Modelos atómicos - Página principal
Anuncio
http://www.gritosdoscero.com/wp-content/uploads/2011/ Un elemento es el último punto que el análisis es capaz de alcanzar. A. L. Lavoisier. "Si se considera una teoría perfecta, y ya no se verifica experimentalmente, llega a ser una doctrina". Claude Bernard. Las clasificaciones son sistemas para organizar la información. Teoría atómica. ¿Qué hace diferente a un elemento químico de otro? ¿Por qué algunos elementos químicos tienen propiedades físicas y químicas similares? ¿Por qué un compuesto es diferente de una mezcla? ¿Por qué y cómo se combinan los elementos químicos para formar los compuestos? La respuesta a preguntas como las anteriores fue la teoría atómica de la materia, que sirvió de base a la química moderna. Los griegos consideraban que la naturaleza estaba compuesta por 4 elementos: fuego, tierra, aire y agua. Los filósofos griegos se hacían preguntas como ¿Puede dividirse indefinidamente la materia en partes más pequeñas o hay un punto en el que ya no se puede dividir más?. Muchos filósofos como Platón (428348 a. C, significa el ancho, se llamó Aristóteles) y Aristóteles (384-322 a. C, discípulo de Platón) consideraban que la materia era divisible indefinidamente, pero otros no estaban de acuerdo como Demócrito (460-370 a. C.) que argumentó que la materia está compuesta por partículas pequeñas indivisibles llamadas átomos (indivisible). Idea aceptada hasta principios del siglo XIX. La noción de elemento la cambió el físico inglés Robert Boyle (25-1-1627=30-12-1691) en 1661, en su libro The Sceptical Chemyst (El químico escéptico) definió a los elementos químicos como las sustancias que no se pueden descomponer en sustancias más simples. El químico sueco Jons Jacob Berzelius (1799-1848) inventó los símbolos químicos modernos, realizó muchos experimentos y descubrió el silicio, selenio, cerio y torio. En 1774, el químico francés Joseph Louis Proust (26-9-1754=5-7-1826) calentó un compuesto de mercurio con los rayos del sol y un lente obteniendo mercurio y “aire perfecto” (porque hacía arder a una vela con más brillantez). En 1799, demostró que una sustancia llamada carbonato de cobre, preparada en el laboratorio u obtenida de Fuentes naturales contenía los mismos tres elementos químicos, cobre, carbono y oxígeno, y siempre en las mismas proporciones en masa: 5.3 partes de cobre por cada 4 partes de oxígeno y una parte de carbono. Con base en los resultados de sus experimentos formuló la ley de las proporciones definidas: Un compuesto siempre contiene elementos químicos en ciertas proporciones definidas, y en ninguna otra composición (Ley de la composición constante). Entre el periodo de 1803 a 1807, el químico inglés John Dalton (6-9-1766=27-7-1844), en 1803 estableció el concepto de peso atómico y publicó una tabla de pesos atómicos. También elaboró una teoría atómica para explicar diversas observaciones experimentales. Postulados básicos de la teoría atómica de Dalton: 1. 2. 3. 4. 5. 6. Todo elemento químico está compuesto de partículas muy pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos, pero difieren de los átomos de los demás elementos químicos. Los átomos de elementos químicos diferentes tienen propiedades (físicas y químicas) diferentes. Los átomos de un elemento químico no se cambian en tipos diferentes de átomos por reacciones químicas. No es posible crear ni destruir los átomos durante las reacciones químicas. Los átomos de elementos distintos forman compuestos combinándose en proporciones fijas de números enteros pequeños: 1:1, 1:2, 1:3, 2:1, 3:2. (En un compuesto dado el número relativo de una clase de átomos es constante). Si los mismos elementos químicos forman más de un compuesto, hay una proporción diferente, pero definida y de números enteros pequeños, en masa y en átomos para cada compuesto. http://solisaevefisicayquimica.blogspot.mx/2012/ http://encina.pntic.mec.es/~jsaf0002/p32.htm Conceptos implicados: molécula, fórmula química, ley de las proporciones constantes y ley de las proporciones múltiples. Explica la ley de la conservación de la masa de Lavoisier. La ley de Proust o de la composición constante. Explica los resultados de los experimentos de Berzelius (ley de las proporciones múltiples). Michael Faraday (1791-1867) construyó el primer tubo de rayos catódicos (carga negativa, salen del cátodo y se dirigen al ánodo). Para 1850 los científicos tenían evidencias de que el átomo está compuesto de partículas más pequeñas. Cargas semejantes se repelen entre sí; cargas diferentes se atraen. En 1895, Wilhelm Roentgen (1845-1923) encontró que cuando los rayos catódicos chocan sobre ciertos materiales, se emite un nuevo tipo de rayo invisible, que atravesaban sin problema varios objetos, no los afectaban los campos magnéticos y que producen una imagen sobre las placas fotográficas. Los llamó rayos X. El francés Henri Becquerel (1852-1908) estudiaba las sustancias que se volvían luminosas después de exponerlas a la luz solar, fenómeno que llamó fosforescencia. Después de Roentgen descubrió los rayos X, Becquerel decidió investigar si las sustancias fosfor4escentes emitían rayos X. Mientras trabajaba con un mineral fosforescente de uranio, descubrió que aun en la oscuridad producía espontáneamente radiación de alta energía, llamada radiactividad. A sugerencia de Becquerel, Marie Sklodowska Curie y su esposo iniciaron los experimentos para aislar los componentes radiactivos del mineral pechblenda. Posteriormente, el científico británico Ernest Rutherford (1871-1937) encontró que los materiales radiactivos emitían radiación alfa (partículas que se mueven con gran rapidez, carga 2+, iones de helio, He2+), beta (electrones de alta velocidad, carga 1-) y gamma (no compuesta de partículas, radiación de velocidad elevada similar a los rayos X). En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson midió la relación de la carga eléctrica a la masa del electrón utilizando un tubo de rayos catódicos, obteniendo: e/me = 1.75x108 C/g. –19 e = 1,6021x10 C (coulomb). –28 me = 9.16x10 g/electrón. http://www.astrofisicayfisica.com/2012/10/modelo-atomico-de-thomson.html http://the-history-of-the-atom.wikispaces.com/J.J.+Thomson Teoría de los cuantos. Espectro electromagnético: rayos cósmicos, rayos gamma, rayos X, ultravioleta, visible (violeta, azul, verde, amarillo, rojo) infrarrojo, microondas, ondas de TV y ondas de radio. El físico alemán, Max Planck (1858-1947) planteó que la radiación electromagnética se puede considerar como un rayo de cuantos o fotones. Dedujo que la energía de un fotón es E = h, donde h = 1.58x10-34 –27 calorías-segundos o h = 6.63x10 ergs-segundos. Velocidad de la luz: c = . http://www.astrofacil.com/Historia_Astronomia/Mecanica_cuantica/Mecanica_cuantica.html En 1910, el físico inglés Ernest Rutherford (30-8-1871=19-10-1937) y sus colaboradores, el físico alemán Hans Wilhelm Geiger (30-9-1882=24-9-1945) y su estudiante Ernest Marsden de 20 años estudiaron los ángulos a los que las partículas alfa se dispersaban después de atravesar una lámina de oro. Encontraron que la desviación era de sólo 1 %, lo que era consistente con el modelo de Thomson. Observaron que casi todas las partículas alfa pasaban directamente a través de la hoja de oro y unas pocas se desviaban, rebotando hacia atrás, en la dirección de la que procedían. En 1911, Rutherford postuló que la mayor masa del átomo y toda su carga positiva reside en una región muy pequeña, extremadamente densa, que llamó núcleo. La mayor parte del átomo es espacio vacío y los electrones se mueven alrededor del núcleo. En ocasiones una partícula alfa pasa muy cerca del núcleo de oro. La repulsión entre el núcleo de oro que tiene carga positiva y la partícula alfa es tan fuerte que desvía la partícula alfa de masa menor. Rutherford calculó el diámetro del núcleo en unos 10 unas 10000 veces mayor. –12 cm y el diámetro del átomo 10 –8 cm, es decir, Los átomos tienen diámetros del orden de 1 a 5 angstroms. Por ejemplo, el diámetro de un átomo de cloro es de 200 pm (picómetros) = 2 angstroms. Modelo de Bohr. Para 1911 se habían sentado las bases en la evolución de la estructura del átomo. 