Unidad. Estructura Atómica.

Profesora: Ms.C. Teresa Corvalán G.

Algunas motivaciones inquietaron a los filósofos griegos Leucipo y Demócrito, quienes iniciaron investigaciones acerca de la constitución de la materia. En el siglo V a.C.

......El átomo es la unidad más elemental de la materia.............El átomo es la unidad más elemental de la materia.......

Según Demócrito, el átomo era la última unidad, después de la división física.

Después de este gran descubrimiento, ocurrió un aparente estancamiento de las investigaciones acerca de la estructura de la materia, hasta que en el siglo XIX, se iniciaron las primeras teorías Atómicas................

Algunas teorías atómicas.Teoría atómica de Dalton: (1809).

Razonamiento: 1. La materia está formada por átomos 2. La materia tiene masa Por lo tanto Los átomos tienen masa.

Conclusión: Lo que diferencia a un átomo de otro no es la forma sino la masa.

Postulados.•Un elemento está compuesto de partículas pequeñas e indivisiblesllamadas átomos.•Todos los átomos de un elemento dado, tienen propiedades idénticas, las cuales difieren de las de átomos de otros elementos.

•Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o transformarse en átomos de otros elementos.

•Los compuestos se forman cuando átomos de elementos diferentes se combinan entre sí en una proporción fija.

•Los números relativos y tipos de átomos son constantes en un compuesto dado.

Faraday y Stoney, a comienzos de la década del 1800 investigaron las fuerzas eléctricas en algunas sustancias y concluyeron que su comportamiento frente a la corriente eléctrica, hacia pensar en una relación cuantitativa entre la cantidad de electricidad empleada y la cantidad de reacción química que se produce.

O sea, las unidades de carga eléctrica están asociadas con los átomos

(1891): Faraday las llamó electrones.

Por otro lado........

ya se conocía a inicios de 1900 que:1. Los átomos contienen electrones y son eléctricamente neutros.

…para que un átomo sea neutro debe contener el mismo numero de cargas positivas y negativas.Modelo de Thomson:Propuso que un átomo podía visualizarse como una esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se encuentran los electrones como si fuera un “pastel de pasas”.

- -

- - -

--

La carga positiva esta distribuida de manera uniforme, dentro de la esfera se encuentran los

electrones.

Determinó la relación entre la carga (e-) y la masa (m) de los electrones. e/m = 1.7588 x 108 couloms por gramo.Los electrones son partículas presentes en todos los átomos, y todos los átomos contienen un número integral de electrones.

Mas tarde Millikan determinó la carga del electrón:e- = 1,60219 x 10-19 coulombs

Ernest Rutherford (1871-1937)Utilizó una lamina de oro, y la irradió con partículas provenientes de una fuente radiactiva.

Arriba Resultados esperados: Las partículas alfa pasando a través del modelo del Budín sin verse alteradas

Abajo: Resultados observados: Una pequeña parte de las partículas eran desviadas, demostrando la existencia de un minúsculo volumen de carga positiva

Ganó el premio Nóbel de química en 1908

Rutherford explica los resultados del experimento con un nuevo modelo atómico:

La mayor parte de los átomos debe estar vacía, por eso la mayoría de las partículas no sufrieron desviación al pasar por la lamina de oro, no obstante las cargas positivas están concentradas en el centro al que llamó núcleo atómico.

Las partículas del núcleo tienen carga positiva y reciben el nombre de protones.

El neutrón:El modelo de Rutherford deja un importante problema sin resolver:Se sabia que el Hidrogeno, contenía 1 protón y que el átomo de He contenía 2, por lo tanto la relación en masa, para ellos debería ser 2:1, (hay que recordar que los electrones son más ligeros y su contribución a la masa es despreciable)Sin embargo la relación es 4:1

El físico Ingles James Chadwick, probó la existencia de un tercer tipo de partículas, con una masa superior a los protones llamadas neutrones.

