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1.2 TEORÍAS ATÓMICAS
El conocimiento de la estructura electrónica nos permite interpretar
las semejanzas y diferencias entre las propiedades químicas de los
elementos.
La mayoría de las reacciones químicas implican una reorganización
de la estructura electrónica externa de los átomos.
1.Teoría atómica de la materia
2.Modelo atómico de Thomson
3.Modelo atómico de Rutherford
4. Isótopos, números atómicos y números másicos
5. La naturaleza ondulatoria de la luz
6 .Energía cuantizada y fotones
7. Modelo atómico de Bohr
8.Dualidad onda-partícula
9.Principio de Indeterminación de Heisenberg 10.
10.Mecánica cuántica y orbitales atómicos
1.TEORÍA ATÓMICA DE LA MATERIA
Átomo es la porción más pequeña de la materia.
El primero en utilizar este término fue Demócrito (filósofo
griego, del año 500 a.de C.), porque creía que todos los
elementos estaban formados por pequeñas partículas
INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE.
En la actualidad no cabe pensar en el átomo como
partícula indivisible, en él existen una serie de partículas
subatómicas de las que protones, neutrones y electrones
son las más importantes.
Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño
reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube
de electrones, que se encuentran en la corteza.
La nube de carga electrónica constituye de este modo
casi todo el volumen del átomo, pero, sólo representa
una pequeña parte de su masa.
Los electrones, particularmente la masa externa
determinan la mayoría de las propiedades mecánicas,
eléctrica, químicas, etc., de los átomos.
Un conocimiento básico de la estructura atómica es
importante en el estudio básico de los materiales de
ingeniería
Es una partícula elemental con carga
ELECTRÓN eléctrica negativa igual a 1,602 · 10-19
Coulomb y masa igual a 9,1093 · 10-28 g,
Es una partícula elemental eléctricamente
NEUTRÓN neutra y masa ligeramente superior a la
del protón (mneutrón=1.675 · 10-24 g)
PROTÓN
Es una partícula elemental con carga
eléctrica positiva igual a 1,602 · 10-19
Coulomb y cuya masa es 1837 veces
mayor que la del electrón (mprotón=1.673 ·
10-24 g).
MODELOS ATÓMICOS
TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy
pequeñas e indivisibles llamadas átomos.
2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en
su masa y demás propiedades.
3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en
particular sus masas son diferentes.
4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los
cambios químicos.
5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes
elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros
sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).
Para Dalton los átomos eran esferas macizas.
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
1897, J.J Thomson descubrió el electrón mediante su experimento
con el tubo de rayos catódicos.1
El tubo de rayos catódicos era un recipiente cerrado de vidrio, en el
cual los dos electrodos estaban separados por un vacío. Cuando se
aplica una diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos
catódicos, que crean un resplandor fosforescente cuando chocan
con el extremo opuesto del tubo de cristal. Thomson descubrió que
los rayos se desviaban al aplicar un campo eléctrico. (además de
desviarse con los campos magnéticos) . Afirmó que estos rayos,
más que ondas, estaban compuestos por partículas cargadas
negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros
científicos las rebautizarían como electrones
El modelo comúnmente aceptado era el que a
principios del siglo XX propuso Joseph John
Thomson, quién pensó que la carga positiva
necesaria para contrarrestar la carga negativa de los
electrones en un átomo neutro estaba en forma de
nube difusa, de manera que el átomo consistía en
una esfera de carga eléctrica positiva, en la cual
estaban embebidos los electrones en número
suficiente para neutralizar la carga positiva.
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
El átomo posee un núcleo central pequeño, con carga
eléctrica positiva, que contiene casi toda la masa del
átomo.
Los electrones giran a grandes distancias alrededor del
núcleo en órbitas circulares.
La suma de las cargas eléctricas negativas de los
electrones debe ser igual a la carga positiva del núcleo,
ya que el átomo es eléctricamente neutro.
El experimento consistía en bombardear una fina lámina de oro
con partículas alfa (núcleos de helio).
.Rutherford observó que un alto porcentaje de partículas
atravesaban la lámina sin sufrir una desviación apreciable, pero un
cierto número de ellas era desviado significativamente.
