tema 2:estructura atÓmica quÍmica ib. estructura atÓmica “no desprecies a nadie, un átomo hace...
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TEMA 2:ESTRUCTURA ATÓMICA
QUÍMICA IB
ESTRUCTURA ATÓMICA
“No desprecies a nadie, un átomo hace sombra” (Pitágoras)
2.1 El átomo nuclear
Introducción Modelo atómico de Thomson El experimento de Rutherford La escala atómica Partículas subatómicas Isótopos Radioisótopos Escala de masas atómicas
Introducción
Grecia clásica: Leucipo y Demócrito, filósofos griegos, establecieron unos 440 años AC que la materia estaba compuesta por partículas indivisibles a las que llamaron átomos.
Ley de conservación de la masa (Lavoisier, 1785 ) Ley de Proust o de la proporciones definidas (1799) Ley de Dalton o de las proporciones múltiples (1808) Teoría atómica de Dalton (1808), explica las leyes anteriores Descubrimiento del electrón (1875): rayos catódicos Descubrimiento del protón (1886): rayos canales
El modelo atómico de Thomson Thomson propuso en 1898 su modelo atómico,
“plum-pudding”:
Una esfera de electricidad positiva, con tantos electrones encajados como fuera necesario para neutralizarla.
En 1911 Ernest Rutherford, propuso un experimento consistente en bombardear con partículas alfa (núcleos de Helio, He2+) una lámina de oro de unos 5000 Å de grosor, observando los choques de las partículas que la atravesaban sobre una pantalla situada detrás:
El experimento de Rutherford
El modelo atómico de Rutherford
A partir de los resultados del experimento, Rutherford estableció las siguientes conclusiones:
La materia está prácticamente hueca. Las partículas alfa rebotan debido a las repulsiones electrostáticas
que sufren al pasar cerca de las cargas positivas. Deben existir partículas neutras en el núcleo, que eviten la
inestabilidad por repulsión entre los protones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo.
Limitaciones del modelo atómico de Rutherford
A pesar de la importancia histórica de este modelo, por ser el primero que explicó la estructura del átomo, presenta dos limitaciones importantes:
Según la teoría electromagnética, los electrones al girar alrededor del núcleo, sometidos a la atracción eléctrica de éste, emitirían energía e irían perdiendo velocidad hasta caer sobre el núcleo.
Este modelo no explica las bandas discontinuas de absorción o emisión de los espectros atómicos.
La escala atómica
El diámetro del átomo es aproximadamente 100000 veces el diámetro del núcleo.
El diámetro de la mayoría de los átomos está comprendido en el rango 1x10-10 – 5x10-10 m
En cristalografía de Rayos-X se utiliza comúnmente el angstrom, Å, como unidad de medida para las dimensiones del átomo (1 Å = 10-10 m)
En 1981dos físicos de IBM, Binnig y Rohrer, inventaron el microscopio de efecto túnel que genera imágenes tridimensionales de superficies a nivel atómico.
La escala atómica
Partículas subatómicas
Rutherford predijo la existencia de los neutrones, pero estos no fueron descubiertos hasta 1932 por Chadwick , quien bombardeando átomos de berilio con partículas α observó que se desprendía una radiación que estaba formada por partículas neutras y de masa ligeramente superior a la de los protones.
Así se completó la estructura atómica, existiendo tres tipos de partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones.
En la actualidad sabemos que los neutrones estabilizan los núcleos, no solo apantallando a los protones, sino que además intercambian con ellos unas partículas llamadas piones, confiriéndoles una gran estabilidad.Partícula Masa Carga
Protón 1,672621 10-
27kg
+1,602176 10-
19 C
Neutrón 1,674927 10-
27kg
0
Electrón 9,109534 10-
31kg
-1,602176 10-19
C
Partículas subatómicas
Dado que las masas de las partículas subatómicas son muy pequeñas, la unidad de masa atómica es una unidad adecuada para medirlas:
1 u = 1,660539x10-27 kg
El número atómico, Z: El número de protones en el núcleo de un átomo de un elemento. En un átomo neutro es igual al número de electrones.
El número másico, A: El número de protones y neutrones en el núcleo de un átomo Representación: Z
AX
Partícula subatómica
Carga Masa/u Localización
protón + 1 ~1 núcleo
neutrón 0 ~1 núcleo
electrón - 1 1/1836 Fuera del núcleo en la nube de
electrones
Isótopos
Isótopos: átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones y, por tanto, de número másico.