1. 2. 3. Thomson había identificado al electrón como una partícula de carga negativa y como componente universal de la materia. Planck había planteado la teoría cuántica de la radiación electromagnética. Rutherford había encontrado pruebas experimentales de la existencia del núcleo del átomo. Con base en lo anterior, el físico danés Niels Hendrik David Bohr (7-10-1885=18-11-1962) planteó un modelo atómico que permitía calcular la posición de las rayas en el espectro (de emisión visible) del hidrógeno. Además permite explicar las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos. Postulados (limitaciones de la energía y del movimiento de los electrones): 1. 2. 3. 4. El electrón gira alrededor del núcleo, en órbitas circulares de radios definidos. No se permiten otras órbitas. Los electrones están en dichas órbitas o estados estacionarios de energía. Poseen una cantidad de energía fija y definida, y mientras un electrón esté en un estado estacionario, ni emite ni absorbe energía. Cuando cae a un estado estacionario inferior (de menor energía) emite energía en forma de fotón o cuanto de luz. Cuando un electrón absorbe energía en forma de fotón o cuanto de luz, asciende a un estado estacionario superior, es decir, a una órbita más alejada. La energía de un fotón emitido por un átomo cuando un electrón desciende de un estado estacionario a otro inferior, es igual a la diferencia de energía entre los dos estados estacionarios: Efotón = E = Ef – Ei = h . http://www.librosmaravillosos.com/losatomos/capitulo02.html Radios de las órbitas: rn = n2h2/(2)2me2, donde n = 1, 2, 3, ... Energías asociadas a las órbitas: En = –22me4/n2h2 , donde n = 1, 2, 3, ... Donde m = masa del electrón; e = carga del electrón; h = constante de Planck y n = número de órbita o estado estacionario o nivel de energía o capa. Puesto que m, e, h y son constantes, la cantidad de energía y el radio del electrón del átomo de hidrógeno sólo dependen del valor de n, y como n debe ser un número entero positivo, la energía y el radio son discontinuos y sólo permiten ciertos valores. En = – 2.1797x10 –11 /n2 ergs. En = – 2.1797x10 –11 /n2 calorías. Cuando el electrón está en la primera órbita, n = 1, su radio es de 0.529x10 –19 (menos) – 5.20x10 cal. –10 m y su energía es de Como el radio de una órbita es un múltiplo de h2/(2)2me2, a esta cantidad se le denomina unidad radial –10 de Bohr, y se representa como con el símbolo ao . Entonces r = n2ao , siendo ao = 0.529x10 m. En 1912, J. J. Thomson midió las relaciones carga/masa de los iones positivos formados en el gas neón y encontró que aproximadamente el 91 % de los átomos tenían una masa determinada y que los átomos restantes eran más pesados. De 1906 a 1914, mediante una serie de experimentos con gotas de aceite Robert Millikan (1868-1953) –19 determinó la carga del electrón, e = – 1.6022x10 Coulombs. Con lo que se obtiene que la masa del –28 electrón es me= 9.1094x10 g. Los átomos y las partículas subatómicas. Los átomos son demasiado pequeños para poder verlos a simple vista o con el microscopio óptico. Sin embargo, con equipos especiales se han podido obtener imágenes de algunos átomos. Las partículas subatómicas básicas de un átomo son los electrones, los protones y los neutrones, y su interacción determina el comportamiento químico del átomo. http://labquimica.wordpress.com/2007/08/08/la-primera-epoca/ Todos los átomos de un elemento químico tienen el mismo número de protones en el