Protones: partículas del núcleo con carga positiva
EL NEUTRÓN
Cuando Chadwick bombardeó una delgada lámina de berilio con
partículas alfa, el metal emitió una radiación de muy alta energía,
similar a los rayos Gamma
Experimentos posteriores demostraron que esos rayos realmente
constan de un tercer tipo de partículas subatómicas, que
Chadwick llamó neutrones debido a que se demostró que eran
partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente
mayor que la masa de los protones. El misterio de la relación de
las masas ahora podía explicarse.
James Chadwick (1891-1972). Físico británico. En 1935 recibió el
Premio Nobel de física por demostrar la existencia de los
neutrones.
Masa y carga de las partículas subatómicas
Partícula
Subatómica
Masa (g)
Carga
Unitaria
Protón
1.67262
× 10-24
+1
Neutrón
1.67493
× 10-24
0
Electrón
9,10939
× 10-28
-1
NÚMERO ATÓMICO, NÚMERO DE MASA E ISÓTOPOS
Los átomos se pueden identificar por el número de protones y
neutrones que contienen.
El número atómico “Z” es el número de protones que existen en el
núcleo.En un átomo neutro, el número de protones es igual al
número de electrones que lo rodean.
Por ejemplo: el Número atómico del flúor es 9. Esto es tiene 9
protones y 9 electrones.
El número másico del átomo "A” es la suma del número de protones y
neutrones en el núcleo.
En general, el número de masa está dada por:
Número de masa= número de protones + número de neutrones
= número atómico + número de neutrones
Número de neutrones= Número de masa –número atómico (A-Z)
ISOTOPOS
No todos los átomos de un elemento dado tienen la misma
masa. La mayoría de los elementos tiene dos ó más isótopos,
átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente
número másico.
El hidrógeno presenta tres isótopos, y en este caso particular cada
uno tiene un nombre diferente
hidrógeno
deuterio
tritio
La forma más común es el hidrógeno, que es el único átomo que no tiene
neutrones en su núcleo.
Otro ejemplo son los dos isótopos más comunes del uranio:
los cuales se denominan uranio-235 y uranio-238.
Modelo atómico de Bohr
La estructura electrónica de un átomo describe las energías
y la disposición de los electrones alrededor del átomo.
La teoría atómica asoció la emisión de radiación por parte
de los átomos con el comportamiento de los electrones, en
concreto con la distancia a la que éstos se encuentran
del núcleo.
El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física
1922), propuso un nuevo modelo atómico que se basa
en tres postulados:
Primer Postulado:
Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias
sin emitir energía
Segundo Postulado:
Los electrones solo pueden girar alrededor del núcleo en aquellas
órbitas para las cuales el momento angular del electrón es un
múltiplo entero de h/2p.
siendo "h" la constante de Planck, m la masa del electrón, v su velocidad,
r el radio de la órbita y n un número entero (n=1, 2, 3, ...) llamado número
cuántico principal, que vale 1 para la primera órbita, 2 para la segunda,
etc.
Tercer postulado:
Cuando un electrón pasa de una órbita externa a una más interna,
la diferencia de energía entre ambas órbitas se emite en forma de
radiación electromagnética.
Bohr describió el átomo de
hidrógeno con un protón en el
núcleo, y girando a su
alrededor
un
electrón.
En éste modelo los electrones
giran en órbitas circulares
alrededor
del
núcleo;
ocupando la órbita de menor
energía posible, o sea la
órbita más cercana posible al
núcleo.
Representación de las órbitas
n
distancia
1
0,53 Å
2
2,12 Å
3
4,76 Å
4
8,46 Å
5
13,22 Å
6
19,05 Å
7
25,93 Å
n= #cuántico principal
Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares que
determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder
a un nivel de energía superior pero para ello necesita "absorber"
energía. Cuando vuelve a su nivel de energía original, el electrón
necesita emitir la energía absorbida (por ejemplo en forma de
radiación).
MECÁNICA CUÁNTICA Y ORBITALES ATÓMICOS
Actualmente, el modelo atómico que se admite es el
modelo propuesto por la mecánica cuántica (modelo
de Schrödinger) ( Premio Nobel de Física 1933),
apoyándose en el concepto de dualidad ondapartícula.