Isótopos enriquecidos: energía nuclear y armas nucleares.
El uranio encontrado en la naturaleza presenta tres isótopos cuya abundancia relativa y composición atómica se muestra en la siguiente tabla:
Isótopo Abundancia relativa
Nº protones
Nº electrones
Nº neutrones
234U 0.0055% 92 92 142
235U 0.7200% 92 92 143
238U 99.2745% 92 92 146
Isótopos
El 235U se usa en los reactores nucleares donde sufre fisión nuclear, liberándose una gran cantidad de energía. El isótopo más abundante del uranio en la naturaleza es el 238U por lo que éste debe ser enriquecido para aumentar la proporción de 235U. La separación del uranio enriquecido y el uranio empobrecido en el uranio natural es un proceso físico denominado separación de isótopos.
La diferencia en masa entre U-235 y U-238 puede usarse para enriquecer el combustible con U-235. En algunos reactores el uranio natural se utiliza como combustible, pero en las armas nucleares el uranio utilizado tiene que ser enriquecido.
Radioisótopos
Los radioisótopos pueden existir naturalmente o producirse artificialmente. El carbono-14 es un ejemplo de radioisótopo natural.
Los radioisótopos se usan para diagnósticos, tratamientos e investigación en medicina nuclear; como trazadores en investigación bioquímica y farmacéutica y como “relojes químicos” en la datación geológica y arqueológica.
Radioisótopos
Cobalto-60 en radioterapia: El cobalto-60 es un emisor de rayos gamma (ϒ) y se usa en el tratamiento del cáncer
Carbono-14 en datación cósmica, geológica y arqueológica:El nitrógeno está presente en la atmósfera terrestre como nitrógeno-14, al recibir la radiación
cósmica proveniente del espacio exterior produce carbono-14 según la reacción:
714N + 0
1n → 614C + 1
1H
La vida media (tiempo en el que una cantidad del radioisótopo se reduce a la mitad) para el carbono-14 es de 5730 años.
El carbono-14 puede ser oxidado formando dióxido de carbono que es absorbido por las plantas en la fotosíntesis y se transforma en otros compuestos orgánicos. A su vez, los animales consumen plantas y expulsan dióxido de carbono. La relación entre el contenido en carbono-14 y carbono-12 en los organismos vivos es prácticamente constante, ya que existe un intercambio constante con la atmósfera, pero cuando el organismo muere ese intercambio cesa. El carbono-14 puede entonces sufrir descomposición para formar nitrógeno-14 y emitir partículas beta:
614C → 7
14N + -10e-
En consecuencia la relación entre carbono-14 y carbono-12 en el organismo decrece, y puede datarse la edad. Este método es utilizado para establecer la antigüedad de pinturas, manuscritos, pergaminos, etc.
Radioisótopos
Isótopos del iodo como trazadores médicos: La glándula tiroidea libera tiroxina y triyodotironina en el torrente sanguíneo. Estas hormonas
controlan el metabolismo y crecimiento del cuerpo. Cuando el tiroides las produce en exceso el metabolismo se altera y produce ansiedad, bocio y pérdida de peso. El iodo está concentrado en el tiroides. El radioisótopo iodo-131 emite rayos gamma, fotones de alta energía. El iodo-131 se usa en el diagnóstico y tratamiento del cáncer de tiroides. El radioisótopo iodo-125 se usa en el tratamiento del cáncer de próstata y en tumores cerebrales.
Tomografía por emisión de positrones (PET, positron emission tomography): es una técnica no invasiva de diagnóstico por imagen capaz de medir la actividad metabólica del cuerpo humano. Se basa en detectar y analizar la distribución tridimensional que adopta en el interior del cuerpo un radiofármaco de vida media ultracorta. Según que se desee estudiar se utilizan diferentes radiofármacos. La sustancia más comúnmente usada en el PET es un derivado de la glucosa que contiene el radioisótopo fluor-18. (9
18F → 818O + β+ ; β+ + e- → 2 ϒ)
La tomografía computarizada por emisión monofotónica (SPECT) se puede usar para detectar los rayos gamma emitidos por el iodo-131.
Escala de masas atómicas
Las masas de los diferentes átomos se obtienen habitualmente empleando el aparato denominado espectrómetro de masas.
