Unidad 1: Estructura Atómica

EL CONCEPTO DE ÁTOMO

Los filósofos atomistas: Demócrito de Abdera (460 - 360 AC), Epicuro de Samos (341 - 270 AC), Tito Lucrecio (98 - 54 AC).

Como tantos otros conceptos griegos, el del átomo lo desarrollan en base a la lógica y la argumentación y no a la experimentación

ESTRUCTURA ATOMICA DE LA MATERIAEnunciados de Dalton:

Todo elemento está compuesto de átomos.Todos los átomos de un mismo elemento son iguales.Elementos diferentes tienen átomos con propiedades diferentes.Los compuestos están formados por átomos de más de un elemento.Los átomos no se cambian por tipos diferentes de átomos por reacciones químicas.

PRIMER MODELO ELECTRONICO DEL ATOMO

Modelo de Thomson

Al descubrir el electrón con carga negativa, se postuló la existencia de una carga positiva para compensarlo, ya que la materia es eléctricamente neutra.

EXPERIMENTO DE RUTHERFORD

Dirige haz de partículas hacia placa delgada de oro. La mayoría la atraviesan, otras se desvían muy poco y el 0.001% son desviadas en ángulo agudo o regresan.

Experimento de Rutherford 1907

Consistió en bombardear una lámina muy fina de oro con un haz de partículas α.Según el modelo de Thomson, lo que cabía esperar es que el haz de partículas atravesase la lámina, separándose algo más unas partículas de otras. Rutherford obtuvo unos resultados sorprendentes: algunas partículas sufrían desviaciones considerables y una mínima parte incluso rebotaba en la lámina y volvía hacia atrás.

HIPOTESIS NUCLEAR DE RUTHERFORD

El átomo tiene espacio vacíoTiene un campo eléctrico muy intenso en una zona muy reducida de espacio que hace posible el rebote de algunas partículas .Propuso la existencia del protón y del neutrón.Pero fue Chadwick en 1932 quien probó que la relación He:H es 4:1

Antecedentes Históricos

Siglo XIX diversos físicos

Trataron de explicar el comportamiento de los atomos

Leyes Físicas

Comportamiento de las ondas

1873 J. Maxwell: Demostró que la luz visible contaba con ondas electromagnéticas y que transportaba energía “ENERGÍA RADIANTE”.

Radiación Electromagnética: 3*108 m/s

Posee un carácter ondulatorio.

Ondas

1- Longitud de Onda: distancia entre Crestas o Valles.(m, cm, nm)

2- Amplitud: distancia vertical máxima que alcanza una onda.

3- Frecuencia: Cantidad de veces que la longitud de onda completa pasa por un punto en un segundo. (ciclos/s) = Hertz

Relación:

----- = longitud de onda ( lambda)

----- = frecuencia ( nu )

Ecuación fundamental

T * V = C

Radiaciones Electromagnéticas

Física Clásica

Física Cuántica No explica

Radiación de un cuerpo Oscuro

EfectoFotoeléctrico

Espectro de Emisión

MAX PLANCK 1900

La energía sólo puede ser liberada o Absorbida por los atomos en pequeños

Paquetes de energía

CUANTOS

Minima energía absorbida o emitida en forma de

r. electromagnética

E= h * vCte de Planck = h

CUANTIZADA

- EFECTO FOTOELECTRICO: consiste en la emisión de electrones por un material cuando se le ilumina con radiación electromagnética.

1905 A. Einstein

Luz es un rayo de partículas

FOTONES Posee“E”

E = h*v

Espectros Atómicos Cada átomo es capaz de emitir o absorber radiación electromagnética.

1- Espectro de Absorción: cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte de espectro apareciendo líneas negras.

2- Espectro de Emisión: Un gas excitado libera radiación solo en ciertas longitudes de onda.

Modelo de Bohr

Primer postulado: El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

Segundo Postulado: nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n.

Tercer Postulado: La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck:

                            E = h · v 

- Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión).

Un electrón estable en una órbita inferior "sube" a otra superior; para ello necesita la energía de un fotón (hv) equivalente a la diferencia entre los dos niveles energéticos:

Un electrón estable en una órbita superior "cae" a otra inferior; el sobrante de energía se emite en forma de radiación (fotón) con una energía hv equivalente a la diferencia entre los dos niveles energéticos: ΔE=E2-E1 .

Modelo Mecánico Cuantico

Desarrollada por 3 Físicos:

1. E. Schrödinger

2. Louis de Broglie

3. Werner Heisenberg

Heisenberg

Principio de Incertidumbre

- Es imposible conocer en forma exacta y simultanea la velocidad y posición.

De BrogliePrincipio de Onda Partícula

Estableció que los electrones y otras

partículas en movimiento tienen características de onda.

Modelo de Schröndiger

Su modelo fue muy importante porque

relacionaba la función de onda con la probabilidad de encontrar un electrón dentro de un espacio particular alrededor del núcleo.

Pudo describir los orbitales atómicos.