Partícula Masa Coulombs Carga unitariaElectrón 9.10939 x 10-28 -1.6022 x 10-19 -1Protón 1.67262 x 10-24 +1.6022 x 10-19 +1Neutrón 1.67493 x 10-24 0 0

Las investigaciones anteriores, nos hacen concluir que el átomo posee una estructura interna, formada por varias partículas, las cuales se ubican en dos regiones claramente definidas. El núcleo y la corteza.

En la actualidad

pn

e-Átomo de deuterio2

1H

núcleo

corteza

Es la zona central donde se encuentra reunida la mayor parte de la masa del átomo.

Es la zona que rodea al núcleo y representa la mayor parte del volumen del átomo.

Núcleo atómico Cada núcleo contiene un número integral de protonesque es exactamente igual al número de electrones, en un átomo neutro del elemento.Ej: Cada átomo de He contiene 2 protones H “ 1 protón.El número de protones en el núcleo atómico, determina su identidad, Este número recibe el nombre de Número atómico, de dicho elemento.

Protón: Se encuentran en el núcleo atómico y poseen carga eléctrica positiva.

Neutrón: descubierto en 1932, Es una partícula presente en el núcleo,sin carga y con masa ligeramente superior a la del protón.

El número de neutrones que posee un núcleo es igual o superior al número de protones.

Número de masa: Es la suma del número de protones y de neutrones en el núcleo.

N. de masa = Número de protones + Número de neutrones = Número atómico + Número de neutrones

Los números de masas siempre son enteros.Ej: para átomos de H es 1.

Electrones: Se encuentran en la corteza atómica, poseen carga eléctrica negativa y su masa es aproximadamente dos mil veces la de los protones.

Los electrones giran entorno al núcleo, según diferentes órbitas definidas a grandes velocidades, por lo que es difícil determinar simultáneamente su trayectoria y posición.

La materia es eléctricamente neutra, debido a que los átomos que la conforman, tienen el mismo número de partículas positivas (protones) que de partículas negativas (electrones).

Con todos los antecedentes anteriores llegamos a la conclusión de que.....

Todas las cosas que nos rodean están compuestas básicamente por protones, electrones y neutrones dispuestos dentro de los átomos.Todas las cosas que nos rodean están compuestas básicamente por protones, electrones y neutrones dispuestos dentro de los átomos.

Pesos atómicos: Miles de experimentos sobre la composición de los compuestoshan dado como resultado una escala de pesos atómicos relativos quese basa en la Unidad de masas atómicas UMA, la cual se define Como 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12.

Ej de pesos atómicos. (H) 1,00794 uma; (Na) 22,989768 uma.

Peso Molecular:Es la suma de los pesos atómicos de los elementos que conforman la molécula. Multiplicados cada uno por el número de veces en que está presente el elemento.

Ej: Calculemos el P.M. de NaOH1 x Na = 1 x 23.00 uma = 23.00 uma de Na1 x H = 1 x 1.01 uma = 1.01 uma de H = 40.01 uma 1 x O = 1 x 16.00 uma = 16.00 uma de O

Número de Avogadro.(27 de agosto )

La cantidad más pequeña que se puede medir de manera confiablecontiene un número considerable de átomos. Por lo tanto en cualquier situación real, hay que manejar cantidades muy grandes de átomos, por lo que se hace necesario ocupar una unidad para describir esta cantidad.

El mol, es la unidad correspondiente al S.I. y empleada universalmente.Y se define como: La cantidad de sustancia que contiene tantasentidades (átomos, moléculas o partículas) como el número de átomos en 0,012 kg de carbono-12 puro.

Este valor es 6,022045 x 1023 partículas

Este número se llama número de Avogadro, en honor de AmadeoAvogadro, (1776-1856).

Ej:¿Cuántos moles de átomos contienen 245,2 g de Niquel metálico?

Solución.El peso atómico del Ni es 58,69 uma, por lo que 1 mol de átomos deNi pesa 58,69 g.

X mol de átomos de Ni = 245,2 g Ni x 1mol de átomos Ni

58,69 g de Ni= 4,178 mol de átomos Ni

¿Cuántos átomos hay en 4,178 moles de átomos de Ni?