Las etapas del proceso de espectrometría de masas son las siguientes: Vaporización: la muestra se inyecta en el instrumento donde se
calienta y vaporiza, produciendo átomos o moléculas gaseosas. Ionización: Los átomos gaseosos son bombardeados con electrones
de alta energía, generando especies cargadas positivamente: X(g) + e- → X+ (g) + 2 e-
Aceleración: Mediante un campo eléctrico, los iones se aceleran a altas velocidades.
Desviación: Se desvía la corriente de iones mediante un campo magnético dando lugar a corrientes iónicas cuya trayectoria es una circunferencia cuyo radio es proporcional a la masa del ión.
Detección: El detector mide la intensidad de las diferentes corrientes y el radio de la circunferencia trazada por cada una de ellas.
Escala de masas atómicas
Espectrómetro de masas
Escala de masas atómicas
La interpretación de la información proporcionada por el espectrómetro de masas permite obtener espectros en los que la posición de las líneas es función de la masa. Considerando una determinada unidad como referencia, se puede obtener la masa de cualquier partícula. La proporción relativa de los isótopos se deduce de la intensidad de las líneas.
Escala de masas atómicas
Haciendo una media ponderada entre las masas isotópicas y su abundancia, se obtienen los valores de masas atómicas que ,aunque cercanos, difieren de los valores del número másico.
La unidad de calibración utilizada es la uma (unidad de masa atómica) o, simplemente u, que se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono de número másico 12 (12,0000 u).
1 u = 1,660539 10-24 g La masa isotópica o simplemente masa atómica de un elemento,
se calcula mediante la media ponderada de las masas de sus isótopos teniendo en cuenta su correspondiente abundancia:
Masa atómica (elemento) = [ A1 (%)1 + A2 (%)2 + A3 (%)3 ] / 100
2.2 Configuración electrónica
El espectro electromagnético Espectros atómicos El modelo atómico de Bohr El modelo mecano-cuántico del átomo
El espectro electromagnético Para estudiar la estructura interna de los átomos se emplean técnicas
experimentales en las que ondas electromagnéticas interaccionan con ellos.
Las ondas electromagnéticas están formadas por campos eléctricos y magnéticos variables acoplados entre sí. Se desplazan incluso en el vacío y transportan energía mediante un proceso denominado radiación.
Las ondas electromagnéticas se propagan a la velocidad de la luz: 300000 km/s
Están sujetas a fenómenos de reflexión, refracción e interferencia
El espectro electromagnético
Las ondas se caracterizan por una serie de parámetros: Longitud de onda (λ): es la distancia entre dos máximos o dos mínimos
sucesivos de una onda. Se mide en metros, aunque también puede expresarse en centímetros, nanómetros y angstroms.
Frecuencia (ν): es el número de oscilaciones que pasan por cada punto en la unidad de tiempo. Se mide en s-1, también llamado hertzio (Hz). Una oscilación es una vibración que da lugar a una onda de longitud λ.
Periodo (T): Es el tiempo que tarda la onda en recorrer una longitud de onda, el tiempo necesario para producirse una oscilación. Se mide en segundos.
T = 1/ν La velocidad de propagación se relaciona con la longitud de onda y la frecuencia
mediante la ecuación:
c = λ ν
El espectro electromagnético El espectro electromagnético es el conjunto de las radiaciones
electromagnéticas. No solo está formado por las ondas que percibimos sensorialmente (luminosas), sino por otras ondas llamadas microondas, de radio, infrarrojas, ultravioletas, rayos X y rayos ϒ
Max Planck en 1900 y Albert Einstein en 1905 sugirieron que la energía de la radiación electromagnética que los átomos absorben o emiten está formada por pequeños paquetes energéticos denominados cuantos o fotones, la energía de cada cuanto viene dada por: E = h ν
h = constante de Planck
ν = frecuencia de la radiación
Espectros atómicos
La luz solar se descompone al atravesar el prisma de un espectroscopio apareciendo lo que se denomina espectro.
Cada color del espectro corresponde a una frecuencia determinada.
El espectro de la luz presenta todos los colores por lo que se le llama continuo, ya que los colores forman un todo ininterrumpido.
Espectros atómicos
Al estimular sustancias en estado gaseoso mediante calentamiento o descargas eléctricas estas emiten radiaciones electromagnéticas, que una vez recogidas y descompuestas constituyen un espectro de emisión.
Los sólidos y líquidos (metales fundidos) incandescentes emiten espectros continuos, mientras que los gases emiten espectros discontinuos.
Si se hace pasar radiación electromagnética a través de una muestra gaseosa, esta absorbe parte de la luz. La luz no absorbida se puede descomponer para obtener un espectro de absorción.
