descargar documento

ATOMOS Y ELEMENTOS
TEMA 4
Química
ATOMOS
EXTRUCTURA ATOMICA ACTUAL
PARTICULA
PROTON
UBICACION
NUCLEO
NEUTRON
ELECTRON
NUCLEO
ORBITAS
CARGA
MASA
+
SI
0
SI
DESPRECIABLE
-
• La masa del átomo reside en el núcleo.
• La cantidad de electrones es igual a la de
protones, por eso el átomo es neutro.
• La única partícula que el átomo puede ganar
o perder son los electrones.
• Un átomo que gana o pierde electrones se
transforma en ión.
3.1
1
LO QUE TENEMOS QUE SABER
EL ESTUDIO DEL INTERIOR DEL ATOMO
NOS PERMITIRÁ RESPONDER
¿Qué ocurre en el interior del átomo?
1) ¿Cuántos electrones hay en un determinado átomo?
2) ¿Qué energía posee un determinado electrón?
3) ¿En que parte del átomo se encuentran los electrones?
LAS RESPUESTAS A ESTAS PREGUNTAS TIENEN
RELACION DIRECTA CON EL COMPORTAMIENTO DE
TODAS LAS SUSTANCIAS EN LAS REACCIONES
QUIMICAS
3.2
Un poco de Historia
Democrito (siglo V A.C.) propone que la materia es discontinua
(compuesta por pequeñas partículas indivisibles) que llama Átomo
Átomo: indestructible o indivisible
Primera Teoría Atómica - Dalton (1805)
• Todos los átomos de un elemento dado son idénticos.
• Los átomos de elementos distintos tienen masa distintas.
• Un compuesto es una combinación de átomos de mas de un
elemento que se combinan en proporciones definidas.
• En una reacción química, los átomos no se crean ni se destruyen,
sino que se intercambian para producir nuevas sustancias
Modelos Atómico de - Thomson (1904)
3.3
2
Modelos Atómico de
Rutherford (1911) – Átomo Nuclear
Descubriendo la distribución de las
partículas atómicas
3.4
Rutherford intenta explicar lo que ocurre en el interior del átomo
con la mecánica clásica (leyes de newton del siglo XVI)
1) ¿Cuántos electrones hay en un determinado átomo?
2) ¿Qué energía posee un determinado electrón?
3) ¿En que parte del átomo se encuentran los electrones?
MECANICA CUANTICA
M. Planck (1858 – 1947) Teoría cuántica
3.5
3
Teoría Cuántica y la
estructura electrónica de
los Átomos
3.6
CUANTOS Y FOTONES
Teoría Cuántica de Planck
“Los átomos y moléculas emiten (o absorben) energía sólo en cantidades
discretas llamadas CUANTOS”
E=hν
energía de un CUANTO
h: constante de Planck (6,63 x 10-34 J s)
ν: frecuencia de la radiación
3.7
4
CUANTOS Y FOTONES
Efecto Fotoeléctrico A. Einstein (1879 – 1955)
El efecto fotoeléctrico se observa por debajo de un umbral de longitud de onda
que es específica del material.
La explicación : La luz está constituida por partículas (fotones), y la energía de
tales partículas es proporcional a la frecuencia de la luz.
“Fenómeno por el cual los electrones son expulsados desde la superficie de
ciertos metales que se han expuesto a la luz de al menos una determinada
frecuencia mínima que se conoce como frecuencia umbral”
LUZ
torrente de partículas (naturaleza dual) = FOTONES
Ondas luminosas (radiación electromagnética) se comprota como una corriente de partículas (fotones)
E=hν
energía de un FOTON
3.8
Postulados y Modelo Atómico de
Bhor (1913)
• Los electrones se pueden mover solo en determinadas
orbitas, caracterizadas por su radio.
• Cuando el electrón se encuentra en dichas orbitas el sistema
no absorbe ni emite energía.
• Al suministrarle al átomo energía externa , el electrón se
“excita” y puede pasar a un nivel de energía superior (orbital
de mayor radio).
• Durante la caída del electrón a su orbita original este emite
energía.
