Download Sesión#1

QUÍMICA I
CECYTE, Oaxaca
Agosto, 2011
Víctor Manuel Ugalde Saldívar
1
Rayos catódicos
• Rayos catódicos (Faraday, 1838)
– Observa fluorescencia en un tubo
a vacío al aplicar voltajes altos
entre dos placas (cátodo y ánodo)
• Rayos catódicos (Crookes, 1875)
– Determina que los rayos viajan en
línea recta, que tienen masa y
que poseen carga pues se desvían
frente a un campo eléctrico o
magnético.
2
Rayos catódicos
(electrones)
• Rayos catódicos (J.J. Thomson, 1897)
– A partir de las desviaciones de los rayos frente a un
campo magnético y un eléctrico, establece la relación
carga/masa de las partículas que conforman los rayos
(1.759 x 108 Coulomb/g). Los llamó electrones.
3
Carga del electrón
• Experimento de Milliken
– Determina la carga del electrón (1.60219 x 10-19
coulomb) y establece el valor de su masa (m =
9.10853 x 10-28 g)
– Ver URL
• http://www.youtube.com/watch?v=XMfYHag7Liw
4
Rayos canales
• Rayos canales (Eugen Goldstein, 1886)
– Descubre que existe una radiación opuesta a los rayos catódicos a la que
llamó rayos canales.
• Rayos canales (W. Wein y J. J. Thomson, 1910)
– Establecen que los rayos están compuestos por cargas positivas a las que
llamaron protones.
– Determinan que la carga es de 1.602 x 10-19 C y su masa de 1.673 x 10-24 g.
5
Neutrones
• Radiactividad (E. Rutherford,
1907)
– Identifica que las emisiones
radiactivas son de tres tipos,
positivas negativas y neutras.
– Sugiere la existencia de los
neutrones al identificar que las
partículas alfa presentan el
doble de carga y una masa
cuatro veces mayor a la del
protón.
Neutrones
Partículas con masa
similar a la del protón
6
Experimento de Rutherford
7
EL ÁTOMO
1.- Electrón.- Partículas subatómicas con carga
eléctrica negativa y una masa de 9.1 x 10-28 g.
2.- Protón.- Partícula subatómica con carga
positiva y una masa de 1.673 x 10-24 g.
3.- Neutrón.- Partícula
subatómica con carga neutra
y una masa de 1.675 x 10-24 g.
8
ISÓTOPOS
Número másico
Número atómico
A
Z
E
Símbolo del elemento
9
Tabla de masas y abundancia
Núclido
Símbolo
1
0
Masa atómica
(uma)
% abundancia
n
1.00867
1
1
0
-1
p
e
1.00728
Hidrógeno-1
1
1
H
1.007825
99.985
Hidrógeno-2
2
1
3
1
1.007825
0.0147
3.0160
0.0003
Neutrón
Protón
Electrón
Hidrógeno-3
H
H
0.000549
10
Isótopos del hidrógeno
11
Isótopos del carbono
12
Ejercicio #1
Son los isótopos __ y el __ del __
13
Fisión y fusión nuclear
Video 1
14
Actividad #1: núcleos atómicos
15
MODELOS ATÓMICOS
16
MODELO ATÓMICO DE BOHR
Niels Bohr (1885-1962), físico danés,
galardonado con el premio Nobel de
Física en 1922
17
Modelo planetario del átomo
18
La naturaleza ondulatoria de los electrones
Los electrones se comportan como radiación electromagnética.
Viajan en órbitas circulares alrededor del núcleo, una onda que viaja
en círculos, solo puede tener valores fijos de longitud de onda ( ).
19
Postulados del modelo de Bohr
Orbita u orbital
Neutrón
Protón
Electrón
•Solamente algunas órbitas están permitidas para el electrón. Con base en la teoría
cuántica de Planck, determinó que las órbitas se encuentran a una distancia
r=52.9*n2 pm del núcleo del átomo de hidrógeno, donde n es el número cuántico
principal.
•Las leyes del electromagnetismo clásico no son del todo válidas en el nivel
atómico. Los electrones no emiten radiación cuando giran alrededor del núcleo.
20
El modelo atómico de Bohr establece:
• La energía del electrón esta cuantizada, es decir, no
puede adoptar cualquier valor.
• La emisión y absorción de luz por los átomos se explica
por el tránsito del electrón entre dos estados energéticos
permitidos.
• Existe un estado de mínima energía llamado estado basal.
• El radio de la órbita más pequeña es 52.9 pm. El núcleo
es diez mil veces más pequeño que el átomo.
• El número cuántico principal es suficiente para
especificar la órbita del electrón y su energía. Si n crece,
el electrón gira más lejos del núcleo y con mayor energía.
21
http://www.astrocosmo.cl/anexos/m-ato_bohr.htm
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
22
Radiación electromagnética
Componente
eléctrica
Componente
magnética
23
Espectro electromagnético
http://www.astroseti.org/vernew.php?codigo=984
24
25
ESPECTROSCOPIA
ABSORCIÓN-EMISIÓN
26
27
Fuentes de espectros continuo, emisión y absorción
Espectro Continuo
Un espectro continuo en luz visible
Espectro de Absorción
Imagen detallada del espectro visible del Sol
El espectro de absorción del hidrógeno
¿Puede ver estas líneas en el espectro solar de arriba?
Recuerde que el hidrógeno es el elemento más abundante en el Sol.
28
Espectros de algunos elementos
REGLA
Å=10-10m
H
emisión
H
absorción
He
Li
Be
B
29
Espectros de algunos elementos
REGLA
Å=10-10m
H
emisión
H
absorción
C
N
O
F
Ne
30
Explicación de la líneas de emisión
del hidrógeno
31
Energía del electrón en el átomo
de hidrógeno
1
En  - RH  2 
n 
RH=Constante de Rygberg, 2.18x10-18 J
32
Series del espectro de emisión del
hidrógeno
Número cuántico
principal
7
6
5
4
3
2
1
33
Cambios de energía del electrón
al cambiar de n
E  E final - Einicial