Espectroscopio
Espectros atómicos
Cada átomo solo emite o absorbe radiación de determinadas frecuencias, produciendo espectros discontinuos.
Cada elemento químico emite o absorbe a unas determinadas frecuencias que le son características, esto permite utilizar los espectros para identificar los diferentes elementos.
El primer espectro atómico identificado fue el del átomo de hidrógeno. Experimentalmente se comprobó que la colocación de sus líneas espectrales obedecía a la ecuación propuesta por J. Rydberg:
1/λ = R (1/n12 - 1/n2
2)
donde n1 y n2 son números enteros a partir de 1 (siempre n1 < n2) y R es la constante de Rydberg (R = 1,097 107 m-1)
Modelo atómico de Bohr
“Si alguien no queda confundido por la física cuántica es que no la ha
entendido bien” (Niels Bohr)
Modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr establece que los electrones de los átomos solo pueden encontrarse en ciertos estados o niveles energéticos en los que mantienen una energía fija y determinada, a dichos estados se les denominó órbitas.
Los electrones pueden cambiar de nivel energético mediante la absorción o emisión de un fotón, con una energía igual a la diferencia energética existente entre ambos niveles:
Efotón = Ef – Ei = h ν Se dice que el átomo se encuentra en su estado fundamental cuando
todos los electrones ocupan los niveles de menor energía posible. Si se transmite energía al átomo, uno o varios electrones pueden pasar a
niveles de energía superiores, en este caso se dice que el átomo está excitado.
Las líneas de los espectros atómicos corresponden a estos tránsitos entre niveles energéticos.
A cada nivel energético se le asigna un número cuántico “n”. (n = 1, 2, 3…)
Modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr explica las líneas del espectro de emisión del hidrógeno en la región del visible, conocidas como la serie de Balmer, que corresponden a transiciones electrónicas desde otros niveles al nivel n=2.
Modelo atómico de Bohr
Existen otras series correspondientes a transiciones hacia el nivel n=1 y n=3, conocidas como series de Lyman y Paschen, observadas en el espectro ultravioleta e infrarrojo respectivamente.
Modelo atómico de Bohr
El modelo atómico de Bohr presenta las siguientes limitaciones:
Sólo es aplicable de forma estricta al hidrógeno y a otros átomos sencillos con un solo electrón en la corteza.
El efecto de fuerzas centrales sobre las partículas que giran es producir órbitas elípticas y no circulares.
El modelo mezcla elementos de la mecánica clásica y de la mecánica cuántica en su desarrollo.
Modelo atómico de Bohr
Correcciones al modelo de Bohr: Sommerfeld para explicar que las rayas de los espectros
atómicos poseían una estructura fina sugirió que las órbitas no tenían por qué ser circulares, sino que también podían ser elípticas, y en cada una de ellas el electrón se movía con una energía ligeramente distinta.
Zeeman descubrió que las rayas espectrales sufrían un desdoblamiento cuando el espectro se realizaba bajo la influencia de un intenso campo magnético. Se interpretó considerando que las órbitas elípticas podían adoptar distinta orientación espacial.
Uhlenbeck y Goudsmit comprobaron experimentalmente un desdoblamiento de las rayas de Zeeman, demostrando que el electrón, al girar sobre su eje, creaba un pequeño campo magnético en la dirección del giro.
Modelo atómico de Bohr
Modelo mecano-cuántico del átomo
“Uno de los objetivos de las ciencias físicas es dar una imagen exacta del mundo material. Uno de sus logros ha sido el demostrar que este objetivo es inalcanzable” (Jacob Bronowski)
Modelo mecano-cuántico del átomo
La mecánica cuántica moderna (mecánica ondulatoria) surge hacia 1925 como resultado del conjunto de trabajos realizados por Heisenberg, Schrödinger, Born, Dirac y otros.
La mecánica cuántica se basa en la teoría de Planck y toma como punto de partida la hipótesis de la dualidad onda-corpúsculo de Louis De Broglie y el principio de incertidumbre de Heisenberg.
La mecánica newtoniana es una versión aproximada de la mecánica cuántica. La diferencia básica entre ellas está en lo que cada una intenta describir:
La mecánica newtoniana supone que pueden realizarse mediciones exactas y es aplicable al mundo macroscópico.
La mecánica cuántica explora en sus mediciones probabilidades de las magnitudes, es aplicable al mundo microscópico.