núcleo. Todo átomo es eléctricamente neutro porque tiene igual número de protones (carga +1) que de electrones (carga –1). http://cafpe.ugr.es/index.php/pages/particles En 1932, el físico inglés James Chadwick (20-X-1891=24-VII-1974) descubrió los neutrones bombardeando berilio con partículas alfa, son eléctricamente neutros. Como los átomos tienen igual número de protones y electrones, no tienen carga eléctrica. ¿Qué hace que el átomo de un elemento químico sea diferente del de otro elemento químico? Como todos los átomos están conformados por electrones, protones y neutrones, los átomos difieren de alguna manera en cuanto al número de estas partículas. En un pequeño espacio del centro del átomo se encuentran las partículas subatómicas de mayor masa, los –15 protones y los neutrones, formando al núcleo que tiene un diámetro del orden de 1x10 m (aproximadamente un cienmilésimo del diámetro del átomo). El resto del espacio del átomo es el dominio de los electrones. Los electrones de un átomo se mueven en regiones definidas llamadas orbitales. –28 Como la masa del electrón es prácticamente cero (9.1095x10 g), la masa de un átomo equivale fundamentalmente a masa de los protones y de los neutrones. A la suma de los protones y los neutrones de un átomo se le llama número de masa y se escribe con un índice superior antes del símbolo del 14 elemento químico de que se trate. Ejemplo, C, se lee carbono catorce y significa que tiene 6 protones y 8 neutrones. Generalmente se usa sólo para representar los átomos de un isótopo específico y se le llama núclido. Número de masa de un átomo = número de protones + número de neutrones. A la masa atómica promedio (ponderado de los isótopos naturales) de un elemento químico se le llama peso atómico, se mide en unidades de masa atómica (uma) y es equivalente a la masa en gramos de un –23 mol de átomos (6.023x10 átomos) de un determinado elemento químico. Número atómico. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de protones. Al número de protones que hay en el núcleo de un átomo se le llama número atómico. El número de protones de un átomo determina la identidad de cada elemento químico. El número atómico de un elemento químico es igual al número de protones que tiene en su núcleo, y se escribe con un subíndice antes del símbolo del elemento químico de que se trate. Número atómico de un elemento químico = número de protones del átomo. Características de algunas partículas subatómicas. Partícula Símbolos Carga unitaria Carga (C) –19 – 0 – Electrón –1 –1.6022x10 e, e , -1 e, , + + 1 –19 Protón +1 p, p , H , 1 H +1.6022x10 1 Neutrón 0 0 n, 0 n 4 Alfa +2 , 2 He C = unidad de carga eléctrica en coulombs. –23 Masa del átomo de carbono 12 = 1.9924x10 g. –24 1 uma (unidad de masa atómica) = 1.67252x10 g. Masa en reposo (g) –28 9.1095x10 –24 1.67252x10 –24 1.67495x10 Isótopos. A los átomos de un determinado elemento químico que difieren en el número de neutrones, y en consecuencia difieren en su masa, se les llama isótopos. Todos los átomos que tienen el mismo número atómico (Z) pero diferentes números de masa (A) se llaman isótopos. Número atómico = Z = número de protones. Número de masa = A = número de protones más número de neutrones. En la naturaleza se han encontrado 270 isótopos y se han sintetizado más de 1000 utilizando reactores nucleares. Muchos de los isótopos se utilizan en investigaciones de medicina, biología y química. “Todo obstáculo cede al esfuerzo persistente, predeterminado”. Leonardo Da Vinci. Configuración electrónica o estructuración de los átomos o principio de construcción o edificación progresiva (del alemán, aufbauprinzip) o distribución de los electrones en el átomo. Átomo significa sin división, y electrón significa ámbar. http://www.forest.ula.ve/~rubenhg/ecofisiologia/ –16 Radiación electromagnética: rayos gamma (10 m), rayos X, ultravioleta, visible, infrarroja, microondas, –16 