los componentes del átomo

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El átomo Estructura electrónica del átomo *

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El átomo

Estructura electrónica

del átomo

*

09/05/2013Gloria Angélica Fuentes Zenteno 2

*2.1 El átomo

2.1.1 Concepto

2.1.2 Modelos atómicos

2.1.3 Función de los átomos en los cambios físicos, químicos y nucleares

2.1.4 Isótopos

2.1.5 Iones

2.2 Estructura electrónica del átomo

2.2.1 Fundamentos de la teoría cuántica ondulatoria

2.2.2 Principios de la teoría cuántica

2.2.3 Números cuánticos

2.2.4 Configuración electrónica

Regla de Auf-Bav

Regla de Hund

Electrón diferencial

09/05/2013Gloria Angélica Fuentes Zenteno 3

*Concepto según Dalton:

Se define como la unidad

básica de un elemento

que puede intervenir en

una combinación

química.

Extremadamente

pequeña e indivisible

De 1850-siglo XX

Tiene estructura interna

con partículas

subatómicas:

Protones, Neutrones y

Electrones.

La masa del núcleo

constituye la mayor

parte de la masa total.

El núcleo ocupa sólo

1/10^13 del volumen

total del átomo.

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*Descubierto a través del tubo de rayos catódicos

*Partículas con carga negativa

*Thompson relacionó la carga eléctrica y la masa: -1.76x10^8 C/g

*Millikan encontró la carga de un electrón: -1.6022x10^-19 C.

*La masa es

9.10x10^-28 g

*Localizados en el

núcleo del átomo

*Poseen carga positiva

*Tienen la misma carga

que los electrones

*Su masa es de

1.67262X10^-24 g,

*Aproximadamente 1840

veces la masa del

electrón

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**Rutherford propuso la

existencia de otra

partícula subatómica

en el núcleo

*James Chadwick lo

probó en 1932 y los

llamo: neutrones

*Partículas

eléctricamente neutras

*Masa ligeramente

mayor que la de los

protones

*Masa: 1.67493x10^-24 g

*Cero carga eléctrica

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MODELOS ATÓMICOS DE LA ESCUELA GRIEGA

Tales de Mileto

El agua constituye la

materia

Anaximandro

Sustancia primordial (apeiron)

Intangible

Impalpable

Heráclito de Efeso

Fuego etérico

Empédocles

Cuatro elementos

Agua, aire, tierra y fuego

Dos fuerzas divinas

Atracción -repulsión

Leucipo

Inicio escuela atomista

La materia se divide en

trozos pequeños que

ya no se dividen

De Demócrito

Átomos diferentes en tamaño y

forma

Distintas propiedades

Átomo indivisible

Tomada en cuenta 2000 años

después

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MODELOS ATÓMICOS

De Dalton (1803)

Bola de billar

Proporciones definidas

Proporciones múltiples

Propuso primeros símbolos

De Thomson (1897)

Pudín con pasas

rabajó con tubos de alto

vacío

Demostró: rayos catódicos eran partículas

de carga negativa

Descubridor del electrón

De Rutherford

Núcleo atómico con

mayor materia

Electrones giran

alrededor del núcleo

Primera reacción nuclear

De Bohr

Electrones giran alrededor del núcleo con

energía constante

Orbitas circulares

Niveles de energía

Primer número cuántico

De Sommerfeld

Segundo número cuántico

Propone subniveles de energía

Orbitas circulares y

elípticas

Grados de excentricidad

Cuántico

Principal “n”

Secundario “l”

Magnético “m”

De espín “s”

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*Físicos:

*Varía la apariencia

física

*No cambia la

composición ni la

estructura

*Sólo cambia el

tamaño, forma, posició

n o estado de

agregación

Químicos:

*Dos o más sustancias (reactantes) se transforman en otras (productos)

*Cambia la composición y propiedades

*Cambio de color, de temperatura

*Formación de gases o de precipitados

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NUCLEARES:

*Implican la

transformación de los

átomos

*Implican una gran

cantidad de energía

*Por fusión o fisión

Fusión nuclear:

*Dos núcleos atómicos se

unen para formar uno

de mayor peso

Fisión nuclear:

*Proceso nuclear

*El núcleo se divide en

dos o más núcleos

pequeños

LOS ÁTOMOS Y LOS CAMBIOS

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*

*

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*

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*Indica el número de protones , neutrones y electrones

para cada uno de los siguientes elementos:

Elemento Protones Neutrones Electrones

8 17 - 8 = 9 8

80 199 – 80 = 119 80

80 200 – 80 = 120 80

29 63 – 29 = 34 29

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ION

Átomo (s) con carga neta

Carga

Catión

Carga neta positiva

Perdida de electrones

Anión

Carga neta negativa

Ganancia de

electrones

Compuesto iónico

Formado por

cationes y aniones

Combinarlos

Monoatómicos

Contienen sólo un átomo

Poliatómicos

Contienen más de un

átomo

*

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*

En el siglo XIX los intentos para comprender el

comportamiento de los átomos y de las moléculas no fue

exitoso del todo. La física clásica asumía que los átomos y

las moléculas emitían o absorbían cualquier cantidad de

energía radiante.

Planck (1900) proponía que los átomos y las moléculas

emitían o absorbían energía sólo en cantidades discretas

como pequeños paquetes o cúmulos.

Cuanto es la mínima cantidad de energía (E=hv) que se

puede emitir o absorber en forma de radiaciones

electromagnéticas. H: constante de Planck , v es la

frecuencia de radiación

sJx 341063.6

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En 1905 Albert Einstein utilizó la teoría cuántica de Planck

para resolver el misterio del efecto fotoeléctrico.

Efecto fotoeléctrico es un fenómeno en el que los electrones

son expulsados desde la superficie de ciertos metales que se

han expuesto a la luz de al menos determinada frecuencia

mínima, y que se conoce como frecuencia de umbral.

El número de electrones liberados era proporcional a la

intensidad (brillantes) de la luz.

Los electrones no se liberaban cuando la frecuencia no llegaba

al umbral.

Einstein dedujo que cada una de las partículas de luz

(fotones) debe poseer una energía E (E=hv).

la luz posee propiedades tanto de partícula como de onda.

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*

Las investigaciones de Einstein prepararon el camino para

resolver otro “misterio” de la física del siglo XIX: los

espectros de emisión de los átomos (espectros

continuos o de líneas de radiación emitida por las

sustancias).

Cada elemento tiene un espectro de emisión único. Las

líneas características de un espectro atómico se emplean

en el análisis químico para identificar átomos

desconocidos, de la misma forma en que las huellas

digitales sirven para identificar a una persona.

En 1913 Niels Bohr dio a conocer una explicación teórica

del espectro de emisión del átomo de hidrógeno.

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*

*Los electrones se movían en orbitas circulares

*Cada orbita tiene una energía particular (cuantizada)

*Demostró que las energías que tiene el electrón en el

átomo de hidrógeno están dadas por:

* = constante de Rydberg =

*n = número cuántico principal

*- indica que la energía del electrón del átomo es menor que

la energía del electrón libre (0)

*Cuando n=1, estado energético más estable (estado

fundamental o nivel basal), estado de energía más bajo.

)1

(2n

RE Hn

HR Jx 181018.2

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*

En 1924 Louis de Broglie dio respuesta al por qué las

energías del electrón de hidrógeno eran cuantizadas.

De Broglie razonó que si las ondas luminosas se comportan

como una corriente de partículas (fotones), quizá las

partículas como los electrones tuvieran propiedades

ondulatorias.

Un electrón enlazado al núcleo se comporta como una onda

estacionaria. Cuanto mayor sea la frecuencia de

vibración, menor la longitud de la onda estacionaria y

mayor el número de nodos.

Como la energía del electrón depende del tamaño de la

orbita se debe de cuantizar.