Solución.

Un mol de átomos de Ni contiene 6,02 x 1023 átomos.

X átomos de Ni = 4,178 mol Ni x 6,02 x 1023 átomos Ni

1 mol de átomos de Ni.= 2,516 x 1024 átomos Ni

Estructura atómica. Neil Bohr, físico danés, sugirió que los electrones ocupan niveles de energía discretos en los átomos y que éstos absorben o emiten energía en cantidades discretas al desplazarse de uno a otro nivel.

n = 1

n=2n=3

n=4 Cuando un electrón pasa de unnivel de energía inferior a otromas alto, absorbe una cantidadde energía definida. (cuantificada)

Cuando un electrón regresa a sunivel de energía normal, emiteexactamente la misma energíaque absorbió para desplazarse delnivel inferior al superior.

Bohr, también supuso que los electrones giran en torno al núcleo de un átomo en órbitas circulares, como los planetas en torno al sol. Este modelo fue modificado por Sommerfield, quien propuso la existencia de orbitas elípticas, no circulares.

¿Cómo están ordenados los electrones en el átomo?¿Cómo se comportan los electrones?

Para tener respuesta de estas interrogantes, debemos acudir a la teoría atómica moderna.

La mecánica Cuántica.

Los objetos de gran tamaño como pelotas de golf y automóviles enmovimiento obedecen las leyes de la mecánica clásica. (leyes de Newton).La mecánica Cuántica describe el comportamiento de partículas muypequeñas como electrones, átomos y moléculas, con mayor precisiónbasándose en las propiedades ondulatorias de la materia.

Uno de los principios fundamentales de la mecánica cuántica es la imposibilidad de determinar con exactitud la trayectoria que siguen los electrones al desplazarse en torno a un núcleo atómico.

Heinsenberg, 1927. Enunció el principio de incertidumbre.Es imposible determinar con exactitud el momento y la posiciónde un electrón de manera simultanea.

Momento: mv m: masav: velocidad

O sea: es imposible determinar de manera simultanea la posicióny la velocidad de un electrón, por lo que se habla de la probabilidadde encontrar un electrón en determinadas regiones del espacio.

Este concepto permite enunciar los postulados fundamentales dela mecánica cuántica.

1- Los átomos y las moléculas solo pueden existir en determinados estados de energía. En cada estado de energía, el átomo o la molécula tienen energías definidas. Cuando el átomo o la molécula cambia de estado de energía, debe emitir o absorber suficiente energía para llegar al nuevo estado de energía.

2- Los átomos o moléculas emiten o absorben radiación (luz) cuando sus energías cambian. La frecuencia de luz que emiten o absorben se encuentra relacionada con el cambio de energía mediante la ecuación.

E = hv ó E = hc/

La energía que un átomo pierde (o gana) al pasar de un estado de energía superior a otro inferior (o de uno inferior a otro superior), es igual a la energía del fotón que se emite (o absorbe) durante latransición.

3- Los estados de energía permitidos para los átomos y moléculaspueden describirse mediante conjuntos de números conocidos como números cuánticos.

La ecuación de Schrödinger.

En 1926 Erwin Schrödinger modificó una ecuación ya existente que describía a una onda tridimensional sin movimiento. Esta ecuación le permitió calcular los niveles de energía del átomo de Hidrógeno.

2/x2 + 2/y2 + 2/z2 + 82m/h2 (E-V) = 0

Cada solución de la ecuación está dada por 4 números cuánticos.

1. Número cuántico principal, n: describe el nivel de energía principal que ocupa el electrón. Puede ser cualquier numero entero positivo.

n = 1, 2, 3,........

2. El número cuántico subsidiario o azimutal, l: Indica la forma de la región del espacio que ocupa el electrón, dentro de cada nivel de Energía (definido por n).

l = 0, 1, 2,........,(n - 1)

O sea, l indica el subnivel o tipo de orbital atómico que el electrón puede ocupar.