radio (104m). Abarca longitudes de onda de 10 a 104m. Longitud de onda del visible: de 390 a 760 nm. La luz es refractada (dispersada) por un prisma de vidrio en una banda de colores o espectro continuo (están presentes todas las longitudes de onda que componen la región visible del espectro electromagnético). Al espectro constituido por un número limitado de longitudes de onda, se observan como líneas coloreadas con espacios oscuros entre ellas se le llama espectro discontinuo o de líneas o atómico. http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema4/index4.htm El espectro del hidrógeno muestra 4 líneas visibles a 410.1, 434.0, 486.1 y 656.3 nm. Serie que dedujo, por ensayo y error, el matemático y físico suizo Johann Jacob Balmer (1-V-1825-12-III-1898) para el átomo de hidrógeno, en 1885. El químico alemán Robert Wilhem Bunsen (30-III-1811-16-VIII-1899) y el físico alemán Gustav Robert Kirchoff (12-III-1824-17-X-1887) desarrollaron y construyeron el primer espectroscopio. Cada elemento químico tiene su propio espectro de líneas característico. Descubrieron, en 1860, el cesio (en latín, caesius significa azul cielo), en 1861, el rubidio (en latín, rubidius significa rojo más oscuro) y en 1868 (al observar un eclipse solar, el astrónomo inglés Norman Lockyer sugirió que una línea amarilla representaba un nuevo elemento químico que llamó helio; en griego, helios significa el sol), pero en la Tierra se aisló hasta 1895, por el químico escocés William Ramsey. La configuración electrónica de un átomo es la designación de la distribución de los electrones entre los diferentes rompes u orbitales en las capas principales y las subcapas. Moseley (Henry Gwyn Jeffreys, físico inglés, 23-XI-1887-10-VIII-1915): La periodicidad en la variación de las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos, es función del número atómico (número de cargas positivas, protones = número de cargas negativas, electrones). A medida que la carga eléctrica positiva del átomo crece en forma discreta, con la sucesión de los números naturales, se generan los diferentes elementos químicos y se incrementa el número de electrones a fin de obtener átomos eléctricamente neutros. El electrón diferencial hace posible distinguir un elemento químico de otro. Es un hecho experimental que en los cambios físicos y químicos, el número de cargas positivas del átomo permanece estable, por esta razón se acepta que la periodicidad en la variación de las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos es consecuencia y función de la distribución de los electrones en la vecindad del núcleo de los átomos. El físico inglés, Joseph John Thomson (18-XII-1856-30-VIII-1940) propuso un modelo atómico en el que la carga positiva es una masa incrustada por las cargas negativas de los electrones. El fisicoquímico francés, Jean Baptiste Perrin (30-IX-1870-17-VI-1942) planteó que los electrones son externos a la carga positiva del átomo. El físico Neocelandés, Ernest Rutherford (30-VIII-1871-19-X-1937) propuso un modelo del átomo en el que el núcleo es el responsable de la masa del átomo y de la carga positiva que reside en el núcleo. Los electrones giran alrededor del núcleo y describen diferentes trayectorias (hay un gran vacío). No explica los espectros de emisión, que son de naturaleza discreta. El físico danés, Niels Hendrik David Bohr (7-X-1885-18-XI-1962) aplicando las ideas del físico alemán, Max Karl Ernst Ludwig Planck (23-IV-1858-4-X-1947), derivadas del estudio de la distribución energética de la radiación de cuerpo negro, introdujo el concepto de cuantización energética, para explicar que las órbitas circulares sean estables y que concordaran con los espectros de emisión, para los cuales el físico sueco, Johannes Robert Rydberg (8-XI-1854-28-XII-1919) había encontrado una expresión matemática empírica, en la que