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QUÍMICA 2º BACH.
TEMA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA.
Modelos atómicos
Teoría atómica de Dalton:
La materia está formada por átomos indivisibles.
Los átomos de un elemento son distintos de los átomos de otro elemento
diferente.
Los
compuestos
se
forman
por
la
unión
de
átomos
de
los
correspondientes elementos en una relación numérica sencilla.
En una reacción química, los átomos se agrupan de forma diferente a
como lo estaban inicialmente, pero ni aparecen ni desaparecen.
Si se aplica una diferencia de potencial muy alta entre dos electrodos
situados dentro de un tubo con un gas a baja presión se emiten “rayos
catódicos”, llamados así porque salían del cátodo o electrodo
negativo.
Thomson descubrió que los rayos catódicos eran partículas subatómicas
(mas pequeñas que el átomo) con carga eléctrica negativa, a las que
llamó electrones. Supuso que el átomo tenía aspecto de un pudin,
formado por una “masa” cargada positivamente en la que se insertaban
los electrones cargados negativamente.
Rutherford y Geiger bombardeando láminas muy finas de oro con
partículas alfa (cargadas positivamente) vieron que la mayoría de las
partículas lanzadas contra la lámina la atravesaban sin desviarse y
que aproximadamente 1 de cada 20000 de ellas se desviaba, incluso
salía rebotada. El análisis de estas experiencias llevó a Rhuterford a
decir que toda la carga positiva se apiña en una región muy pequeña,
el núcleo. Las partículas alfa rebotadas son las que inciden
directamente sobre el núcleo, que por su carga positiva, las repele
fuertemente.
En 1932 J. Chadwick descubrió los neutrones, partículas subatómicas
sin carga que se encuentran en el núcleo junto a los protones.
Partícula subatómica
Electrón
Protón
Neutrón
Símbolo
eP+
n0
Carga eléctrica
-1
+1
0
Masa (u)
1/1840
1
1
Número atómico (Z)
El número atómico es el número de protones que hay en el núcleo de un
átomo. Los elementos están ordenados en la tabla periódica en orden
creciente de su número atómico. En un átomo neutro el número de
electrones será igual al de protones.
Número másico (A)
El número másico es el número total de partículas que constituyen el
núcleo (número de protones + número de neutrones). A = Z+N
Isótopos
Dos átomos son isótopos cuando tienen el mismo número de protones pero
distinto número de neutrones, tienen por tanto el mismo número atómico
y distinto número másico.
1
Tema 1
Los isótopos se representan mediante la siguiente notación:
Número másico (A) = (Z) Número de protones + (N) Número de neutrones
35
17
Cl
Número atómico (Z) = Número de protones
Si el átomo es neutro: Número de electrones = Número de protones
Este isótopo del cloro tiene Z=17 protones,
N=A-Z=35-17=18 neutrones.
Es neutro, por tanto tiene 17 electrones.
En ocasiones podemos referirnos a un isótopo como Cl-37, eso quiere
decir que 37 es su número másico.
Masa atómica de una elemento
La masa atómica de un elemento es la media ponderada de las masas de
los diferentes isótopos que forman el elemento. Por ejemplo el Carbono
12
13
14
posee 3 isótopos distintos 6 C , 6 C y 6 C .
La unidad de masa atómica (u) se define como la doceava parte de la
masa del isótopo Carbono-12.
El espectro electromagnético
El espectro electromagnético es el conjunto formado por todos los
tipos de ondas electromagnéticas que existen. Podemos clasificarlas en
función de su frecuencia o su longitud de onda.
Mayor longitud de onda
Menor frecuencia
Ondas de radio
Microondas
f
Infrarrojo
λ
Luz visible
Rojo
Naranja
Amarillo
Verde
Azul
Violeta
Ultravioleta
Mayor frecuencia
Rayos X
Rayos γ
2
Tema 1
Menor longitud de onda
Según Einstein la radiación electromagnética puede considerarse además
de cómo una onda, como un chorro de partículas, denominadas fotones.
Cada fotón posee una energía proporcional a su frecuencia según la
ecuación E=h∙f donde h es la constante de Planck y f la frecuencia.
La luz blanca contiene fotones de todos los colores.
Espectros atómicos
Cuando un haz de luz blanca (que contiene radiciones de todas las
frecuencias) atraviesa una muestra de un elemento y posteriormente, la
luz emergente se hace pasar por un prisma (que separa la luz en las
distintas frecuencias que la componen) se obtiene el “espectro de
absorción” del elemento. En él se observa que faltan determinadas
frecuencias
del
espectro.
