QUÍMICA 4º ESO ESTRUCTURA DE LA MATERIA

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1 QUÍMICA 4º ESO ESTRUCTURA DE LA MATERIA Página 1 de 9 PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS A lo largo del siglo XIX fueron realizándose experimentos que sugerían que el átomo era divisible. La confirmación de que el átomo era divisible vino del estudio de descargas eléctricas en los tubos de vacío, que llevó al descubrimiento de partículas cargadas negativamente (electrones). En 1891Thomson propone entonces el primer modelo de átomo: Los electrones (pequeñas partículas con carga negativa) se encontraban incrustados en una nube de carga positiva. La carga positiva de la nube compensaba exactamente la negativa de los electrones siendo el átomo eléctricamente neutro. Modelo de Rutherford E. Rutherford ( ) E. Rutherford realiza en 1911 un experimento crucial con el que se trataba de comprobar la validez del modelo atómico de Thomson. Un esquema del montaje experimental usado se muestra más abajo: Las partículas alfa (α), procedentes de un material radiactivo, se aceleran y se hacen incidir sobre una lámina de oro muy delgada. Tras atravesar la lámina las partículas α chocan contra una pantalla recubierta interiormente de sulfuro de zinc, produciéndose un chispazo. De esta forma era posible observar si las partículas sufrían alguna desviación al atravesar la lámina. Qué es una partícula a? Las llamadas partículas α son unas partículas muy pequeñas, con carga eléctrica positiva y con una masa veces superior a la del electrón. 1

2 Lámina de oro Fuente de partículas α Cuando las partículas alfa chocan contra el recubrimiento interior se produce un chispazo Recubrimiento interior de sulfuro de zinc. La mayor parte de las partículas atravesaban la lámina de oro sin sufrir ninguna desviación. Muy pocas (una de cada aproximadamente) se desviaba un ángulo mayor de 10 0 (trazo a rayas) En rarísimas ocasiones las partículas α rebotaban (líneas de puntos) Interpretación del experimento de Rutherford. La mayor parte del espacio de un átomo está casi vacío ya que sólo está ocupado por electrones. Toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encuentra en su centro, en un núcleo muy denso y pequeño. La mayoría de las partículas con carga positiva atraviesan el átomo por el espacio desocupado sin experimentar desviaciones. Algunas se acercan a los núcleos y se desvían al ser repelidas por su carga positiva. Sólo unas pocas llegan a acertar en un núcleo y salen despedidas hacia atrás. Así el modelo atómico de Rutherford afirmaba: La carga positiva del átomo está concentrada en un núcleo de tamaño reducido, mientras que la carga negativa, que se mueve alrededor del núcleo, queda distribuida dentro de una esfera cuyo radio es el radio atómico, y en cuyo centro se sitúa el núcleo positivo. Los electrones se mueven describiendo órbitas circulares alrededor del núcleo. El modelo de átomo propuesto por Rutherford mostró pronto algunos inconvenientes teóricos que lo hacían inviable: No daba una explicación satisfactoria a los espectros atómicos. Se llama espectro electromagnético al conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de ondas como los rayos gamma (10 12 m) hasta kilómetros (ondas de radio). Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a la dirección de propagación. La radiación electromagnética viene determinada por su frecuencia υ o por su longitud de onda λ. 2

3 Este fenómeno es debido a que las distintas radiaciones que componen cualquier luz compleja NO se propaga con la misma velocidad al cruzar los diversos medios transparentes (vidrio, agua, etc.) y por lo tanto, se desvían con diferentes ángulos de refracción, lo que ocasiona la separación de las diferentes luces que componen esa luz compleja blanca. Hoy sabemos que el espectro de la luz blanca está formado por una infinidad de colores que nuestros ojos agrupados en serie (y otros que NO vemos) cada uno de los cuales es una radiación electromagnética. Si encerramos en un tubo hidrógeno o helio y sometemos el gas a voltajes elevados, el gas emite luz. Si hacemos pasar esa luz a través de un prisma, los colores que la constituyen se separan dándonos el espectro de la luz analizada. Pronto se concluyó que la emisión de luz podría deberse a que los electrones absorbían energía de la corriente eléctrica y saltaban a órbitas superiores para, a continuación, volver a caer a las órbitas más próximas al núcleo emitiendo el exceso de energía en forma de energía luminosa. Esta interpretación conducía, sin embargo, a afirmar que los espectros deberían de ser continuos, ya que al existir órbitas de cualquier radio (y energía) todos los saltos son posibles. La experiencia, por el contrario, mostraba que los espectros de los átomos son discontinuos. Los espectros de emisión constan de rayas de diversos colores sobre un fondo negro (ver imagen). Espectro continuo. Se observan todos los colores que el ojo puede percibir. Espectros de emisión de H (arriba) y del He (abajo). No son continuos. Constan de rayas de diversos colores separadas por amplias zonas negras en las que no se observa luz. 3