 1  
 1 
  - RH 

E   - R H 


2  
2 

 n final   
 n inicial  

 1
1 
E  R H 

2
2
 n inicial n final 
RH=Constante de Rygberg, 2.18x10-18 J
34
Radiación
Longitud de onda (m)
Frecuencia (Hz)
Energía (J)
Rayos gamma
< 10 pm
>30.0 EHz
>19.9E-15 J
Rayos X
< 10 nm
>30.0 PHz
>19.9E-18 J
Ultravioleta Extremo
< 200 nm
>1.5 PHz
>993E-21 J
Ultravioleta Cercano
< 380 nm
>789 THz
>523E-21 J
Luz Visible
< 780 nm
>384 THz
>255E-21 J
Infrarrojo Cercano
< 2.5 µm
>120 THz
>79.5E-21 J
Infrarrojo Medio
< 50 µm
>6.00 THz
>3.98E-21 J
Infrarrojo Lejano/submilimétrico
< 1 mm
>300 GHz
>199E-24 J
Microondas
< 30 cm
>1.0 GHz
>1.99e-24 J
Ultra Alta Frecuencia Radio
<1 m
>300 MHz
>1.99e-25 J
Muy Alta Frecuencia Radio
<10 m
>30 MHz
>2.05e-26 J
Onda corta Radio
<180 m
>1.7 MHz
>1.13e-27 J
Onda Media (AM) Radio
<650 m
>650 kHz
>4.31e-28 J
Onda Larga Radio
<10 km
>30 kHz
>1.98e-29 J
Muy Baja Frecuencia Radio
>10 km
<30 kHz
<1.99e-29 J
LUZ VISIBLE
Tipo de radiación
Longitudes de onda (nm)
Violeta
380-436
Azul
436-495
Verde
495-566
Amarillo
566-589
Naranja
589-627
Rojo
627-770
36
Series del espectro de emisión
del átomo de hidrógeno
Serie
nfinal
ninicial
Región del
espectro
Lyman
1
2, 3, 4 ,5, 6, 7, 8 … Ultravioleta
Balmer
2
3, 4, 5, 6, 7, 8 …
Uv-Visible
Paschen 3
4, 5, 6, 7, 8 …
Infrarrojo
Brackett 4
5, 6, 7, 8 …
Infrarrojo
37
Ejercicio #2
•Determine las longitudes de onda para la
emisión de n=5 a nfinal = 1, 2, 3 y 4 (líneas de
emisión del átomo de hidrógeno).
•Calcule la energía en Joules para cada caso
e indique la región de espectro
electromagnético a la que pertenece.
RH=Constante de Rygberg, 2.18x10-18 J
38
TEORÍA CUÁNTICA
Las leyes de la Física clásica no podían explicar el
por qué de los niveles definidos de energía en los
átomos. Bohr expuso al respecto, que las leyes de la
Física clásica no dan explicaciones de cosas tan
pequeñas como los electrones y los átomos. Los
fenómenos que presentan partículas tan pequeñas se
estudian en una parte de la Física moderna llamada
“Mecánica Cuántica”.
La Teoría atómica de Bohr falla para elementos
químicos que no sean el hidrógeno, debido a que no se
considera la interacción entre los electrones, es decir,
no tiene validez para átomos poli-electrónicos.
39
POSTULADOS DE
LA TEORÍA CUÁNTICA
40
MODELO ATÓMICO DE SOMERFIELD
•
•
•
•
En el modelo atómico de Sommerfield (n) es igual a 1, 2, 3,
etcétera y la letra “ele” (l) indica el grado en que la
circunferencia sufre desviaciones.
El estado energético de un electrón queda dado o definido por
dos números enteros “n” y “l”.
Los términos espectrales s, p, d, f, provienen de los espectros
del hidrógeno, donde aparecen cuatro líneas: Sharp (agudas) ,
principal , difuso y fundamental
.
Por estos cuatro términos se manejan las cuatro letras s, p, d y f.
ACERCANDOSE AL MODELO
ACTUAL
41
MODELO CUÁNTICO
DEL ÁTOMO
42
Carácter dual de la materia
(Luis de Broglie, 1924)
•
Al conocer el efecto fotoeléctrico, explicó que la luz no sólo tiene un
carácter corpuscular sino también ondulatorio. Lo anterior lo demostró
con base a la Teoría de la dualidad de la partícula, que considera que la
materia tiene un comportamiento corpúsculo-onda. Este principio sólo
tiene significado para partículas muy pequeñas y su ecuación es:
h
h
λ 
p mv
•
•
•
•
•
•
 = Longitud de onda
h = Constante de Planck (6,626 × 10-34 J·s )
p = Cantidad de movimiento (p=m·v)