Cada
elemento
absorbe
sus
propias
frecuencias, de forma que no hay dos elementos con el mismo espectro
de absorción.
Fuente de
luz
Recipiente con
hidrógeno
Prisma
Película
Si calentamos a alta temperatura o sometemos a una corriente eléctrica
de alto voltaje una muestra de un elemento esta comienza a emitir luz.
Si pasamos la luz emitida por un prisma obtenemos el “espectro de
emisión del elemento”. En él se observan una serie frecuencias
discretas que son producidas por el elemento.
Recipiente con
hidrógeno
sometido a una
corriente
eléctrica
Prisma
Película
Los espectros de emisión y absorción son complementarios, es decir,
las líneas que faltan en el de absorción son las que aparecen en el
emisión. Las frecuencias observadas son características de cada
elemento, no hay dos elementos que absorban/emitan la misma
combinación de frecuencias.
Modelo atómico de Bohr
Para explicar los espectros de absorción y emisión de los elementos,
Bohr propuso un nuevo modelo atómico, que se resumen en varias
hipótesis:
Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares con una
energía fija.
En dichas órbitas, los electrones se mueven sin perder energía.
Solo están permitidas determinadas órbitas, cuya energía tome ciertos
valores restringidos, dados por una expresión matemática (se dice que
son valores de energía “cuantizados”). Las órbitas permitidas se
denominan niveles de energía y se designan con la letra n (donde n es
un numero entero n = 1, 2, 3, etc).
Un electrón puede saltar de una órbita a otra, absorbiendo o emitiendo
la energía necesaria de forma que se verifique la ley de conservación
de la energía.
3
Tema 1
La órbita o nivel de energía mas baja corresponde a n=1. Cuanto mayor
es n, mayor es la energía del nivel. El número n indica el orden de
los niveles de energía y recibe el nombre de número cuántico
principal.
El modelo atómico de Bohr permita explicar
espectros atómicos de absorción y emisión.
la
aparición
de
los
Radiación
absorbida de
energía E=h∙f
Absorción
Órbita mas
externa
(nivel
energético
superior)
Efinal
n=3
n=2
(mayor
energía)
Órbita mas
interna
(nivel
energético
inferior)
Einicial
Núcleo
n=1 (menor
energía)
El electrón pasa de una orbita mas interna (con menos energía) hasta
otra mas externa con mayor energía. Por tanto Energía final > Energía
inicial se absorbe una energía en forma de radiación E=h∙f que será
igual a la diferencia de energía entre ambos niveles energéticos.
(Energía de la radiación absorbida) h∙f=Efinal-Einicial
Emisión
Radiación
emitida de
energía E=h∙f
Órbita mas
externa
(nivel
energético
superior)
Einicial
n=3
n=2
(mayor
energía)
Órbita mas
interna
(nivel
energético
inferior)
Efinal
Núcleo
n=1 (menor
energía)
El electrón pasa de una orbita mas externa (con mas energía) hasta
otra mas interna con menor energía. Por tanto Energía final < Energía
inicial se emite una energía en forma de radiación E=h∙f que será
igual a la diferencia de energía entre ambos niveles energéticos.
(Energía de la radiación emitida) h∙f=Efinal-Einicial
Resumiendo, la energía se absorbe o se emite por el átomo en forma de
radiación electromagnética, y no de forma continua, sino que está
cuantizada, es decir, sólo toma determinados valores que serán
proporcionales a la frecuencia de la energía radiante emitida o
absorbida, cuyo valor nos viene dado por la ecuación de Planck E=h∙f.
4
Tema 1
El conjunto de todas las transiciones electrónicas posibles da lugar a
múltiples líneas o frecuencias originando el espectro de emisión o
absorción.
Mecánica cuántica
El modelo atómico de Bohr explica el espectro del átomo de hidrógeno,
sin embargo los átomos con mas de un electrón en su corteza son mas
complejos y no se acomodan convenientemente al modelo de Bohr. Fue
necesario desarrollar una nueva teoría, llamada Mecánica Cuántica y
que está fundamentada en dos hipótesis: la dualidad onda-corpúsculo y
el principio de incertidumbre.