3.9
5
Cuando un electrón se mueve desde un
estado excitado de mayor energía a otro
de menor energía emite energía radiante
en forma de un FOTON
3.10
El modelo atómico de Bohr
- la
descripción de los estados electrónicos cuantizados y la
absorción/emisión de energía radiante es aplicable a átomos de
cualquier elemento
- cada serie del espectro de líneas del átomo de hidrógeno es el
resultado de la emisión de energía radiante cuando el electrón pasa de
una órbita a otra de menor energía
- los electrones se mueven en órbitas alrededor del núcleo
- el número máximo de electrones en cualquier nivel de energía u
órbita se determina a partir del número cuántico principal según la
fórmula 2n2
- los electrones que se encuentran en el nivel de energía más externo
se denominan electrones de valencia
- se pueden construir diagramas de Bohr a partir de la posición de un
elemento en la tabla periódica
3.11
6
NATURALEZA DUAL DEL ELECTRON
L. De Broglie (1892 – 1977)
LUZ
torrente de PARTICULAS (FOTONES)
ELECTRON
¿comportamiento de ONDA?
Partículas tiene propiedades ondulatorias (comportamiento dual)
λ=
onda
h
mu
eλ = 1,2 x 104 nm
u = 62 m/s
(225 km/h)
λ = 1,8 x 10-34 m
partícula
Las propiedades ondulatorias solo se observan en objetos
microscópicos
C. Davisson (1881 – 1958)
L. Germer (1896 – 1972)
3.12
W. Heisenberg (1901 – 1976)
Las partículas subatómicas se pueden observar mediante una luz de
longitud de onda corta y por lo tanto de alta frecuencia y alta energía la
cual produce una perturbación en la partícula modificando su velocidad y
su posición
Principio de incertidumbre
Es imposible conocer simultáneamente y con precisión el momento
(definido como la masa por la velocidad) y la posición de una
partícula
momento
de la partícula
p=mu
∆x ∆p ≥ h / 4 π
incertidumbre en la posición
incertidumbre en el momento
- existe una “probabilidad” de encontrar al electrón en una posición particular
- el movimiento del electrón depende de su “naturaleza dual”
3.13
7
MECANICA CUANTICA
E. Schrödinger (1887 – 1961)
Ecuación de onda
Hψ=Eψ
ψ = función de onda
H = operador matemático
E = valores de energía permitidos para el electrón
ψ 2 → probabilidad de encontrar al electrón en una cierta región del espacio o
densidad electrónica
La ecuación de Schrodinger sólo se puede resolver exactamente para el
átomo de hidrógeno
Resultados mecano-cuánticos para el átomo de hidrógeno
1. funciones de onda (ψ)
orbitales atómicos
2. números cuánticos
n, l, m l
3. energía de los orbitales
3.14
Números Cuánticos
• Son utilizados para describir la distribución de
los electrones en un átomo.
• Surgen de la resolución matemática de la
ecuación de Schrödinger del átomo de
hidrogeno.
• Son tres números cuánticos:
– n (principal-define tamaño y energía)
– l (momento angular – define forma)
– ml (magnético – define orientación en el espacio)
3.15
8
NUMERO CUANTICO DE SPIN (ms)
O. Stern (1888 – 1969)
W. Gerlach (1889 – 1979)
Un electrón está caracterizado
por cuatro números cuánticos:
n
l
ml
ms
electrones
desapareados
electrones
apareados
3.16
Un orbital está caracterizado por tres números cuánticos: n, l, m
El número máximo de electrones permitidos por orbital es 2
Un electrón está caracterizado por cuatro números cuánticos:
n, l, ml y ms
3.17
9
ORBITALES ATOMICOS
• Es el lugar en donde se encuentran los electrones.
• Cada orbital esta definido por su tamaño, forma y orientación.
• Existen tres números, denominados números cuánticos de orbital
que son n, l y ml, el conjunto de esos tres números cuánticos
define un orbital.
