Química General I - Capítulo II: El Átomo PDF

QUÍMICA GENERAL I CAPÍTULO II: El átomo Prof. Fernando Gonzalez 1  Cada teoría contribuyó a responder la pregunta: "¿De qué están hechas las cosas (la materia)?"...

QUÍMICA GENERAL I CAPÍTULO II: El átomo Prof. Fernando Gonzalez 1  Cada teoría contribuyó a responder la pregunta: "¿De qué están hechas las cosas (la materia)?" La teoría atómica Todo comenzó en el año 440 a. e. c. en la antigua Grecia cuando Demócrito propuso que todo en el mundo está hecho de pequeñas partículas indestructibles rodeadas de espacio vacío. Incluso especuló que varían en formas y tamaño Fue un proceso que comenzó dependiendo de la sustancia que componen. hace más de 2.400 años. Llamó a estas partículas "átomos", una palabra griega que significa indivisible. Aristóteles VS Demócrito 2  Modelo de Los átomos fueron olvidados hasta 1803 cuando un profesor de inglés: Dalton John Dalton propuso su propia teoría, basada en su trabajo anteriores con gases. Toda la materia está hecha de átomos, y son indivisibles. Los átomos no pueden ser creados ni destruidos. Todos los átomos del mismo elemento son idénticos. Las reacciones químicas ocurren cuando los átomos se reorganizan. Los compuestos se forman por la combinación de 2 o más tipos diferentes de átomos en proporciones fijas. Estos 5 principios sentaron las bases para la teoría atómica moderna. Dalton representó su modelo atómico como una esfera sólida. 3  Modelo de En 1897 a través de una serie de experimentos Thomson descubrió que el átomo podía ser dividido. Thomson A través del experimento del tubo de rayos catódicos, Thomson descubrió una partícula más pequeña en el átomo. En el experimento observó que una de partículas siempre se movía hacia la carga positiva del imán. Por lo tanto, pudo concluir que estas partículas estaban cargadas negativamente. Llamó a esta partícula "corpúsculos", que más tarde fue renombrada como electrones. En 1904 estableció su modelo atómico basado en un postre tradicional inglés, el pudin de ciruelas. Ganó el premio Noble en 1906 por el descubrimiento de los electrones. 4  Modelo de En 1911, uno de los estudiantes de Thomson, Ernest Rutherford, decidió investigar el átomo más de cerca. Utilizó su experiencia con rayos X y Rutherford gases para idear una prueba adecuada. Para el experimento, disparó partículas de α cargadas positivamente en una lámina de lámina de oro para probar el modelo de Thomson. Bajo el modelo de Thomson, las partículas α deberían poder atravesar la lámina de oro sin excepción. Si bien la mayoría de las partículas pasaron, algunas partículas rebotaron, lo que sugiere que la lámina era como una red con una gran malla. Concluyendo que los átomos consistían en gran parte de espacio vacío con unos pocos electrones, mientras que la mayor parte de la masa se concentraba en el centro, al que llamó núcleo. También concluyó que el núcleo está compuesto por partículas densas cargadas positivamente. Llamó a estas partículas protones. Su modelo ajustó a sus mentores para que se ajustaran a esta nueva evidencia. 5  Modelo de En 1913, otro de los estudiantes de Thomson, Niels Bohr amplió el modelo de núcleo de Rutherford basándose en trabajos anteriores de Bohr Max Planck y Albert Einstein. Según este modelo, los electrones describen órbitas alrededor del núcleo del mismo modo que los planetas giran alrededor del sol; estas órbitas fueron llamadas por Bohr como niveles de energía, η. Los electrones se encuentran localizados en niveles de energía específicos. Los electrones pueden saltar de un nivel a otro si se absorbe o emite suficiente cantidad de energía (cuántica) como fotones. Los electrones no podrían existir en el espacio entre los niveles de energía. 