Download guiovanny andres barrera sanchez

UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER
ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
1
1.1
EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA
b. La carga del protón es de magnitud igual pero de signo
opuesto a la carga del electrón.
Introducción
Quizá muchos han estudiado en clase de química de qué
están hechas las cosas. Decimos que algo es de madera,
metal, plástico, etc., pero en realidad sabemos que todo
esto no es más que la combinación de distintos elementos,
los cuales están recogidos en la Tabla Periódica. A su vez,
esos elementos están formados por unas partículas
diminutas llamadas átomos. Esto documento pretende
explicar la evolución del conocimiento sobre éstas
partículas que forman la materia.
1.2
Átomo según los griegos: (siglo V a.c.)
En el siglo V a.C, Leucipo y Demócrito ya hablan de la
existencia de un número infinito de unidades indivisibles
que llamaron "átomos". Según ellos, los átomos eran tan
pequeños que no los podemos percibir, pero tienen
distintos tamaños y de forma esférica. Estas partículas
están en continuo movimiento en el vacío, por lo que se
producen choques entre ellos. De estas colisiones surgieron
los cuatro elementos básicos (agua, aire, tierra y fuego) que
según los griegos, dan lugar a todo lo que existe en la
naturaleza.
Gracias a su teoría atómica, Leucipo y Demócrito pudieron
explicar los continuos cambios que perciban de la materia.
Gracias a los choques de los átomos que se producen estos
cambios.
Los átomos son de ser invariable.
El surgimiento de la ciencia experimental en el siglo XVI
recuperó a los atomistas griegos y a sus teorías, que
acabaron desarrollándose en el siglo XX.
1.3


partícula
Electrones (1858)
Protones (1919)
Neutrones (1932)
1.4

En 1850, una serie de investigaciones demostraron que los
átomos poseían estructura interna. Es decir que estaban
formados por partículas más pequeñas, llamadas partículas
subatómicas. Estas investigaciones condujeron al
descubrimiento de 3 de estas partículas:
Podemos decir 2 cosas:
a. La masa de un electrón es muy pequeña en comparación
con la del protón o neutrón.
09/08/2017
Ing. Químico-Cristian CONTRERAS
Carga
-1
+1
0, neutra, sin carga
Modelo de JJ Thomson: (1900)
El átomo contenía electrones y era
totalmente neutro.
Para que el átomo fuera neutro la
carga positiva esta en mismo
numero que la carga negativa.
Sugirió que los electrones
flotaban en esta nube difusa de
carga positiva.


1.5
Modelo Ernert Rutherford : átomo nuclear:
(1909)
En 1909. Inicio una serie de
experimentos
para
estudiar
la
estructura interna de los átomos. De los
cuales pudo presentar un nuevo
modelo atómico (átomo nuclear), que
tiene las siguientes características:


Modelo de Dalton: (1808)
Imagino un átomo como una partícula
extremadamente pequeña, indivisible
y esférica.
La unidad básica de un elemento que
puede entrar en combinación química.
Masa (uma)
0.00055
1.0073
1.0073