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*

Clinton Davisson, Lester Germer y G. P. Thompson

demostraron que los electrones poseen propiedades

ondulatorias.

Werner Heisenberg formuló la teoría principio de

incertidumbre de Heisenberg: es imposible conocer con

certeza el momento p (definido como la masa por la

velocidad) y la posición de una partícula simultáneamente.

En 1926 Erwin Schrödinger formuló una ecuación que

describe el comportamiento y la energía de las partículas

subatómicas en general; incorpora el comportamiento de

partícula (masa), como el de onda (función de onda) que

depende de la ubicación del sistema en el espacio.

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*

Con la ecuación de Schrödinger comenzó una nueva era en

la física y la química, ya que dio inicio un nuevo campo, la

mecánica cuántica (mecánica ondulatoria). de 1913 a 1926

se le conoce como “vieja teoría cuántica”

La ecuación de Schrödinger especifica los posibles estados

de energías que puede ocupar el electrón del átomo de

hidrógeno e identifica las respectivas funciones de onda. Los

estados de energía y sus funciones de onda se caracterizan

por un conjunto de números cuánticos.

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*

Para describir la distribución de los electrones en el

hidrógeno y otros átomos, la mecánica cuántica precisa de

tres números cuánticos (derivados de la ecuación de

Schrödinger):

*Número cuántico principal

*Número cuántico del momento angular

*Número cuántico magnético

*Número cuántico de espín

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*

*El número cuántico principal (n) puede tomar valores

enteros de 1, 2, 3, … etc.

*Define la energía de un orbital

*Se relaciona con la distancia promedio del electrón al

núcleo en determinado orbital

*Cuanto mayor es el valor de n, mayor es la distancia

entre un electrón en el orbital respecto del núcleo y en

consecuencia el orbital es más grande.

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*

*Expresa la forma de los orbitales

*Los valores de l dependen del valor del número cuánticoprincipal, n.

*L tiene los valores posibles de 0 hasta n-1

*El valor de l se designa con las letras s, p, d, f, g, h, ……

La secuencia especial de letras s, p, y d tiene origen histórico:

*Líneas finas (sharp) s

*Líneas difusas d

*Líneas intensas o principales p

l 0 1 2 3 4 5

Nombre

del orbitals p d f g h

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*

*Describe la orientación del orbital en el espacio

*Depende del valor que tenga el número cuántico del

momento angular

*Para cierto valor de l existen (2l+1) valores enteros

de m

*El número de valores que tenga m indica el número

de orbitales presentes en un subnivel

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*

*Define el giro del electrón

*En sentido de las manecillas del reloj

*En sentido contrario a las manecillas del reloj

*Toma valores de +1/2 o -1/2

*El movimiento del espín es aleatorio

*Los electrones presentes en el átomo:

*La mitad gira en una dirección y se desvían en un sentido

*La otra mitad gira en sentido opuesto y se desvían en sentido

opuesto

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*

*Es la manera en que están distribuidos los

electrones entre los distintos orbitales atómicos

*También es posible representarla por medio de un

diagrama de orbital que muestra el espín del

electrón

*Se puede determinar a partir del Principio de

Exclusión de Pauli

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*

*Establece que no es posible que dos electrones de un

átomo tengan los mismo cuatro números cuánticos

Sustancias

Diamagnéticas

Espines apareados o antiparalelos

Efectos magnéticos cancelados

Repelidas por un imán

Paramagnéticas

Contienen espines no apareados

Atraídas por imán

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*

Establece que la distribución electrónica más estable en los

subniveles es la que tiene el mayor número de espines

paralelos

Ejemplo:

*Configuración electrónica del carbono (Z=6)

1s 2s 2p 2p

Configuración electrónica del nitrógeno (Z=7)

1s 2s 2p 2p 2p

222 221 pss

322 221 pss

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*

*Establece que cuando los protones se incorporan al

núcleo de uno en uno para construir los

elementos, los electrones se suman de la misma

forma a los orbitales atómicos.

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