aparecía un parámetro n con valores enteros positivos. El físico alemán, Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld (5-XII-1868-26-IV-1951) modificó el modelo de Bohr con la teoría de la relatividad de Einstein, en sus ecuaciones aparecen dos parámetros n y l, con características de números enteros, aparecen órbitas circulares y elípticas, pero no explicó el efecto Zeeman normal, efecto Stark, efecto Faraday, y el efecto Kerr. El físico francés, Louis Victor De Broglie (príncipe de, 15-VIII-1892-) predice que de la misma manera que la radiación, en ciertas condiciones, se manifiesta cuantizada y al igual que la teoría electromagnética de la luz describe el campo eléctrico, en el caso de la materia debería existir un fenómeno ondulatorio asociado a la partícula electrón. El físico austriaco, Edwin Schrödinger (12-VIII-1887-4-I-1961) con base en las ideas de Planck y de De Broglie y las matemáticas de Hamilton, plantea una ecuación (diferencial parcial de segundo orden) para el problema núcleo-vecindad del núcleo para obtener las posibles distribuciones espacio-energéticas para el átomo. En la solución aparecen tres parámetros: n, l y m, está relacionado al impulso magnético del electrón (“n” de Rydberg y Bohr; y “l” de la teoría Bohr-Sommerfeld). La función de onda de la ecuación de Schrödinger normalmente se obtiene introduciendo tres factores, P, , , los cuales a su vez son funciones de tres coordenadas, , , , que están caracterizadas por los tres parámetros n, l, m y que son llamados parámetros cuánticos. El físico alemán, Max Born (11-XII-1882-5-I-1970) establece que el cuadrado del módulo de la función de onda de Schrödinger indica sólo la manifestación probabilística electrónica, corpuscular u ondulatoria, según las circunstancias experimentales. El físico alemán Werner Kart Heinsenberg (5-XII-1901-1-II-1976) con base en las ideas de Planck y De Broglie, con álgebra de matrices establece el principio de incertidumbre, que explica por qué no se puede describir la trayectoria exacta del electrón en una región energética y por qué sólo se puede tener una idea aproximada de la región espacio energética de manifestación probabilística electrónica (reempe), que se usa en vez de órbita. El físico austro-norteamericano Wolfgang Pauli (25-IV-1900-15-XII-1958) establece que cada uno de los electrones en la vecindad del núcleo, se caracteriza por la combinación de los cuatro parámetros cuánticos y, para el caso del electrón diferencial, esta combinación “minimiza” su estado espacio energético, lo que permite que cada reempe pueda ser ocupada por dos electrones como máximo. El físico inglés Paul Adrien Maurice Dirac (8-VIII-1902-20-X-1984) y el físico alemán Ernst Pascual Jordan (18-X-1902- ) incorporando la teoría de la relatividad del físico alemán-norteamericano Albert Einstein (14-III-1879-18-IV-1955) a la mecánica ondulatoria, en sus ecuaciones aparece el cuarto parámetro cuántico, s, espín (postulado por Uhlenbeck y Goudsmit atribuyéndolo al sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, para satisfacer el principio de Pauli) además de n, l y m. El concepto de impulso relaciona los conceptos de tiempo, espacio-energía y materia. En 1927, Heisenberg estableció el principio de incertidumbre (afirmación teórica que está de acuerdo con las observaciones experimentales, dice: que es imposible determinar de manera simultánea la posición y la velocidad de un electrón, por eso se habla de la probabilidad de encontrar un electrón de determinadas regiones del espacio) al estudiar las relaciones materia-energía. Einstein estableció la teoría de la relatividad al estudiar las relaciones espacio-tiempo. Parámetros cuánticos: n, l, m y s. Parámetro cuántico espacio-energético fundamental (n), antes llamado parámetro cuántico principal (del alemán, haupt) o radial, según el modelo de Bohr. Relaciona la