6  Este modelo todavía se acepta como el modelo más preciso del átomo. Modelo Fue construido por Erwin Schrödinger en 1924, dibujando conceptos de Cuántico obras anteriores de Louis de Broglie y Werner Heisenberg. Louis de Broglie sugirió que los electrones se describen mejor como ondas en lugar de partículas. Esto ayudó a describir mejor la energía de un electrón como longitud de onda en lugar de la masa o la velocidad. Al formular su principio de incertidumbre, Werner Heisenberg demostró que era imposible determinar la posición exacta y la velocidad de los electrones a medida que se mueven alrededor del átomo. Dado que era imposible determinar la ubicación de los electrones, Schrödinger propuso que en su lugar tenemos nubes de probabilidad, llamadas orbitales, en las que es más probable que encontremos un electrón. En 1932 James Chadwick por una serie de experimentos descubrió una tercera partícula sin carga eléctrica y casi la misma masa que el protón en el núcleo. Estas partículas se llamaban neutrones. 7  El átomo es la unidad constituyente más Estructura del pequeña de la materia ordinaria. Los átomo tamaños promedio son alrededor de las 100 pm. Cada átomo está compuesto por un núcleo unido a uno o más electrones. El núcleo está hecho de uno o más protones y generalmente el mismo número de neutrones. Ambos se llaman nucleones. El 99,4% de la masa del átomo está en el núcleo. Los protones tienen una carga eléctrica positiva; los electrones tienen carga eléctrica negativa y los neutrones no tienen carga eléctrica. Los electrones son atraídos a los protones presentes en el núcleo por la fuerza electromagnética. Los protones y neutrones son atraídos entre sí por la fuerza nuclear, que suele ser más fuerte que la electromagnética. 8  Teoría Como se estableció en teorías posteriores, los electrones pueden comportarse como ondas, por lo que es importante Cuántica describir algunas de sus propiedades. Periodo (T) y frecuencia (υ) Longitud de onda (λ) El espectro electromagnético 9  Teoría Idea de que la energía existe como partículas discretas conocidas como cuantos y la radiación electromagnética dada Cuántica la frecuencia sólo puede ser intercambiada en cuantos. Un cuanto o quantum es un pequeño haz de energía. Los electrones se comportan tanto como onda como partícula. El fotón es una partícula que representa cuantos, luz o radiación electromagnética. La energía de un fotón se puede calcular con la siguiente fórmula: E = h.υ ; donde h es la constante de Planck (6.626x10-34 J*s) y υ es la frecuencia del campo electromagnético. También podemos determinar la frecuencia y la longitud de onda de cualquier radiación electromagnética utilizando la siguiente ecuación: c = λ.υ ; donde c es la velocidad de la constante de radiación del campo electromagnético (3x108 m/s), λ es la longitud de onda y υ es la frecuencia del campo electromagnético. Podemos combinar ambas fórmulas para encontrar energía usando la longitud de onda: E = h (c/λ). Ejemplo 1: ¿Cuál es la energía de un fotón con una longitud de onda de 200 nm? Ejemplo 2: La frecuencia de la radiación utilizada en todos los hornos microondas es de 2,45 GHz (1 GHz = 109/s). ¿Cuál es la longitud de onda en metros de esta radiación? 10  Teoría ¿Cómo la emisión o absorción de fotones resulta en cambios en los niveles de energía de los electrones? Cuántica Cuanto más lejos están los electrones del núcleo, mayor es el nivel de energía que posee. Si un fotón golpea un átomo, absorbe su energía y el electrón puede moverse a un nivel superior. Si un electrón se mueve a un nivel inferior, emite un fotón de luz. Los electrones solo existen a niveles de energía donde el movimiento entre los niveles de energía resulta en la emisión o absorción de energía cuántica específica. El estudio de la emisión o absorción de fotones y su efecto sobre los electrones se conoce como espectroscopia. 