA
2.- ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI) Ó
POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I) :
“Energía mínima necesaria para arrancar un
electrón de un átomo neutro en estado gaseoso
y en su estado fundamental”
AUMENTA
AUMENTA
X(g) + EI1  X+(g) + eX+(g) + EI2  X(g) + eEI1 < EI2  EI3… EIn,
Li(g)  Li+(g) + eLi+(g)  Li+2(g) + eLi2+(g)  Li+3(g) + e-
EI1= 8,624.10-19 J
EI2= 1,210.10-17 J
EI3= 1,959.10-17 J
3.- AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E) :
“Energía involucrada (absorbida o desprendida)
cuando un átomo neutro en estado gaseoso
capta un electrón formándose un ión negativo”
X(g) + e- X-(g)
A.E  0 glte
más estable
generalmente
AUMENTA
AUMENTA
(en valor absoluto)
“EXCEPCIÓN : GASES NOBLES”
4.- ELECTRONEGATIVIDAD (E.N):
“Tendencia que posee un átomo a atraer hacia
sí los pares de electrones compartidos de un
enlace covalente”.
AUMENTA
AUMENTA
E.N.No metales (oxidantes)
E.N.Metales (reductores)
TIPOS DE ENLACES:
E.N. muy diferentes  Enlace iónico
E.N. muy similares  Enlace covalente
Elementos Metálicos
 Manifiestan carácter electropositivo.
 Tienen pocos electrones de valencia
 Tienden a perder los electrones de valencia.
 Pequeño potencial de ionización.
 Baja afinidad electrónica.
 Pequeña electronegatividad.