m = Masa de la partícula u objeto
v = Velocidad de la partícula u objeto
De lo anterior se puede concluir que un electrón posee una longitud de
onda determinada y que también un fotón posee masa.
43
Principio de incertidumbre
(Werner Heisemberg, 1926)
• Establece que es imposible conocer con
precisión y simultáneamente la posición y
velocidad del electrón, ya que al determinar la
velocidad se altera el valor real de su posición.
• Lo anterior se contrapone a la Teoría de Bohr,
que señala un lugar preciso de posición del
electrón alrededor del núcleo.
px · x = h
44
Función de onda
(E. Schrödinger, 1927)
• Presentó un modelo matemático del átomo, basado en
los estudios de Bohr y de Broglie, en donde el
comportamiento electrón se considera como una
onda.
• En dicho modelo se estudia la densidad electrónica de
un átomo en función de la probabilidad de encontrar
un electrón en un volumen determinado, al que se
llama “orbital electrónico”.
• Esta teoría señala que la máxima probabilidad de
encontrar un electrón, coincide con el radio de Bohr
para n = 1 (r = 0.53 Å).
45
Función de onda
(E. Schrödinger, 1927)
2
h
- 2
8π m
d Ψ d Ψ d Ψ 
 2  2  2   V   E 
dy
dz 
 dx
2
2
2
h = Constante de Planck
V = Energía potencial
E = Energía total
 = Función de onda
x, y, z = Posición
m = masa de la partícula (e)
46
Función de onda
(E. Schrödinger, 1927)
La función de onda se puede descomponer, empleando coordenadas
esféricas, de la siguiente forma:
Ψn, l, ml = Rn, l (r) Θl, ml (θ) Φml (φ)
Donde:
Rn, l (r) representa la distancia del electrón al núcleo y Θl, ml (θ) Φml
(φ) la geometría del orbital.
Para la representación del orbital se emplea la función cuadrado,
|Θl, ml (θ)|² |Φml (φ)|², ya que ésta es proporcional a la densidad de
carga y por tanto a la densidad de probabilidad, es decir, el volumen
que encierra la mayor parte de la probabilidad de encontrar al electrón
o, si se prefiere, el volumen o región del espacio en la que el electrón
pasa la mayor parte del tiempo.
47
Función de onda
(E. Schrödinger, 1927)
• La solución exacta de la ecuación de
Schrödinger , puede resolverse para el
átomo de hidrógeno y establece que 
está determinada por los valores de
cuatro números cuánticos
n, l, ml y s
48
El número cuántico principal n
• El valor del número cuántico principal
n, toma valores enteros (1, 2, 3...) y
define el tamaño del orbital. Cuanto
mayor sea, mayor será el volumen.
También es el que tiene mayor
influencia en la energía del orbital.
49
El número cuántico l
• El valor del momento angular, indica la
forma del orbital y el momento angular.
l = [ desde 0 hasta (n – 1)]
•
•
•
•
•
Para l = 0, orbitales
Para l = 1, orbitales
Para l = 2, obitales
Para l = 3, orbitales
Para l = 4, orbitales
s
p
d
f
g
50
El número cuántico ml
• El valor del número cuántico magnético,
define la orientación espacial del orbital
frente a un campo magnético externo.
ml = -l, -l+1, …, 0, …, l+1, l
51
El número cuántico s
• El valor del espín, puede ser +1/2 ó 1/2.
• Al orbital sin el valor de s se le llama
orbital espacial, al orbital con el valor de
s se le llama espínorbital.
52
Orbitales “s”
53
Orbitales “p”
4p
3p
2p
54
55
Orbitales “d”
56
Orbitales “f”
57
Ejercicio #3
1
4
2
5
3
6
7
Identifica a cada uno
de los 7 orbitales «f»
58
Orbitales “f”
59
Orbitales electrónicos
!!!Conoce el orbital electrónico que quieras¡¡¡