El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que
utiliza un número cuántico (n) para describir la
distribución de electrones en el átomo. El modelo de
Schrödinger permite que el electrón ocupe un espacio
tridimensional. Por lo tanto requiere tres números
cuánticos para describir los orbitales en los que se
puede encontrar al electrón.
Ecuación de Schrödinger
Las funciones de onda, , son funciones matemáticas
que dependen de unas variables que sólo pueden
tomar valores enteros.
Estas variables de las funciones de onda se
denominan números cuánticos: número cuántico
principal, (n), angular (l) y número cuántico magnético
(m). Estos números describen el tamaño, la forma y la
orientación en el espacio de los orbitales en un átomo.
El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital,
por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes
que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor
entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la
forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0
hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal). Por
ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4. Los
orbitales atómicos se designan en función del valor del número
cuántico secundario, l, como:
l=0
l=1
l=2
l=3
orbital s (sharp)
orbital p (principal)
orbital d (diffuse)
orbital f (fundamental)
El número cuántico magnético (m), determina la orientación
espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta
orientación espacial se acostumbra a definir en relación a
un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros
desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles
para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de espín (s), sólo puede tomar dos
valores: +1/2 y -1/2.
CAPAS Y SUBCAPAS PRINCIPALES
El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores
permitidos de ml para un valor particular de l, por lo que el número
de orbitales en una subcapa es 2l+1. Los nombres de los orbitales
son los mismos que los de las subcapas en las que aparecen
orbitales s
orbitales p
orbitales d
orbitales f
l=0
l=1
l=2
l=3
ml=0
ml=-1, 0,
+1
ml=-2, -1,
0, +1, +2
ml=-3, -2, 1, 0, +1,
+2, +3
un orbital s
en una
subcapa s
tres
orbitales p
en una
subcapa p
cinco
orbitales d
en una
subcapa d
siete
orbitales f
en una
subcapa f
FORMA Y TAMAÑOS DE LOS ORBITALES
s
p
d
f
2e-
6e-
10e-
14e-
Configuración electrónica
Acomodo de los electrones de un
elemento en los diferentes
orbitales y capas
Ejemplo:
40
20
Ca
Número atómico
Notación desarrollada
Notación con flechas
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz 4s
Notación con flechas de la capa de valencia
4s
Notación en base al gas noble inmediato anterior
[Ar] 4s2
TABLA PERIODICA
División de los elementos:
1)Metales : Buen conductor del calor y de la
electricidad.
GRUPO 1A: metales alcalinos
GRUPO 2A: metales alcalinotérreos
2)No metales: Mal conductor del calor y de la
electricidad (16)
GRUPO 7A: halógenos
GRUPO 8A: gases nobles
3) Metaloides: Propiedades intermedias entre metal y
no-metal (8)
Símbolo de Lewis
40
Ca
20
Grupos o Familias
IA
IIA
Li
Mg
Na
Ca
K
VIIA
VIIIA
F
He
Cl
Ne
Br
Ar
Ba
Representación por puntos de
los electrones de valencia
[Ar] 4s2
Ca
TABLA PERIODICA
Radio atómico
Radio iónico
Potencial de ionización
Electroafinidad
Electronegatividad
Los radios atómicos aumentan en términos
generales hacia abajo en un grupo y disminuyen a
lo largo de un periodo .
Los radios iónicos, en general, aumentan al
descender por un grupo y disminuyen a lo largo de
un periodo. Los cationes son menores que los
respectivos átomos neutros y los aniones son
mayores.
POTENCIAL DE IONIZACIÓN
Las energías de ionización miden la fuerza con que el
átomo retiene sus electrones
Energías pequeñas indican una fácil eliminación de
electrones y por consiguiente una fácil formación de
iones positivos.
El conocimiento de los valores relativos de las energías
de ionización sirve para predecir si un elemento
tenderá a formar un compuesto iónico o covalente
Variación periódica
Al descender en un grupo, se obtienen átomos más
voluminosos en los que los electrones están menos
retenidos, por lo que el potencial de ionización
decrecerá.
En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el
número atómico.
