Capitulo 1 Estructura Atómica 1
-
Upload
enriqueneblinal -
Category
Documents
-
view
27 -
download
9
description
Transcript of Capitulo 1 Estructura Atómica 1
CAPÍTULO 1
ESTRUCTURA ATÓMICA
Química
Es la ciencia que se encarga del estudio de la materia y los cambios que ocurren en ella
ÁtomoEs la porción más pequeña de materia.
Son la unidad básica estructural de todos los materiales de ingeniería.
Demócrito (siglo v a.C.)
Fue el primero en utilizar este término porque creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES
Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia
Los átomos están formados por un núcleo, de tamaño reducido y cargado positivamente, rodeado por una nube de electrones, que se encuentran en la corteza
En el átomo existen una serie de partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones son las más importantes
Modelo de Dalton (1808)
Teoría Atómica:
1) Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos
2) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos
3) Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de elementos presentes es un número entero o una fracción sencilla (Ley de las proporciones definidas, 1799 por Joseph Proust)
4) Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone le creación o destrucción de los mismos (Ley de la conservación de la masa, Antoine Lavoisier)
Modelo atómico de J.J Thomson (1890)
“Pudín de pasas”
Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones
De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones
Tubo de rayos catódicos
Modelo atómico de Rutherford (1910)
Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo
Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
La mayoría de ellas atravesaba la lámina metálica sin cambiar de dirección; sin embargo, unas pocas eran reflejadas hacia atrás con ángulos pequeños
Rutherford y sus colaboradores bombardearon una fina lámina de oro con partículas alfa (núcleos de helio). Observaban, mediante una pantalla fluorescente, en qué medida eran dispersadas las partículas
Éste era un resultado completamente inesperado, incompatible con el modelo de átomo macizo existente.
Rutherford demostró que la dispersión era causada por un pequeño núcleo cargado positivamente, situado en el centro del átomo de oro. De esta forma dedujo que la mayor parte del átomo es espacio vacío
Observe que solo cuando el rayo choca con el núcleo del átomo hay
desviación
Modelo atómico de Niels Bohr (1913)
Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos
Modelo Cuántico de Schrödinger (1925)
No habla de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima
Se basa en la mecánica cuántica, la cual da la probabilidad de estancia del electrón y no hace mención de la trayectoria, posición y velocidad en uno u otro momento
En esta nueva teoría se sustituye el concepto de órbita dado por Bohr, que confinaba al electrón en una trayectoria definida, por el concepto de orbital
ESTRUCTURA DEL ATOMO
Cada elemento químico está constituido por átomos
Cada átomo está formado por un núcleo central y una o más capas de electrones
Dentro del núcleo residen partículas subatómicas:
protones (de carga +) yneutrones (partículas del
mismo peso, pero sin carga
ESTRUCTURA DEL ATOMO
NUCLEO
PROTONES
NEUTRONES
ELECTRONES
Partícula Masa (g) Coulomb Unidad de Carga
Electrón 9.10938 x 10 -28 -1.6022 x 10 -19 -1
Protón 1.67262 x 10 -24 +1.6022 x 10 -19 +1
Neutrón 1.67262 x 10 -24 0 0
Masa y carga d las partículas subatómicas
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones
Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z
SIMBOLO DEL ELEMENTO
NUMERO ATOMICO
NUMERO MASA
EA
Z
NUMERO ATOMICO
NUMERO MASA
La suma del número de protones + neutrones
Número que es igual al número total de
protones en el núcleo del átomo.
Es característico de cada elemento químico y
representa una propiedad fundamental
del átomo: su carga nuclear.
EA
Z
PARA EL ELEMENTO QUE CONTIENE
Numero atómico =Cantidad de
protones en el núcleo = 79 (Z)
Numero de masa = Suma Protones +
Neutrones= 197
Neutrones =Numero de masa – número
atómico(protones)(A-Z)= 197-79=118
Cantidad de electrones= Cantidad de protones= 79
Por esto es átomo es eléctricamente neutro
79 p118n
Encuentre
DE ACUERDO A LA INFORMACION ANTERIOR DIGA DE QUE ELEMENTO SE TRATA
En la tabla periódica encontramos esta información para cada elemento
79 p 118n
Los elementos se ubican en orden creciente de su numero atómico en la tabla periódica
El elemento de número atómico = 79 es
¿En que grupo está el elemento?
Au = oro
Está en el grupo IB por tanto es un metal de
transición
¿En que periodo está el elemento?