11  Actividad Resuelva los siguientes problemas y preséntelo en la pizarra. en el aula Ejercicio 1: Un láser emite una luz roja de una longitud de onda de 685 nm. ¿Cuál es la energía de un fotón de esta luz? Ejercicio 2: Calcular la energía de un fotón que una radiación electromagnética que produce una longitud de onda de 242,4 nm. 12  Los números cuánticos describen la ubicación y la energía de Números cada electrón en un átomo en diferentes orbitales atómicos. Cuánticos Un orbital es una región de probabilidad donde se puede encontrar un electrón. Número cuántico principal (n) Número cuántico de momento Número cuántico magnético angular (ℓ) (mℓ) Describir el nivel de energía de Describir el subnivel de energía y Describir el número de orbitales la forma del orbital. dentro de un subnivel. un electrón. Representado por ℓ = 0 a (n-1). Representado por mℓ = -ℓ , a + ℓ Cada valor de ℓ representa un Si ℓ = 3; mℓ = -3,-2,-1, 0 ,1, 2, 3. Esto Representado por n = 1,2,3… significa que tiene 6 orbitales en este orbital: subnivel. orbital s = 0 orbital p = 1 Número cuántico del espín (ms) orbital d = 2 Describir el espín del electrón dentro del orbital. orbital f = 3 Representado por ms = -1/2 o +1/2. Si n = 3, ℓ = (3-1) = 2; Si mS = -1/2, el electrón está girando ℓ = 0,1,2 (s,p,d) hacia abajo. Si ms = +1/2, el electrón n=3 está girando hacia arriba. 13  Niveles y Nivel de Subniveles No. de orbitales No. de subniveles de energía 0 to (n-1) electrones energía n 1 (K) 0 (s) 1 2 2 (L) 0,1 (s,p) 1+3 = 4 8 3 (M) 0,1,2 (s,p,d) 1+3+5 = 9 18 4 (N) 0,1,2,3 (s,p,d,f) 1+3+5+7 = 16 32 Cada electrón en el átomo tiene un conjunto único de números cuánticos. No hay dos electrones en un átomo que puedan tener exactamente los mismos 4 números cuánticos que se establecen en el principio de exclusión de Pauli. 14  Configuración Cuéntanos cómo se distribuyen los electrónica electrones en orbitales atómicos. El principio de Aufbau: describe el orden en que un átomo llenará sus orbitales, comenzando con los niveles de energía más bajos disponibles antes de ocupar los niveles más altos. La regla de Hund: afirma que para electrones de la misma energía se pone un electrón en cada orbital primero antes de duplicarlos. Regla de Hund Ejemplo: ¿Cuál es la configuración electrónica de un átomo de cloro (Z=17)? Representarlo en las notaciones Principio de Aufbau espectroscópicas, de gas noble y de caja orbital. 15  Actividad Resuelve los siguientes ejercicios y preséntalo en la pizarra: en el aula Ejercicio 1: Dar la configuración electrónica del silicio (Z = 14) utilizando las notaciones espectroscópicas, de gas noble y de caja orbital. Ejercicio 2: Dar la configuración electrónica de azufre (Z = 16) utilizando las notaciones espectroscópicas, de gas noble y de caja orbital. Ejercicio 3: ¿Qué elemento tiene la configuración de: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2? ¿Cuál es su notación de caja orbital? Ejercicio 4: Escriba la configuración electrónica para aluminio (Z = 13) y dé un conjunto de números cuánticos para cada uno de los electrones con n = 3. 16  Para la próxima clase: Complete la practica #2 y entréguela a Blackboard antes de la fecha límite (1pt). Los siguientes temas deben ser estudiados por todos para discutirlos la próxima semana: 1 2 Radiactividad, Tabla periódica radioisótopos, de elementos, vida media y grupos, períodos fusión nuclear y y tendencias fisión periódicas 17  DUDAS O INQUIETUDES SOBRE LA CLASE ! ¿TIENES ALGUNA PREGUNTA? ¡GRACIAS! [email protected]