magnitud del volumen ocupado por la reempe del electrón diferencial. Se relaciona al impulso lineal del electrón diferencial. Sólo tiene valores enteros positivos (1, 2, 3, …, etc.). Parámetro cuántico por forma (l), antes llamado auxiliar o adicional (del alemán, neben, secundario o azimutal). Se relaciona con la forma del reempe del electrón diferencial. Se relaciona al impulso angular del electrón diferencial. Adquiere valores que van desde cero hasta n-l. Cuando l adquiere valores de 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, se representa por las letras s, p, d, f, g, h, i, respectivamente. Parámetro cuántico por orientación (m) antes llamado magnético. Se relaciona con el número y posibilidades de orientación espacial de las reempes, factibles de ser ocupadas por electrón diferencial para cada valor particular de l; valores que dependen del valor de n. Se relaciona al impulso magnético del electrón diferencial. Los valores permitidos para m son (todos, incluyendo) desde +l, 0, hasta –l. Parámetro cuántico por espín (s), se relaciona con la posibilidad de que una reempe ya ocupada por un electrón, acepte o no al electrón diferencial. Se relaciona a la suma de los impulsos generados por el giro de del electrón diferencial sobre su propio eje. Adquiere dos valores, según la ecuación de Dirac-Jordan, +1/2 ( ) y – 1/2 ( ). Un electrón, debido a su espín, genera un campo magnético. Un par de electrones con espines opuestos ni tiene campo magnético neto. En un átomo, la dirección del campo magnético neto producido depende sólo del espín del electrón desapareado. El electrón desapareado tiene la misma posibilidad de tener un espín +1/2 ó –1/2. Dos electrones con espines opuestos tienen campos magnéticos opuestos que se anulan, por lo que no hay campo magnético neto para el par. Los estados cuantizados espacio-energéticamente descritos por los cuatro parámetros cuánticos son las reempes. Principio de máxima sencillez de Yeou Tau. El ocupado o llenado de las reempes por los electrones es de acuerdo a suma mínima de (n + l, número cuántico principal + número cuántico por forma), de estas posibilidades, primero se estructuran aquellas para los cuales el valor de n es el menor. Nombre Parámetro cuántico principal Símbolo n Valores permitidos Enteros positivos Parámetro cuántico por forma l Parámetro cuántico por orientación m Cero y enteros positivos hasta e incluyendo (n – l) Desde –l, cero, hasta +l Parámetro cuántico por espín s +1/2 ( ) y – /2 ( ) Significado físico Tamaño o magnitud del volumen ocupado por la reempe Forma de la reempe Número y posibilidades de orientación espacial de las reempes Posibilidades de aceptación de un electrón en las reempes http://intercentres.edu.gva.es/iesleonardodavinci/Fisica/Estructura_atomo/Atomo8.htm Número cuántico principal (n) Tipos de orbitales (subniveles presentes) 1 2 S s p s p d s p d f 3 4 Notación de las reempes. 1s: (n = 1, l = 0) 2s: (n 0 2, l = 0) Número de orbitales relacionados con el subnivel 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 Número total de orbitales (n2) 1 4 9 16 3p: (n = 2, l = 1) 3s: (n 0 3, l = 0), etc. Representación espectral. Número cuántico por forma (l) Subcapa o subnivel Número máximo de electrones 0 S 2 1 p 6 2 d 10 3 f 14 Para calcular el número máximo de electrones por subnivel = 2(valor del subnivel + 1) = 2(“l” +1). http://fisicayquimicavarques.com/ Reglas para la distribución de los electrones en los orbitales de los átomos. 1. Los electrones ocupan los orbitales de manera que minimice la energía del átomo. El orden de llenado de los orbitales se estableció experimentalmente, mediante estudios espectroscópicos y magnéticos. Con pocas excepciones, se acomodan con el siguiente orden: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Indicando el máximo de electrones se tiene: Distribución electrónica, considerando los orbitales completos: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f14, 6d10, 7p6. 