En cada segmento periódico, los gases raros tienen
las energías de ionización más elevadas. Estos
gases son elementos muy estables y sólo los más
pesados de ellos muestran alguna tendencia a unirse
con elementos para dar compuestos.
Energía de
ionización
Tendencia del
elemento
Baja
Perder electrones y
Iónicos
dar iones positivos
Elevada
Compartir
electrones
Muy elevada
Ganar electrones y
Iónicos
dar iones negativos
Tipo de
compuesto
Covalentes
ELECTROAFINIDAD
La variación de afinidad electrónica dentro del
sistema periódico es similar a la variación del
potencial de ionización.
A partir de estas dos propiedades se puede analizar
hasta que punto un átomo neutro está satisfecho con
su número de electrones.
A mayor potencial de ionización y electroafinidad,
mayor
es
la
apetencia
electrónica
(electronegatividad) de la especie
Los elementos que tienen mayor actividad química son los que
tienen un potencial de ionización muy pequeño y una afinidad
electrónica muy grande.
ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad es una medida de la fuerza con la
que un átomo atrae un par de electrones de un enlace.
Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad
entre átomos implicados en un enlace más polar será
éste.
Los compuestos formados por elementos con
electronegatividades muy diferentes tienden a formar
enlaces con un marcado carácter iónico
Compuesto
Diferencia
de electronegatividad
Tipo de enlace
F2
4.0 - 4.0 = 0
Covalente
no polar
HF
4.0 - 2.1
= 1.9
Covalente
polar
LiF
4.0 - 1.0 = 3.0
Iónico
Electronegatividad
Capacidad de un elemento para retener
sus propios electrones
Variación Periódica
Las electronegatividades de los elementos
representativos aumentan de izquierda a derecha
a lo largo de los periodos y de abajo hacia arriba
dentro de cada grupo.
Las variaciones de electronegatividades de los
elementos de transición no son tan regulares.
En general, las energías de ionización y las
electronegatividades son inferiores para los
elementos de la zona inferior izquierda de la tabla
periódica que para los de la zona superior
derecha.
ENLACE ATÓMICO
ENLACE QUÍMICO: Se forma entre 2 átomos que se
atraen entre sí a través de sus electrones de valencia
desapareados
Óxido de Magnesio
Enlace iónico
Óxido de Níquel
Dicromato de Potasio
Bromo
Ocurre luego de la
transferencia total de
e- entre dos átomos
Resulta luego de
Azufre
compartir uno o más
Enlace covalente pares de e- entre
dos átomos
Sacarosa
Magnesio
Oro
Ocurre sólo entre
átomos metálicos
rodeados por más
Enlace metálico átomos iguales en
donde los e- se
Cobre
mueven libremente
por toda la estructura
del metal
ENLACE QUIMICO
Los enlaces quimicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los
atomos.
Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten
electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que
forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace.
Regla del octeto.
Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o
comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su
nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del
octeto.
EL último grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los
gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto
se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el
Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una
configuracion estable.
ENLACE IONICO
Caracteristicas:
Esta formado por metal + no metal
No forma moléculas verdaderas, existe como un
agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones
positivos).
Los metales: ceden electrones formando cationes
Los no metales: aceptan electrones formando aniones.
Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las
siguientes caracteristicas:
Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un
liquido o un gas.
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Tienen altos puntos de fusion y ebullicion.
Son solubles en solventes polares como el agua
Disposicion de los
iones en un cristal
de cloruro de sodio
El cloruro de sodio es un sólido cristalino
de forma cúbica que tiene un punto de
fisión de 808°C
Na
+
Cl
Na+ Cl-
ENLACE COVALENTE
Caracteristicas:
Esta basado en la comparticion de electrones. Los átomos no ganan ni
pierden electrones, COMPARTEN.
Esta formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles
dependiendo de los elementos que se unen.
o
triples,
Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes
son:
Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de
la materia: solido, liquido o gaseoso.
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos.
Son solubles en solventes no-polares como benceno, tetracloruro de
carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.
Enlaces covalentes sencillos
Enlaces covalentes múltiples: dobles ó triples
Formaldehído
3-Cloropropanol
n-Propanol
O
H
H
Enlace iónico
Enlace covalente polar
Enlace covalente no polar