Los átomos están formados por un núcleo (mucho más
pequeño que el átomo), con carga eléctrica positiva,
rodeada por un sistema de electrones que tiene la
misma cantidad de carga negativa pero negativa de
modo tal que la carga total es nula.
El núcleo y los electrones permanecen atraídos (pero
no unidos) entre si, precisamente porque tienen cargas
opuestas. Entre ellos hay solo un gran espacio vacío, los
electrones se mueven continuamente alrededor del
núcleo, a cierta distancia de él.
El núcleo es muy pequeño con relación al tamaño del
átomo, pero concentra casi toda la masa del mismo.
La masa de las cargas positivas (protones) es
aproximadamente igual a la mitad de la masa del
átomo.
Rutherford descubrió los protones en 1919 y predijo la
existencia en el núcleo de partículas fundamentales
eléctricamente neutras.
Porqué átomo nuclear porque es la primera vez que se
habla del “núcleo” del átomo.
[email protected]
1/5
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER
ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
1.5.1
El neutrón:
Antes de 1920, se conocían 2 partículas subatómicas
básicas:
Los electrones: tenían una masa muy pequeña
Los protones: Constituían la mayor pare de la masa del
átomo.
Surgió la idea de una nueva partícula subatómica cuando
los científicos:
La masa de un átomo de hidrogeno es 1 uma : 1 protón:
1.0072766uma y 1 electrón 0.0005486 uma
Pero cuando pesaron el helio: 2 protones: 2*1.0072766uma
y 2 electrones: 2*0.0005486 uma = 2 uma, pero la realidad
pesada 4 uma.
Observaron el carbono: 6 protones: 6*1.0072766uma y 6
neutrones: 6*0.0005486 uma = 6 uma, pero la realidad
pesada 12 uma.
carga positiva del átomo y casi toda su masa. El electrón
describe orbitas circulares alrededor del núcleo, de forma
que la fuerza centrífuga equilibra la fuerza de atracción
electrostática.
Segundo postulado.
El electrón no puede girar alrededor del núcleo en cualquier
orbita, solo puede hacerlo en aquellas orbitas en las que se
cumple que el momento angular del electrón es un múltiplo
entero de h/2π.
Tercer postulado.
Cuando el electrón se mueve en una determinada orbita no
radia energía, solo lo hace cuando cambia de orbita. Si pasa
de una órbita externa a otra más interna emite energía, y la
absorbe cuando pasa de una órbita interna a otra más
externa. La frecuencia de la radiación viene dada por la
ecuación:
E2 – E1 = hv
Así, los científicos propusieron que existía una otra partícula
subatómica, la llamaron Neutrón:
- De igual masa al protón=1.008665 uma
- Pero con carga neutra.
1.6
Modelo Bohr: 1913
En 1913 el físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso un
modelo destinado a explicar ciertos resultados de trabajos
experimentales de la absorción y la emisión de luz por los
átomos. Según su planteo, los electrones se mueven
alrededor del núcleo como planetas alrededor del sol.
Postuló también que, en cada órbita, los electrones se
mueven manteniendo un nivel de energía constante y
distinta de otras órbitas.
Siendo E1 y E2 las energías de las correspondientes órbitas.
Los niveles de energía se encuentran definidos por ciertos
números naturales. A cada uno se lo llama número cuántico
principal, (n).
Los valores de “n” pueden ser: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7 que
corresponden a las capas electrónicas llamadas K, L, M, N,
O, P y Q respectivamente.
El número máximo de electrones que puede haber en cada
nivel principal es 2n2. Los gases nobles presentan su órbita
externa completa con 2 ú 8 electrones: el He satura su
órbita con dos electrones y los demás con ocho (tienen el
“octeto” completo).
La interpretación de Bohr puede resumirse de la siguiente
manera:
Primer postulado.
El átomo consta de un núcleo en el que está localizada toda
09/08/2017
Ing. Químico-Cristian CONTRERAS
[email protected]
2/5
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER
ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
1.7
EL MODELO actual: Ecuación de onda DE
SCHRÖDINGER
Antes de hablar del modelo de schrodinger debemos
hablar de los dos principios en los que se apoya este
modelo:
1.7.1
Principio Dualidad Onda partícula:
Gracias a su trabajo, en 1924 Louis de Broglie llegó a la
conclusión de que las ondas se comportan como partículas,
y éstas exhiben propiedades ondulatorias. Dedujo entonces
que las propiedades de partícula y de onda se relacionan
por medio de la siguiente expresión:

h
, h=constante de Plank =6.63x10-34 J.s
m*v
En donde λ, m y v son la longitud de onda asociada a una
partícula en movimiento, su masa y velocidad,
respectivamente. En la ecuación queda implícito que una
partícula en movimiento se trata como si fuera una onda, y
esta última puede mostrar las propiedades de una
partícula. El lado izquierdo de la ecuación expresa la
propiedad de una onda (su longitud de onda), mientras que
el lado derecho incluye a la masa, una propiedad
característica de una partícula.
Por lo tanto, las partículas materiales. Como el electrón y el
fotón, se comportan en una forma dual, de modo que a
veces se pueden interpretar sus fenómenos mediante la
teoría corpuscular y otras por la ondulatoria. En partículas
grandes la naturaleza ondulatoria de la materia no es
apreciable, la utilidad de la dualidad onda-partícula queda
limitada a corpúsculos subatómicos.
1.7.2
Principio de incertidumbre de Heisenberg:
mechanics, werner Heisenberg, 1933.
1.7.3
Modelo Mecánico-Ondulatorio del átomo
Erwing schrodinger, fue el primero en utilizar el concepto
de la dualidad de onda y materia para el electrón y Propuso
un modelo matemático para la función de onda de los
electrones.
Según la descripción del átomo por éste modelo mecánicoondulatorio, los electrones se localizan en niveles de
energía alrededor del núcleo y sus energías están
cuantizadas, tal como lo planteaba Bohr en su estructura
atómica. Cada nivel principal de energía consiste en uno o
más subniveles o subcargas; estas subcapas a su vez
comprenden uno o más ORBITALES.
La diferencia entre la descripción de un átomo con la nueva
mecanica ondulatoria y el modelo Bohr, es que el concepto
de “órbita” se sustituye con el de “orbital atómico”.
Un orbital es una función matemática y no algo físico, no es
concretamente una órbita, ni una trayectoria precisa, ni el
recorrido que hace el electrón dentro del átomo.
Los orbitales se definen como regiones tridimensionales
alrededor del núcleo donde existe una mayor probabilidad
de localizar un electrón.
El físico Werner Heisenberg (1927) mostró que “es
imposible conocer con certeza la velocidad y la posición de
una partícula simultáneamente”. Si se diseña una
experiencia que revele la posición de una partícula con gran
precisión, no es posible medir su velocidad; por tanto su
trayectoria futura no se puede predecir con certeza.
Igualmente, si se determina con precisión su velocidad, no
se puede conocer con certeza la posición de la partícula.
1.7.4 LOS NÚMEROS CUÁNTICOS de la Ecuación de
onda DE SCHRÖDINGER
“Los experimentos necesarios para definir la trayectoria del
electrón también dieron un importante al modelo atómico
de Schrondinger. La respuesta más obvia a la pregunta:
Como son la orbitas de un electrón?, pues es observando el
recorrido del mismo utilizando el microscopio más potente.
Cuando, el primer quantum de luz de la fuente luminosa del
instrumento toque el electrón, este será completamente
sacado de su trayectoria, por lo tanto solo un punto de
camino puede ser observado experimentalmente en cada
momento”. Traducción The development of quantum
una cierta región del átomo.
09/08/2017
[email protected]
Ing. Químico-Cristian CONTRERAS
El modelo mecánico-ondulatorio describe cada electrón en
términos de cuatro números cuánticos. Estos números
permiten calcular la energía del electrón y predecir el área
alrededor del núcleo donde se puede encontrar el electrón.
Ecuación de onda: Distribución de la densidad electrónica
 2 ( psi) : es la probabilidad de encontrar un electrón en
 2  2  2 8 2 m