Dualidad onda-corpúsculo
En 1924, De Broglie sugirió que cualquier partícula (y por tanto un
electrón) puede mostrar propiedades de una onda. La longitud de onda
asociada a una partícula de masa m y velocidad v es:
h
λ =
m ⋅ v
h=6,63∙10-34 Constante de Planck
Esta hipótesis fue confirmada de forma experimental posteriormente.
Principio de incertidumbre de Heisenberg
No es posible conocer con total precisión, y a la vez, la posición y
la velocidad de una partícula. Cuanto mayor sea la precisión en la
determinación de la posición, mayor es la imprecisión en el valor de
la velocidad y viceversa.
La mecánica cuántica, a partir de estas hipótesis, trata al electrón
como una onda renunciando a determinar exactamente la posición del
electrón. En cambio lo que intenta es determinar la probabilidad de
encontrar al electrón en un punto determinado del espacio. Dicha
probabilidad es proporcional al cuadrado de una función matemática
llama función de onda. Solo serán validas las funciones de onda que
sean soluciones de una ecuación matemática llamada ecuación de
Schöringer o ecuación de ondas. Las distintas soluciones a esta
ecuación nos describirán el movimiento de las partículas.
La función de onda no permite saber en qué punto del espacio se
encuentra el electrón en cada momento, pero si la probabilidad de
encontrarlo en una región determinada.
Un orbital es una región del espacio donde hay una probabilidad muy
alta de encontrar los electrones de un átomo.
Orbitales y números cuánticos
Los electrones dentro del átomo se
Para designar el nivel energético
cuántico principal, que puede tomar
Dentro de cada nivel energético hay
organizan en niveles energéticos.
se utiliza la letra “n” o número
valores enteros n=1,2,3,...
n2 orbitales atómicos.
A partir del primer nivel energético aparecen subniveles. Los
diferentes subniveles se diferencian por medio de un parámetro,
designado por la letra l y que recibe el nombre de número cuántico
secundario. Los valores que puede tomar l van desde l=0 hasta l=(n-1).
Cada subnivel es designado por una letra
Si
Si
Si
Si
l=0
l=1
l=2
l=3
se
se
se
se
trata
trata
trata
trata
de
de
de
de
un
un
un
un
subnivel
subnivel
subnivel
subnivel
tipo
tipo
tipo
tipo
s.
p.
d.
f.
El número de orbitales que aparece en un subnivel dado es (2l+1) para
distinguir entre estos orbitales pertenecientes al mismo subnivel se
utiliza un tercer parámetro llamado número cuántico magnético, m.
5
Tema 1
Para determinar un orbital atómico se necesitan tres parámetros:
Número cuántico principal, n. Puede tomar valores enteros 1, 2, 3,...
Nos dice la energía total que posee el electrón.
Número cuántico secundario o azimutal, l. Puede tomar valores enteros
que van desde el 0 hasta (n-1). Nos informa sobre la forma del orbital
Número cuántico magnético , m. Puede tomar valores enteros que van
desde –l pasando por 0 hasta +l. Nos informa sobre la orientación del
orbital.
Forma y tamaño de los orbitales
Forma de los orbitales tipo s (l=0). Una orientación posible (m=0).
Forma de los orbitales tipo p (l=1).
Tres orientaciones posibles. (m=-1; m=0; m=1).
Forma de los orbitales tipo d (l=2).
Cinco orientaciones posibles (m=-2; m=-1; m=0; m=1; m=2)
Forma de los orbitales tipo f (l=3).
Siete orientaciones posibles. (m=-3; m=-2; m=-1; m=0; m=1; m=2; m=3)
6
Tema 1
Cuanto mayor es el n del orbital mayor es su tamaño, por ejemplo el
orbital s del nivel n=2 es mayor que el orbital s del nivel n=1.
Orbital 1s
Orbital 2s
Orbital 3s
Electrones y números cuánticos
Para determinar un electrón dentro de un orbital se utilizan los tres
parámetros correspondientes al orbital mas un cuarto llamado número
cuántico de spin (s) que solo puede tomar dos valores +1/2 y –1/2. Nos
indica el sentido de giro del electrón dentro del orbital.
En cada nivel energético hay como máximo 2n2 electrones.
En cada subnivel energético hay como máximo 2(2l+1) electrones
En cada orbital caben dos electrones como máximo.
