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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