Según la siguiente notación, cada letra corresponde a un tipo distinto de orbital atómico.

orbital atómico: Es la región espacial en la que hay mayor probabilidad de encontrar un electrón.

l = 0, 1, 2, 3,....... (n - 1)

s p d f tipo de subnivel

Para el primer nivel de energía. n=1 el valor máximo de l=0, lo que indica que existe un solo Subnivel s, y ninguno p.

Para el segundo nivel de energía. n=2 los valores permisibles de l son 0 y 1, lo que indica que solo hay subniveles s, y p.

3. Número cuántico magnético, ml: Indica la orientación espacial del orbital atómico. En cada subnivel, ml puede tomar valores desde -l hasta +l , incluyendo el 0.

ml = (-l), ..., 0......, (+l)

Cuando l = 1, indica que en el subnivel p hay 3 valores permisibles de ml: -1, 0, +1, por lo tanto, hay 3 regiones distintas en el espacio llamados orbitales, asociados con un nivel p. Estos son px py y pz.

4. El número cuántico de giro, ms, se refiere al giro del electrón y a la orientación del campo magnético que éste produce.

ms = 1/2

Los valores de n, l y ml, describen un orbital atómico determinadoCada orbital atómico, sólo puede acomodar a dos electrones:Uno con ms = +1/2Y otro con ms = -1/2.

Principio de exclusión de Pauli:Ningún par de electrones de cualquier átomo puede tener los 4 números cuánticos iguales.

n l ml msCapacidadelectrónicadel subnivel

Capacidadelectrónica del nivel deenergía

1 (K) 0 (1s) 0 +1/2, -1/2 2 2

2 (L) 0 (2s)1 (2p)

0-1, 0, +1

+1/2, -1/2 ½ para cada valor de ml

26

8

3 (M) 0 (3s)1 (3p)2 (3d)

0 -1, 0, +1-2, -1, 0, +1, +2

+1/2, -1/2½ para cada valor de ml ½ para cada valor de ml

2610

18

4 (N) 0 (4s)1 (4p)2 (4d)3 (4f)

0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

+1/2, -1/2½ para cada valor de ml½ para cada valor de ml ½ para cada valor de ml

261014

32

Valores permisibles de los números cuanticos hasta n = 4.

Descripción del átomo según la mecánica cuántica.

Orbitales atómicos:Como hemos visto anteriormente, el número cuántico principal n tomavalores de n = 1, 2, 3 ,4,...El valor de n = 1, describe al nivel de energía inferior o primer nivel.Estos niveles también son considerados como capas electrónicas y sedesignan como: capas K, L, M, N.......

n = 1, 2, 3 , 4,...Capa = K, L, M, N,....

Los niveles de energía sucesivos se encuentran a distancias cada vezmayores del núcleo, La capacidad electrónica de cada nivel de energíaes 2n2.

Cada nivel de energía, tiene un subnivel s definido como l = 0, queconsta de un orbital atómico s, definido por ml = 0.

Orbitales s.

Los orbitales s tienen simetría esférica, con respecto al núcleo.

1s 2s 3s

De la ecuación de Schröedinger sale la densidad de probabilidadde encontrar el electrónen algún sitio del volumendel orbital.

Orbitales p.Después del segundo nivel de Energía, cada nivel contiene un subnivelp definido por l =1.Cada uno de estos subniveles consta de un conjunto de 3 orbitalesatómicos p, que corresponden a los 3 valores permitidos de ml = (-1, 0 y +1).

Hablamos de 2px, o 3py o 4pzEl número adelante significael nivel de energía al cual pertenecen.Y el subíndice x, y, o z, indicala coordenada carteciana endonde está orientado el ejede dicho orbital.

Orbitales d: Después del 3 nivel de energía, cada nivel contiene un tercer subnivel( l = 2), compuesto por un conjunto de orbitales atómicos d.Para ( l = 2) corresponden 5 valores permitidos (ml = -2, -1, 0, +1, +2)

Se habla de 3dz2, ó, 4dxy

El número 3 y 4, indica

El nivel de energía en donde está dicho orbital

Y los subíndices, la disposición del orbital, en los ejes cartesianos.