• El número cuántico n me define el tamaño (1, 2, 3, …)
• El número cuántico l me define la forma
• El número cuántico ml me define la orientación
3.18
NUMEROS CUANTICOS PERMITIDOS
n
número cuántico principal
números enteros 1, 2, 3,…….,∞
tamaño
l
número cuántico orbital o azimutal
números enteros 0, 1, …….,(n-1)
forma
l
0
1
2
3
4
5
nombre
s
p
d
f
g
h
ml
número cuántico magnético
números enteros - l,…0,..., l
orientación
orbitales con igual valor de “n”
el mismo nivel o capa
orbitales con igual valor de “n” y “l”
el mismo subnivel o subcapa
3.19
10
número de orbitales por nivel = n2
número de orbitales por subnivel = 2 l +1
Un orbital está caracterizado por tres números cuánticos:
n, l, ml
3.20
ENERGIA DE LOS ORBITALES
Cada orbital tiene un valor único de energía que depende de “n”
Se denominan orbitales degenerados aquellos que tienen la misma energía
n
l
ml
2
0
0
2
1
-1
2
1
0
2
1
1
2s
2p
4 orbitales degenerados
(grado de degeneración = n2)
Mientras menor sea el valor de n, menor será la energía del orbital y por lo tanto
Se encontrara mas cerca del núcleo lo que se considera como mas penetrante.
3.21
11
FORMA DE LOS ORBITALES
ψ2
d
ψ2
probabilidad de encontrar al electrón
en una cierta región del átomo
superficie límite de
probabilidad constante
superficie que encierra un volumen
donde la probabilidad de encontrar
al electrón es del 90 %
3.22
Orbital S, es 1 orbital con forma esférica
en él entran como máximo 2 electrones
3.23
12
Orbitales p, son 3 orbitales con forma
elíptica y de diferente distribución espacial
en él entran como máximo 6 electrones
3.24
Orbitales d, son 5 orbitales con forma
variada y de diferente distribución espacial
en él entran como máximo 10 electrones
3.25
13
NIVELES DE ENERGIA PARA EL ATOMO DE HIDROGENO
La energía sólo depende del número cuántico principal n
n=3
n=2
En = -RH (
1
n2
)
n=1
n=1
estado fundamental (menor energía)
3.26
Energía de orbitales para átomos polielectrónicos
la energía depende de n y l
n=3 l = 2
n=3 l = 0
n=2 l = 0
n=3 l = 1
n=2 l = 1
n=1 l = 0
3.27
14
Ejemplo de Aplicación 1
Defina los cuatro números cuánticos que caracterizan a un electrón ubicado en e
siguiente orbital: 5 p1
Rta.:
n=5
l=1
ml: -1, 0 , +1 (px, py o pz)
ms: +1/2 o -1/2
Ejemplo de Aplicación 2
Indique que orbital está caracterizado por los siguientes números cuánticos
n = 3 / l = 0 /ml: 0
Rta.: 3s
3.28
ELEMENTOS
• Toda sustancia formada por los mismos
átomos.
• Cada elemento tiene un nombre y un
símbolo.
• Cada elemento posee propiedades físico
químicas características
• Los elementos se ordena en la tabla
periódica en función de su numero
atómico
3.29
15
3.30
NUMERO ATOMICO
• Indica la cantidad de protones (y por ende
de electrones) que posee un átomo.
• Es un numero entero.
• Se simboliza con la letra Z.
• Todo elemento químico tiene su número
atómico característico.
3.31
16
NUMERO MASICO
• Indica la cantidad de protones y neutrones
que posee un átomo.
• Es un numero decimal.
• Se simboliza con la letra A
• De la ecuación A – Z se obtiene el
número de neutrones que posee un
átomo.
3.32
EJERCITACION 1
• Indique para Litio: símbolo, Z, A, cantidad
de protones, neutrones y electrones.
3.33
17
EJERCITACION 2
• Complete el siguiente cuadro:
ELEMENTO
Na
PROTONES
ELECTRONES
NEUTRONES
8
20
3.34
ISOTOPOS
• Átomos de un mismo elemento (igual
número atómico) que poseen diferente
número másico (difieren en la cantidad de
neutrones).
Ej.1:
Ej.2:
6C
12
1H
1
6C
13
6C
14
1H
2
1H
3
3.35
18
ALOTROPIA
• Son las diferentes formas en las que puede
presentarse un mismo elemento en un mismo
estado de agregación.
Ej.:
O2 (oxigeno) y O3 (ozono)
C (grafito), C (diamante) y C (fulereno)
• Los estados aleotropicos aunque sean de un
mismo elemento poseen propiedades diferentes.
3.36
19