Números Cuánticos

1. Número Cuántico Principal (n): Energía y tamaño del orbital

2. N° Secundario o Azimutal (l) : Forma de orbital

n = 1, 2.3……………

L = 0,…… (n -1)

L 0 1 2 3

orbital s p d f

3. N° Magnetico (ml) (m) : Orientación espacial del orbital.

4. N° Spin (s) : Giro del electrón

m = - l …….. +l

+1/2 y -1/2

Principios

1. Principio de Exclusión de Pauli: En un átomo no pueden haber dos electrones con los mismos valores de los cuatro n° cuanticos.

2. Principio de Minima Energía: Los e- deben ocupar los niveles de mas baja energía posible.

1s 2s 2p 3s…………..

3. Principio de Máxima Multiplicidad (Hund) : al llenar los orbitales atomicos primero ingresan despareados y luego apareados.

Configuración Electrónica

ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía.

Propiedades periódicas de los elementos

Conformación Tabla PeriódicaConformación Tabla Periódica7 filas horizontales: periodos18 columnas verticales: grupos

- Grupo A: elementos representativos.- Grupo B: elementos de transición.

Transición interna (tierras raras): 14 elementos en series Lantánida y Actínida.

Lantánida

Actínida

Períodos

Grupos

“Tierras raras”

Elementos de transición

Elementos RepresentativosElementos Representativos

Grupo NombreConfiguración

Electrónica

I A Alcalinos ns1

II A Alcalinos térreos ns2

III A Térreos ns2np1

IV A Carbonados ns2np2

V A Nitrogenados ns2np3

VI A Calcógenos ns2np4

VII A Halógenos ns2np5

VIII A Gases nobles ns2np6

Elementos Representativos Elementos Representativos

Elementos Transición Elementos Transición

Elementos Transición Interna Elementos Transición Interna

Diagrama del sistema Diagrama del sistema periódico según orbitales periódico según orbitales

Tabla Periódica : Metales, No metales, Tabla Periódica : Metales, No metales, Metaloides Metaloides Grupos o familias

– Grupo vertical de elementos situados en la tabla periódica– Poseen propiedades químicas y físicas similares

Período– Grupo horizontal de elementos situados en la tabla periódica – Transición de metales a no metales.

Propiedades químicas de los metalesmetales:

Por lo general poseen 1 a 3 electrones de valencia.

Forman cationes por pérdida de electrones.

Forman compuestos iónicos con no metales.

Los metales puros se caracterizan por el enlace metálico.

Los metales más químicamente reactivos están a la izquierda y abajo en la tabla.

Propiedades físicas de los metalesmetales:

Altos ptos. de fusión y ebullición.

Brillantes

Color plateado a gris

Alta densidad

Formas de sólidos cristalinos.

Propiedades químicas de los no metales:no metales:

Contienen cuatro o más electrones de valencia.

Forman aniones por ganancia de electrones cuando generan compuestos.

Forman compuestos iónicos con metales.

Forman compuestos covalentes con otros no metales.

Propiedades físicas de los no metales: no metales:

Son amorfos.

Poseen colores variados.

Son sólidos, líquidos o gases.

Poseen bajos puntos de fusión y ebullición.

Tienen baja densidad.

No metales del grupo 0 o grupo 18

Gases nobles, inertes ó raros

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

La función de escala en la tabla periódica, separa los metales de los no metales.

Los metales están a la

izquierda de la escala. Corresponden al 80% de los elementos.

Los más metálicos están más a la izquierda de la escala.

Tendencias periódicas en el carácter metálico

Más metálico

Más m

etálico

Propiedades Periódicas

Relaciones de Tamaño

Relaciones de Energía

Radio atómico Radio iónico

Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad

Carácter del elemento

Propiedades Periódicas Propiedades Periódicas de los Elementosde los Elementos

Radio AtómicoRadio Atómico

Radio AtómicoRadio Atómico

Radio IónicoRadio Iónico

Potencial de Ionización (PI)Potencial de Ionización (PI)

Potencial de IonizaciónPotencial de IonizaciónPotencial de Ionización (PI)Potencial de Ionización (PI)

Ener

gía

de io

niza

ción

(Kj/

mol

)

Incremento de energía de ionización Incr

emen

to d

e ene

rgía

de io

niza

ción

Potencial de Ionización (PI)Potencial de Ionización (PI)Aumenta

Disminuye

Electroafinidad (EA)Electroafinidad (EA)

Electroafinidad (EA)Electroafinidad (EA)Aumenta

Disminuye

Electronegatividad (EN)Electronegatividad (EN)

Propiedad que combina la energía de ionización y la electroafinidad. Nos informa sobre la tendencia que tienen los átomos de atraer los electrones del enlace.

Esta propiedad se cuantifica en valores que van desde 0.7 a 4.0, siendo el flúor el elemento que posee un mayor valor de electronegatividad.

Esta propiedad se relaciona en parte con la capacidad que poseen los elementos a formar cationes y aniones y al tipo enlace químico que forman entre sí.

Electronegatividad (EN)Electronegatividad (EN)