Como ms tiene dos valores posibles, +1/2 y –1/2, cada orbital atómico tiene capacidad para 2 electrones.Los electrones tiene carga negativa y se comportan como si girasen en torno a ejes que los atraviesan por el centro, de manera que actúan como pequeños imanes. El movimiento de los electrones produce campos magnéticos y éstos interactúan entre sí.Dos electrones en el mismo orbital, tienen valores opuestos de ms, se consideran como giro-apareados o apareados.

Configuración Electrónica.Es el ordenamiento de los electrones para cada átomo, teniendo encuenta que éste átomo está aislado y en su estado basal (estadoinferior de energía o no-excitado).

Se considerarán los elementos por orden de aumento de número atómico, usando como guía la tabla periódica.Los orbitales atómicos se indicarán como __, los electronesdesapareados como ___ y los electrones apareados como ___

Para construir las configuraciones electrónicas se recurre alPrincipio de Aufbau.

El electrón que distingue a un elemento del elemento que lo antecede (que tiene número atómico inferior) entra al orbitalatómico de menor energía disponible.

l = 0 1 2 3

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

2p

6p

5p

4p

3p

3d

4d

5d 4f

Diagrama que ayuda a recordar el orden de Aufbau en los orbitales.Sobre la misma linea horizontal se encuentrantodos los subniveles del mismo nivel principal. Las flechas se leen de la parte superior a la Inferior.

Orden de Aufbau.

Los orbitales aumentan su energía al elevarse el valor del número cuántico n. Para el mismo valor de n la energía aumenta al elevarse el valor del, o sea, el subnivel s tiene menor energía que el p le sigue el d y después el f y así sucesivamente.

Ej: Configuración electrónica para el H y el He.

Hidrógeno : tiene un electrón.

1H __ 1s1

Helio : tiene 2 electrones.

2He __ 1s2 (este átomo es tan estable, que se sabe que no participa en ninguna reacción química, forma partede los llamados gases nobles. HASTA AQUÏ

Enlaces.

Estructuras de Lewis.

El enlace químico suele efectuarse únicamente con los electrones másexternos de los átomos, (electrones de valencia). Las estructuras deLewis son una manera de representar estos electrones de valencia, cuando estos están en orbitales s y p, mediante esta representación, también se indican los electrones apareados o desapareados.

¨

Enlaces Químicos: Son las fuerzas de atracción que mantiene unidosa los átomos en los compuestos.

Enlaces

Fuertes débiles

iónico CovalentePuente hidrógeno

FuerzasDe Vander Waals

Interacciones hidrofóbicas

Enlace iónico:Es el resultado de la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupos de átomos a otro.Este enlace se produce con mayor facilidad cuando elementos conenergía de ionización baja (metales) reaccionan con elementos quetienen alta electronegatividad y mucha afinidad electrónica (nometales).Los metales pierden electrones con facilidad, mientras que los no metales tienden a ganar electrones.

Ejemplo 1: Metales del grupo IA y no metales del grupo VIIA

2Na (s) + Cl2 (g) 2NaCl (s)Sodio Cloro Cloruro de Sodio

MetalSuave y plateado

Gas corrosivoColor amarilloVerdoso.

Sólido blanco

Configuraciones electrónicas.

11Na [Ne] __

17Cl [Ne] __ __ __ __

3s 3p

Na+ [Ne] __

Cl- [Ne] __ __ __ __

3s 3p

1 e- perdido

1 e- ganado

Según estructuras de Lewis.

Na + : Cl Na+[: Cl :]-¨¨¨

¨ .

Los átomos de Na, pierden un electrón para formar iones Na+, losÁtomos de Cl ganan un electrón cada uno para formar iones CloruroCl-.Por lo general, mientras mas distantes se encuentren dos elementosen la tabla periódica, mayor probabilidad existe de que formen uncompuesto iónico.

.