(E  V )  0
x 2 y 2 z 2
h
3/5
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER
ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
del electrón.
Entonces
para
cualquier
electrón en el átomo lo podemos identificar gracias a los
cuatro números cuánticos de la siguiente forma:
(n, l, ml , ms )
Tabla: Resumen de los Números cuánticos
Grupo o Nivel (notación
de rayos X)
Esta función necesita 3 números para ser resuelta, números
a los que vamos a llamar números cuánticos.
1.
Número cuántico principal (n): determina el tamaño
del orbital y la energía del electrón en el átomo. Define
una capa o nivel del átomo. El número cuántico
principal, n, solo pueden tener un valor entro, positivo
y distinto de cero:
Valor de n
Valor de l
Orientaciones de los
orbitales
Notación espectral
Máximo de electrones
en cada subgrupo
Número máximo total
de electrones en el
grupo
o
nivel
energético (2n2)
K
L
M
N
1
2
0
0
1
3
0
1
2
0
1
2
3
0
0
3
0
3
5
0
3
5
7
1s
2s 2p 3s
3p 3d
4s
4p
4d
4f
2
2
6
2
6
10
14
2
8
6
2
18
4
10
32
Forma de los Orbitales:
n  1, 2,3, 4.....
2.
Número cuántico orbital (l): Llamado de momento
angular, determina la forma del orbital o región donde
el electrón se mueve. El número cuántico orbital, l,
puede ser cero o un numero entero positivo.
1S
2S
3s
l  n  1, l  0,1, 2,3, 4........n  1
3.
Número cuántico magnético (ml): Define la orientación
del campo magnético. El Número cuántico magnético,
ml, puede ser un número entero positivo o negativo
incluyendo
el
cero
Px
Py
dxy
dyz
pz
ml  l.....0......l  l , (l  1), 0,1, 2, l
Existe un cuarto número:
4. Número cuántico por espin (ms): Describe la
orientación del giro del electrón en su eje. Puede tener
valores de  1 ó  1 . Las dos orientaciones generales se
2
2
designan por flechas  las cuales representan el giro
09/08/2017
Ing. Químico-Cristian CONTRERAS
[email protected]
dxz
4/5
UNIVERSIDAD INDUSTRIAL DE SANTANDER
ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
40
Así por ejemplo la notación espectral del Potasio ( 19 K ) es:
dx2-y2
1.8
dz2
Configuración electrónica de átomos:

La notación espectral condensada: indica el número de
electrones en los orbitales de cada tipo.
Debemos tener en cuenta ciertos principios o reglas que
permiten asignar configuraciones electrónicas probables
para los átomos de los diversos elementos.
1.
Niveles energéticos
de los orbitales: Los
electrones tienden
a ocupar orbitales
de energía mínima.
A partir de un
diagrama
de
niveles energéticos
como la figura
siguiente es posible
establecer
la
secuencia con la
que se llenan los
orbitales.
1s 2 2s 2 2 p6 3s 2 3 p 6 4s1

La notación espectral expandida: especifica el número
de electrones en cada uno de los orbitales que
componen el subnivel.
1s2 2s2 2 px2 2 py2 2 pz2 3s 2 3 px2 py2 pz2 4s1

Notación de celdas: expresa la misma información que
la notación espectral expandida pero a su vez indica el
espin de cada electrón.
40
Por ejemplo para el potasio ( 19 K ):

Para ayudarnos a saber el orden de llenado de los orbitales
utilizamos el Triángulo de Pauli. Ver figura siguiente.
1.9

  

  

BIBLIOGRAFÍA:
 BRICEÑO Carlos Omar, Rodríguez Lilia, “Química”,
Editorial Fondo educativo panamericano, Segunda
edición, 1999.
 CHANG, Raymond. Química McGraw Hill, Cuarta
Edición. México, 1995.
 PETRUCCI, R. y HARWOOD, William, Química General y
aplicaciones modernas, 7 Ed., Prentice Hall, México,
1.999.
Ilustración 1. Triangulo de Pauli
2.
Principio de exclusión de Pauli: En un átomo no pueden
encontrarse dos electrones con los cuatros números
cuánticos idénticos.
3.
Regla de Hund: Cuando hay disponibilidad de orbitales
de energía idéntica, los electrones tienden a ocuparlos
de uno en uno y no por pares.
1.8.1
Notación espectral:
En la notación espectral el número de electrones en cada
subgrupo se indica por un indice superior a la derecha del
símbolo del subgrupo.
09/08/2017
Ing. Químico-Cristian CONTRERAS
[email protected]
5/5