Valores de los números cuánticos de los electrones pertenecientes al
tercer nivel.
n
l
m
0
0
-1
1
0
+1
3
-2
-1
2
0
+1
+2
s
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
-1/2
+1/2
Números cuánticos
(3, 0, 0, -1/2)
(3, 0, 0, +1/2)
(3,-1,-1, -1/2)
(3, 1,-1, +1/2)
(3, 1, 0, -1/2)
(3, 1, 0, +1/2)
(3, 1,+1, -1/2)
(3, 1,+1, +1/2)
(3, 1,-2, -1/2)
(3, 2,-2, +1/2)
(3, 2,-1, -1/2)
(3, 2,-1, +1/2)
(3, 2, 0, -1/2)
(3, 2, 0, +1/2)
(3, 2,+1, -1/2)
(3, 2,+1, +1/2)
(3, 2,+2, -1/2)
(3, 2,+2, +1/2)
Energía de los orbitales
La energía de un orbital depende de los valores de los números
cuánticos principal (n) y secundario (l).
El orden de energía de los orbitales se puede determinar mediante la
llamada “primera regla de Hund”: La energía de un orbital es tanto
menor cuanto menor sea la suma (n+l). Si hay varios orbitales con
igual valor de (n+l) tendrá menor energía aquel que tenga menor valor
de n.
También puede utilizarse el diagrama de Möller que representa el orden
de llenado electrónico de subniveles electrónicos según su energía
creciente.
7
Tema 1
Diagrama de
Möller
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Configuración electrónica
El modo en que los electrones se disponen alrededor del núcleo en el
átomo, de la forma mas estable posible, se denomina configuración
electrónica. La forma en que los electrones llenan los orbitales
atómicos sigue unas determinas reglas:
Principio de Aufbau: Los electrones entran en los orbitales de energía
mas baja disponibles.
Principio De exclusión de Pauli: En un orbital atómico caben, como
máximo dos electrones. Para poder ocupar el mismo orbital, los dos
electrones deben tener espines opuestos.
Segunda regla de Hund: Cuando los electrones se situan en orbitales de
un mismo subnivel se disponen de la forma mas despareada posible.
Cada orbital se representa con un cuadrado y cada electrón con una
flecha. El sentido de la flecha (hacia arriba o hacia abajo) indicará
el espin del electrón.
Podemos
utilizar
el
Diagrama
de
Möller
para
determinar
configuración electrónica de cualquier átomo.
Hay que tener en cuenta:
En el subnivel s hay un solo orbital.
En el subnivel p hay tres orbitales: px py pz
En el subnivel d hay cinco orbitales: dxy dxz dyz dx2-y2 dz2
En el subnivel f hay siete orbitales.
En cada orbital caben como máximo dos electrones.
Diagrama de
Möller
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Escribe la configuración electrónica del N(z=7)
1s2 2s2 2p3
1s2
2s2
2p3
↑↓
↑↓
↑
↑
↑
2px
2py
2pz
8
Tema 1
la
Escribe la configuración electrónica del Na(z=11)
1s2 2s2 2p6 3s1
1s2
↑↓
2s2
↑↓
↑↓
2px
2p6
↑↓
2py
↑↓
2pz
3s1
↑
Escribe la configuración electrónica del Fe(z=26)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
1s2
↑↓
2s2
↑↓
↑↓
2px
2p6
↑↓
2py
↑↓
2pz
3s2
↑↓
↑↓
3px
3p6
↑↓
3py
↑↓
3pz
4s2
↑↓
↑↓
3d
↑
3d
3d6
↑
3d
↑
3d
Hemos escrito las configuraciones electrónicas por orden de llenado,
también se pueden escribir por capas.
N(z=7)
1s2 2s2p3
Na(z=11)
1s2 2s2p6 3s1
Fe(z=26)
1s2 2s2p6 3s2p6d6 4s2
Formación de iones
Cuando un átomo se transforma en un ión positivo el electrón que sale
es el mas externo y no el último que entra por orden de llenado
energético. Por ejemplo cuando el Fe se transforme en Fe+2 los dos
electrones que salen son los del orbital 4s y no los del 3d.
Electrones excitados
Puede ocurrir que el electrón mas externo de un átomo sea excitado y
salte de un orbital con menor energía a un orbital vacío con mayor
energía, por ejemplo en el potasio K(z=19).
Configuración electrónica del potasio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Si el electrón del orbital 4s es convenientemente excitado
saltar al orbital 5s quedando su configuración electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1
9
Tema 1
puede
↑
3d