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