1
2
3
4
5
6
7
Está en el periodo 6 , por tanto tiene 6
electrones en su ultima capa
DESARROLLE EL SIGUIENTE EJERCICIO
Si28
14 Número atómico Número de masa Cantidad de electrones Neutrones En que grupo y periodo esta el
elemento
Encuentre
ISOTOPOS Aunque todos los átomos de un mismo elemento se
caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número de masa.
Veamos un ejemploTodos los átomos de Carbono tienen 6 protones en el núcleo (Z=6), pero solo: El 98.89% de carbono natural tiene 6 neutrones en el núcleo A=12Un 1.11% tiene 7 neutrones en el núcleoA= 13Una cantidad aun menor 0.01% tiene 8Neutrones A= 14
Todos los átomos de un elemento son idénticos en número atómico pero no en su masa atómica
Número atómico es igual al número
total de protones en el
núcleo del átomo
Los isotopos de un elemento son átomos que tienen diferente número de neutrones y por tanto una masa atómica diferente.
HEMOS ESTUDIADO EL ATOMO , AHORA ENCONTREMOS UTILIZANDO LO APRENDIDO LA FORMULA Y PESO MOLECULAR DE UN COMPUESTO
Fórmula Química Indica el numero relativo de átomos de cada
elemento en una sustancia
Na2SO4 (s)
No. de átomos
Tipos de átomos
Estado
En este caso vemos que existen en el compuesto 3 tipos diferentes de elementos:
Sodio (Na)
Azufre (S)
Oxígeno (O)
Na2SO4 (s)
No. de átomos
Pasos para encontrar el peso fórmula
1. Determinar cuantos átomos de cada elemento hay en la formula
En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) 1 átomo de Azufre (S) 4 átomos de Oxígeno (O)
2. Multiplicamos el número de átomos con su respectivo peso
atómico (el peso atómico aparece en la tabla periódica)
En este compuesto existen: 2 átomos de Sodio (Na) y el peso atómico del sodio es de 22.99 g 1 átomo de Azufre (S) y el peso atómico del Azufre es de 32.07 g 4 átomos de Oxígeno (O) y el peso atómico del Oxigeno es de 16 g
Calculamos 2 átomos Sodio (Na) * 22.99 g = 45.98 g 1 átomo de Azufre (S) * 32.07 g = 32.07 g 4 átomos de Oxígeno (O) * 16 g = 64 g
Sumando los resultados anteriores
45.98 g
32.07 g
64 g
142.05 g es el peso formula o peso molecular.
Na2SO4
ENCUENTRE EL PESO FORMULA DE LOS SIGUIENTES COMPUESTO
ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS
PESO ATOMICO TOTAL
El ozono O3 , contribuye al smog, componente natural de la estratosfera que absorbe la radiación solar dañina
La Glucosa , azúcar presente en la mayoría de las frutas con formula C6H12O6
ELEMENTO NUMERO DE ATOMOS
PESO ATOMICO TOTAL
Ejercicios:
Identifica Z y A
Calcula el Peso Molecular de las siguientes fórmulas químicas:
NaOH HClFe2O3
H2SO4
Al2O3
De la física clásica a la teoría cuántica
Max Planck (1900)
Al examinar los datos de la radiación que emitían los sólidos calentados a diferentes temperaturas
Descubrió que los átomos y moléculas emiten energía sólo en cantidades discretas o cuanto
Naturaleza de las ondas
Se caracterizan por tener:
Longitud (λ, lambda) es la distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas
Frecuencia (, nu) es el número de ondas que pasan por un punto particular en un segundo
Amplitud es la distancia vertical de la línea media de la onda a la cresta o al valle
Otra características de un onda es su velocidad:
• Tipo de onda• Medio de propagación (agua, aire, vacío)
Velocidad = longitud X frecuencia
(distancia/tiempo)
(expresa en metros, cm, nm)n (Hertz = 1 ciclo /s)
Ejercicio:
Calcule la velocidad de onda cuya longitud de onda y frecuencia son 17.4 cm y 87.4 Hz, respectivamente.
Calcule la frecuencia (en Hz) de una onda cuya velocidad y longitud de onda son 713 m/s y 1.14 m, respectivamente.
Radiación electromagnéticaMaxwell (1873)
Propuso que la luz visible se compone por ondas electromagnéticas
Onda electromagnética: tiene un componente eléctrico y un componente magnético
Aporta una descripción matemática del comportamiento general de la luz
Describe como se puede propagar la energía en forma radiación a través del espacio como
una vibración de campos magnéticos y eléctricos.