http://www.utim.edu.mx/~navarrof/Docencia/Quimica/UT2/modelo_actual_3.htm
¿Más…?
http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm#table3
60
5ta Conferencia (E. Solvey), 1927
Bruselas, Bélgica
61
Teoría atómica alternativa
Video 2
62
Configuraciones electrónicas de
los elementos químicos
63
Regla de las diagonales
Si se siguen las diagonales, la dirección de las flechas te darán el
orden de la configuración electrónica, respetando el Principio de
Aufbau (siempre se deben colocar los electrones en los orbitales
de menor energía).
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6
n
SOBRE LOS ORBITALES ELECTRÓNICOS:
1
2
3
4
5
6
7
• Que cada orbital acepta solo 2 electrones
• Que sólo hay 1 orientación para los orbitales s
(2 electrones)
• Que hay 3 orientaciones para los orbitales p
(6 electrones)
• Que hay 5 orientaciones para los orbitales d
(10 electrones)
• Que hay 7 orientaciones para los orbitales f
(14 electrones)
64
Lo primero que se debe conocer, es el
número atómico del elemento (Z)
65
La tabla periódica de los elementos
66
Configuración electrónica del
oxígeno (8O)
# de electrones
22s22p4
O
=
1s
8
Total de e = 2 + 2 + 4 = 8
67
Configuración electrónica del
cadmio 2+ (48Cd2+)
# de electrones = 48-2 = 46
2+ = 1s22s22p63s23p64s23d104p64d105s0
Cd
48
Total de e = 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 10 = 46
68
Con las configuraciones electrónicas se
identifican los bloques en la tabla periódica
Las propiedades químicas de un elemento dependen mucho de dónde quedan
los últimos electrones en la configuración electrónica.
Según el «último nivel electrónico ocupado» la tabla periódica se divide en
bloques : bloque s, bloque p, bloque d y bloque f
69
Configuraciones electrónicas de los gases nobles
Grupo 18: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
70
Configuraciones electrónicas con
kernell
Para simplificar una configuración electrónica se puede utilizar la
notaciones kernell de los gases nobles y partir del gas noble cuyo número
de electrones sea inmediato inferior al del átomo que va a representar.
Por lo tanto tomando en cuenta esto; debemos tener presente la
terminación de las configuraciones electrónicas de los gases nobles.
Para representar las configuraciones electrónicas de kernell de los
elementos químicos periodo dos (renglón dos) se utiliza el gas noble del
periodo uno (renglón uno).
71
Ejemplo 1.- Configuración
kernell del carbono:
22s22p4
C
=
1s
6
2He
6C
2
=1s
= [2He]
2
4
2s 2p
72
Ejemplo 2.- Configuración
kernell de la plata:
22s22p63s23p64s23d104p65s24d9
Ag
=
1s
47
22s22p63s23p64s23d104p6
Kr
=
1s
36
24d9
Ag
=
[
Kr]
5s
47
36
73
Diagramas energéticos o
configuraciones gráficas
74
Principios energéticos
75
Electrón diferencial
76
Ejercicio #4
1.- Describa los 4 números cuánticos para el electrón 5dz21
2.- Determine el número de orbitales d ocupados en el Ru3+ y Ru4+
3.- Determine al catión divalente y el número de electrones totales, si
éste presenta la configuración electrónica siguiente: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,
3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10
4.- Calcule el número total de orbitales p que contiene la
configuración electrónica del polonio, 84 Po
5.- Calcule el número total de orbitales ocupados cuyo valor de n=4 y
determine el total de electrones contenidos en ellos, para la especie
Eu3+ (Z=63).
77