La mayor diferencia de electronegatividad se produce entre la parteInferior izquierda y la parte superior derecha, en la tabla periódica.Por tanto, CsF es más iónico que LiI.

Ejemplo 2. Metales del grupo IA y no metales del grupo VIA

Configuraciones electrónicas.

3Li [He] __

3Li [He] __

8O [He] __ __ __ __

2s 2p

Li+ __Li+ __O2- __ __ __ __

2s 2p

Según estructuras de Lewis.

Li + : O 2Li+[: O :] 2-¨¨ .

Para: 4Li (s) + O2 (g) 2Li2O (s)

1 e- perdido

1 e- perdido

2 e-

ganados

.¨.

Enlace covalente:Se produce cuando dos átomos comparten uno o más pares de electrones.Cuando las electronegatividades no son lo suficientemente grandespara que se efectúe una transferencia de electrones.

Ejemplo 1. Formación de la molécula diatómica H2

El átomo de H, tiene configuración 1s1, la densidad de probabilidadpara este electrón está distribuida en forma esférica.Al aproximarse 2 átomos de H, el electrón de cada uno de ellos esatraído por el núcleo del otro, como también por su propio núcleo

Si estos 2 electrones tienen giros opuestos, ambos electrones ocuparán la región intermedia entre los dos núcleos, porque son atraídos por ambos.Los orbitales se sobreponen de manera que ambos electrones se encuentren en los orbitales de los dos átomos de H.

Los átomos enlazados tienen energías menores que los átomos separados.

Si los átomos se acercan más, losDos núcleos con cargas positivasEjercen repulsión entre si, .El mínimo de energía correspondeAl ordenamiento más estable

Los enlaces covalentes pueden ser polares y no-polares.

No-polares: Los pares de electrones en los enlaces se comparten porigual entre los dos núcleos Ej: molécula de H2) Ambos átomos tienenla misma electronegatividad, por tanto la densidad electrónica essimétrica.Los enlaces covalentes en todas las moléculas diatómicas sonNo polar.

Polar: Entre átomos con diferentes electronegatividades, por ende,los pares de electrones del enlace son compartidos de manera desigual. Ej: todas las moléculas diatómicas heteronucleares, HF, HCl.

Enlaces débiles:

Los enlaces fuertes, se refieren a fuerzas de atracción intramoleculareses decir, enlaces iónicos y covalentes en el interior de los compuestos.Existen las fuerzas intermoleculares, (entre moléculas), y se refieren aenlaces débiles entre partículas individuales.

Ej: Se requieren 920 kJ de energía para descomponer 1 mol de H2O (g)en H y O, pero sólo se necesitan 40,7 kJ, para convertir 1 mol de H2O (l)En vapor de agua.Esto refleja las fuerzas entre las moléculas de agua, del tipo Intermoleculares (débiles). Puentes de Hidrógeno.

Interacciones ión-ión:Son las interacciones entre los iones en los compuestos iónicos, comoconsecuencia de las fuerzas de atracción de iones con cargas opuestas.Debido a estas fuerzas, los compuestos iónicos, son sólidos con elevadopunto de fusión, y una vez que resultan fundidos, tienen un elevadísimoPunto de ebullición. Interacciones dipolo-dipolo.Entre las moléculas covalentes existen este tipo de interaccionesDebido a la atracción de las partes de las moléculas con densidad + (+)y las otras partes de las moléculas con densidad – (-).Estas solo son eficaces a distancias cortas y son más débiles que lasfuerzas ion-ion.

Dióxido de azufre SO2

-A- fuerzas atracción-R- Fuerzas de repulsión

Puentes de Hidrógenos.Son un caso especial de las interacciones dipolo-dipolo, estos se formanentre moléculas covalentes que contienen H y algunos de los elementospequeños de alta electronegatividad F, O, N.Estos se deben a las atracciones de las densidades (+) y las (-).

H2O Alcohol etílico amoniaco

A estas fuerzas se deben los elevados puntos de fusión y ebulliciónde estos compuestos en comparación con compuestos similares.