Radiación electromagnética: emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas
Ondas electromagnéticas viajan aprox. 3.0 x 108 m/s
Velocidad de la luz (c)
Sustituimos u por c y despejamos )
Tipos de radiación electromagnética
A mayor frecuencia son ondas más energéticas
Teoría Cuántica de Planck
Cuando los sólidos se someten a calentamiento, emiten radiación electromagnética, que abarca una amplia gama de longitudes de onda
Por ej. Luz rojiza de un calentador eléctrico
luz blanca brillante de una lámpara de tungsteno
La energía radiante que emite un cuerpo a determinada temperatura depende de su longitud de onda
“Cuanto” : es la mínima cantidad de energía que se puede emitir (o absorber) en forma de radiación electromagnética
h (Constante de Planck) = 6.63 x 10-34 J s
De acuerdo a la teoría cuántica, la energía siempre se emite en múltiplos de h, ej. 2 h, 3 h…….
Efecto fotoeléctricoAlbert Einstein (1905)
Es un fenómeno en el que los electrones son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se han expuesto a la luz al menos a una determinada frecuencia mínima (frecuencia umbral)
El número de electrones era proporcional a la intensidad (brillantez) de la luz, más no la energía de estos electrones
Rayo de luz = un torrente de partículas (FOTONES)
y que estos fotones deben poseer cierta energía
Frecuencia de la luz
KE es la energía cinética del electrón BE es la unión del electrón en el metal
NÚMEROS CUÁNTICOS
Cuando se resuelve la Ecuación de Schrödinger:
para encontrar la función de onda y(x,y,z) y describir los orbitales, resulta que muchas soluciones existen de modo que cada una presenta números cuánticos que describen las propiedades de estos orbitales.
Número cuántico principal (n)Número cuántico angular (l)Número cuántico magnético (ml)
Describir orbitales atómicos e identificar los electrones que se
ubican en ellos
Número cuántico espín (ms)Describe el
comportamiento específico de un
electrón
n, número cuántico principal:• Este número cuántico se relaciona directamente con el tamaño y
la energía del orbital. Todas los orbitales con el mismo número cuántico principal forman una capa o nivel.
• A medida que n crece, el orbital es más grande y el electrón que lo ocupa, permanece más tiempo alejado del núcleo.
n, número cuántico principal.• Dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación
una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.
= K
= L
= M
= N
l, número cuántico azimutal (momento angular)• Este número cuántico determina la excentricidad del orbital,
cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón.
l, número cuántico azimutal.• Adquiere los valores enteros desde 0 hasta n-1, para cada valor
de n.
l, número cuántico azimutal.• La manera de usar su significado en Quìmica, es definirlos
mediante letras s, p, d, f, g. ..según el valor que l adquiere.
Números Cuánticos Azimutales y sus correspondientes Orbitales Atómicos
Valor de l 0 1 2 3 4 5
Letra usada s p d f g h
m, número cuántico magnético.• Este número cuántico determina la orientación espacial de los
orbitales, de las elipses.
m, número cuántico magnético.• Su valor dependerá del número de elipses existente y varía
desde -l hasta l, pasando por el valor 0.
s, número cuántico de espín.• Este número cuántico está basado en el Efecto Zeeman, en el
cuál líneas espectrales se separaban bajo la influencia de campos magnéticos fuertes, e incluído en la ecuación de Schrödinger.
s, número cuántico de espín.• Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede
ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario.
• Puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.
Un subnivel s tiene un orbitalUn subnivel p tiene tres orbitalesUn subnivel d tiene cinco orbitales
Energía de los orbitales
Configuración electrónica
Números Cuánticos Azimutales y sus correspondientes Orbitales Atómicos
Valor de l 0 1 2 3 4 5
Letra usada s p d f g h
En un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones
Principio de Exclusión de Pauli
Diamagnetismo y paramagnetismo
Cualquier átomo que tiene un electrón desapareado es paramagnético
Regla de HundLa distribución electrónica más estable en los subniveles
es la que tiene el mayor número de espines paralelos
¿Cuál es más estable?????
Diamagnético o paramagnético????
Diamagnético o paramagnético????
n l mOrbital(n,l,m)
1 0 0 (1,0,0)
2 0 0 (2,0,0)
1 -1 (2,1,-1)
0 (2,1,0)
1 (2,1,1)
3 0 0 (3,0,0)
1 -1 (3,1,-1)
0 (3,1,0)
1 (3,1,1)
2 -2 (3,2,-2)
-1 (3,2,-1)
0 (3,2,0)
1 (3,2,1)
2 (3,2,2)
1
4
9
n2 2n2
2 posibles valores de espín
Máximo número de electrones por nivel
En total son 29 preguntas de repaso
Para tener derecho a su primer examen parcial (20 septiembre de 2012)DEBEN ENTREGAR ESTOS EJERCICIOS RESUELTOS
“El éxito es la aplicación diaria de la disciplina.”Jim Rhon