Modelo mecano-cuántico del átomo
Hipótesis de De Broglie: dualidad onda-partícula: Al igual que los fotones, toda partícula en movimiento posee una doble
naturaleza ondulatoria y corpuscular.
λ = h/mv La hipótesis fue confirmada en 1927 al observarse el comportamiento
ondulatorio de los electrones en fenómenos de difracción. Cuanto menor es el tamaño de la partícula que se mueve, mayor es su
comportamiento ondulatorio. Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927): Cuanto menor sea la incertidumbre (el error) con que conocemos la posición de
una partícula, mayor será la existente en sus valores de velocidad y energía, y viceversa.
Este principio establece que hay un límite en la precisión con que se pueden determinar simultáneamente la posición y el momento de una partícula.
Δx Δp >= h/4π A partir de este principio sólo se habla de valores estadísticos (probabilísticos),
en la rama atómica.
Modelo mecano-cuántico del átomo
Difracción de electrones
Modelo mecano-cuántico del átomo
Basándonos en la hipótesis de De Broglie, podemos concebir al electrón como una partícula que lleva asociada una onda.
Un electrón que se mueve alrededor del núcleo puede considerarse ligado a él y, por tanto, es posible describir su movimiento ondulatorio por una ecuación matemática similar a la de una onda estacionaria, es lo que se llama función de onda Ψ.
En 1926 Schrödinger realiza un tratamiento matemático que le permite estudiar el comportamiento del electrón en el átomo y calcular sus valores energéticos. La ecuación obtenida en forma simbólica es:
De la resolución matemática de la ecuación de Schrödinger surgen unos parámetros que se denominan números cuánticos, que por su analogía con los obtenidos en el modelo de Bohr y sus modificaciones, se simbolizan de la misma manera
Modelo mecano-cuántico del átomo
Números cuánticos:n: número cuántico principal. Indica la energía del orbital. Toma
valores de números entero a partir de 1
l: número cuántico secundario o azimutal. Indica el tipo de orbital que el electrón puede ocupar. Toma valores desde 0 hasta (n-1)
m: número cuántico magnético. Indica las posibles orientaciones espaciales de los orbitales. Toma valores desde –l hasta + l
s: número cuántico de espín. Indica la orientación del minúsculo campo magnético que produce el electrón. Toma valores de - ½ y + ½
Modelo mecano-cuántico del átomo
Orbitales atómicos: Orbital atómico: zona del espacio en donde hay al menos el
90% de probabilidad de encontrar al electrón Este modelo supone al electrón como una nube difusa de carga
distribuida alrededor del núcleo, la densidad de dicha nube será mayor en las zonas donde haya mayor probabilidad de que esté el electrón
El valor del número cuántico l nos da el tipo de orbital:
l = 0 orbital s
l = 1 orbitales p
l= 2 orbitales d
l = 3 orbitales f
Modelo mecano-cuántico del átomo
n l m Orbital
1 0 0 1s
2 01
0-1, 0, +1
2s2py , 2pz, 2px
3 012
0-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
3s3py , 3pz, 3px
3dxy , 3dyz, 3dz2, 3dxz ,
3dx2
-y2
Modelo mecano-cuántico del átomo
Principio de exclusión de Pauli: No pueden existir en un átomo dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
Principio de llenado: los orbitales se llenan de electrones empezando por el de menor energía. Los valores relativos de energía se obtienen al sumar los números (n + l) de forma que cuanto mayor sea esta suma, mayor es la energía del orbital; a igualdad de valores (n + l) entre dos orbitales, tendrá mayor energía el de mayor número n.
Regla de máxima multiplicidad de Hund: Los electrones, al ocupar un subnivel, se colocan de la manera en que su desapareamiento sea mayor, y conservan sus espines paralelos.
En un orbital caben como máximo: s: 2 electrones p: 6 electrones d: 10 electrones f: 14 electrones
Modelo mecano-cuántico del átomo
Regla nemotécnica de Möller para el llenado sucesivo de orbitales de un átomo:
Bibliografía
RODRÍGUEZ CARDONA, A. et al. (2015)Física y Química 1º de Bachillerato. Madrid: Mc Graw Hill
BALLESTERO JADRAQUE, M. y BARRIO GÓMEZ DE AGÜERO, J. (2002) Física y Química 1º de Bachillerato. Navarra: Oxford
BYLIKIN, S. et al. (2014) Chemistry. Great Britain: Oxford