2. El principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Sólo dos electrones de un mismo átomo pueden ocupar el mismo orbital y estos electrones deben tener espines opuestos. 3. Cuando hay orbitales de idéntica energía (degenerados), los electrones ocupan inicialmente estos orbitales de manera desapareada. (Regla de Hund: un átomo tiende a tener tantos electrones desapareados como sea posible). Clasificación periódica de los elementos químicos. Periodo. Conjunto de elementos químicos en los que el valor (n + l) de su electrón diferencial es idéntico. Se obtienen 8 periodos (Con el número atómico, Z, de Moseley). Periodo 1: Tiene 2 elementos químicos y son del hidrógeno, H, al helio, He, del 1 al 2. Periodo 2. Tiene 2 elementos químicos y son del litio, Li, al berilio, Be, del 3 al 4. Periodo 3: Tiene 8 elementos químicos y son del boro, B, al magnesio, Mg, del 5 al 12. Periodo 4: Tiene 8 elementos químicos y son del aluminio, Al, al calcio, Ca, del 13 al 20. Periodo 5: Tiene 18 elementos químicos y son del escandio, Sc, al estroncio, Sr, del 21 al 38. Periodo 6: Tiene 18 elementos químicos y son del itrio, Y, al bario, Ba, del 39 al 56. Periodo 7: Tiene 32 elementos químicos y son del lantano, La, al radio, Ra, del 57 al 88. Periodo 8: Tiene 32 elementos químicos y son del actinio, Ac, al …, del 89 al 120. Clase. Conjunto de elementos químicos en los que el valor l, de su electrón diferencial es idéntico. Se obtienen 4 clases: Clase s donde l = 0 Clase p donde l = 1 Clase d donde l = 2 Clase f donde l = 3. Familia. Conjunto de elementos químicos en los que el valor l, de su electrón diferencial es el mismo y además, tiene idéntico valor de m. Se obtienen 32 familias. Ejemplos de distribuciones electrónicas: 2 2 2 Z = 6, C: 1s 2s 2p . 2 2 3 Z = 7, N: 1s 2s 2p . 2 2 4 Z = 8, O: 1s 2s 2p . 2 2 5 Z = 9, F: 1s 2s 2p . 2 2 6 Z = 10, Ne: 1s 2s 2p . 2 2 6 1 Z = 11, Na: 1s 2s 2p 3s . 2 2 6 2 Z = 12, Mg: 1s 2s 2p 3s . 2 2 6 2 6 Z = 18; Ar: 1s 2s 2p 3s 3p . 2 2 6 2 6 1 Z = 19; K: 1s 2s 2p 3s 3p 4s . 2 2 6 2 6 2 Z = 20; Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s . En 1970, Albert Crewe de la Universidad de Chicago anunció que había obtenido fotografías de átomos de uranio y de torio, que resultaron ser grupos de siete átomos de uranio separados por una distancia de 0.34 nm. En 1976, Georg W. Stroke de la Universidad Estatal de Chicago y sus colaboradores obtuvieron imágenes fotográficas que mostraron la ubicación y el tamaño relativos de átomos de carbono, magnesio y oxígeno en el corte de un cristal. En 1981, obtuvieron imágenes de átomos de un cristal de silicio con el microscopio de barrido de efecto túnel (STM, scanning tunneling microscope) y en 1985 lo hicieron con el microscopio de fuerza atómica (AFM, atomic force microscope). Las sondas de estos instrumentos pueden detectar y delinear las "protuberancias" de los átomos en la superficie de los materiales. Imagen tomada con un microscopio STM de caligrafía oriental con átomos de Fe sobre un sustrato de Cobre. http://www.cienciateca.com/atomosalavista.html www.teleobjetivo.org http://universoantropico.blogspot.mx/ http://www.cosmofisica.org/ Fuentes de información. Brown Theodore L., LeMay Eugene H. Jr., Bursten Bruce E. y Murphy Catherine J. (2009). Química. La ciencia central. Pearson Educación. (Decimoprimera Edición). México. Dévoré G. y Muñoz Mena. (1975). Eugenio. Química Orgánica. Publicaciones Cultural S. A. México. Ebbing D. Darrell y Gammon D. Steven. (2010). Química General. Novena Edición. Cengage Learning Editores. México. Petrucci-Harwood-Herring. (2003). Química General. Pearson Educación. Madrid. Whitten-Davis-Peck-Stanley. (20011). Química. Octava Edición. Editorial Cengage Learning. México. Elaborado por Ramón Tamayo Ortega. Noviembre 2013