4 Todos los cuerpos no tienen el mismo espectro de emisión. Esto es, hay cuerpos que emiten en el infrarrojo, por ejemplo, y otros cuerpos no. Igualmente, si una luz continua atraviesa una sustancia, ésta absorbe unas determinadas radiaciones que aparecen como rayas negras en el fondo continuo (espectro de absorción). En realidad, cada uno de los elementos químicos tiene su propio espectro de emisión. Y esto sirve para identificarlo. El inicio de la Física Cuántica. Modelo atómico de Bohr (1913) Con el fin de resolver los problemas acumulados sobre el modelo de átomo de Rutherford, y para explicar el espectro del átomo de hidrógeno, Niels Bohr propone en 1913 un nuevo modelo atómico sustentado en tres postulados: 1. Cualquiera que sea la órbita descrita por un electrón, éste no emite energía. A cada órbita le corresponde una energía, tanto mayor, cuanto más alejada se encuentre del núcleo. 2. No todas las órbitas son posibles. Sólo pueden existir aquellas órbitas que tengan ciertos valores de energía, dados por el número cuántico principal, n. Solamente son posibles las órbitas para las cuales el número cuántico principal (n) toma valores enteros: n = 1, 2, 3, Cuando los átomos absorben energía, sus electrones pasan a niveles Niels Bohr ( ) superiores de energía. La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de energía E 2, a otra inferior, de energía E 1, se emite en forma de luz. La frecuencia (f ) de la luz viene dada por la expresión: E2 E1= hf h (constante de Planck) = 6, J.s Las distintas frecuencias de una serie espectral (espectro de emisión) son debidas a los saltos de los electrones (transacciones electrónicas) que retornan a un determinado nivel de energía desde otro nivel superior. Interpretación del átomo de hidrógeno Las rayas de colores del espectro de emisión visible del hidrógeno corresponden a las transiciones de los electrones excitados que retornan al nivel n = 2. Se conoce como la serie de Balmer. Por ejemplo, la raya de color rojo corresponde a la transición de n = 3 a n = 2, y la de color azul, a la transición de n = 4 a n = 2. Si los electrones pasan al nivel más bajo, n = 1, las diferencias de energía son mayores y, por tanto, también lo son las frecuencias. En este caso las rayas del espectro aparecen en la zona del ultravioleta y no son visibles. La serie espectral correspondiente a estas rayas se denomina serie de Lyman Si los electrones pasan al nivel n = 3, como las diferencias entre los niveles de energía son menores, las frecuencias también lo son. Las rayas del espectro aparecen en la zona del infrarrojo La serie espectral se denomina serie de Parchen. 4

5 Las series correspondientes a los niveles 4 y 5 se denominan series de Brackett y de Pfundt, respectivamente. Sus nombres hacen referencia a sus descubridores. Los cálculos basados en los postulados de Bohr daban excelentes resultados a la hora de interpretar el espectro del átomo de hidrógeno, pero no puede explicar los espectros de átomos con mayor número de electrones. EL MODELO CUÁNTICO El modelo de Bohr explicaba el espectro del átomo de hidrógeno, pero no el de otros elementos y contradecía algunas leyes de la Física clásica. En la década de 1920, una nueva generación de físicos (Schrödinger, Heisenberg, Dirac ) elaborarán una nueva física, la Física Cuántica, destinada a la descripción de los átomos, que supuso una ruptura con la física existente hasta entonces. El modelo cuántico se basa en dos principios: Dualidad onda-partícula. Hipótesis de De Broglie Principio de incertidumbre de Heisenberg Hipótesis de De Broglie Modelo atómico de Bohr (1913) Fuente: Wikimedia Commons Una partícula de masa m que se mueva a una velocidad v puede, en condiciones experimentales adecuadas, presentarse y comportarse como una onda de longitud de onda,λ. 5

6 Principio de incertidumbre de Heisenberg En 1927, el físico alemán Werner Heisenberg enunciaría el (fundamental) principio de indeterminación según el cual, es imposible conocer a la vez y con precisión la posición y la velocidad de un electrón en el átomo. Por lo tanto, para salvar el inconveniente marcado por la indeterminación de Heisenberg, se hizo necesario comenzar a hablar de probabilidad de hallar un electrón en una zona del espacio determinada. Dado que NO es posible hablar de la localización exacta de los electrones, y solo de probabilidades de hallarlo, a esa zonas del espacio donde la probabilidad de hallar al electrón es máxima (95%), se la denominó ORBITAL. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad sombreada indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica. La forma geométrica (tridimensional) de los orbitales atómicos depende, precisamente, de los valores de tres números cuánticos (n, l, ml). Fué Schrödinger quien determinó sus valores y estableció un nuevo modelo para el átomo. Descripción mecánico-cuántica del átomo: orbitales y números cuánticos. Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía ( orbitales atómicos). El modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, I y ml. A continuación vemos las características de estos números: Número cuántico principal n Toma valores enteros: 1, 2, 3... A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica. A mayor n el electrón tiene mayor energía. Número cuántico del momento angular l Depende de n y toma valores enteros de O a (n-1). Así para n=1 sólo hay un valor posible O. Para n=2 hay dos valores de l, (0 y 1). Para n=3 hay tres valores posibles: 0, 1 y 2. Determina que haya subniveles de energía dentro de cada nivel energético. Generalmente el valor de l se representa por una letra en vez de por su valor numérico: Definen la forma del orbital. 6

7 Orbital tipo s El orbital s tiene simetría esférica. Orbital tipo p La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo y con un nodo en él. Hay tres tipos de orbitales p que difieren en su orientación. Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal. Orbital tipo d Su forma es de cuatro lóbulos con 5 diferentes orientaciones en el espacio. 7

8 El número cuántico magnético ml El valor del número cuántico magnético depende de l. Toma valores enteros entre -l y l, incluyendo al O. Describe la orientación del orbital en el espacio y el número de orbitales de cada subnivel. Veamos los diferentes orbitales que podemos tener para n=3. Tendremos entonces tres valores de l: 0,1 y 2. Los valores de ml para cada valor de l se compilan en la tabla siguiente: (los orbitales que comparten los valores de n y l se dicen que pertenecen al mismo subnivel y todos los orbitales con el mismo n formarían un nivel) El número cuántico de espin y el principio de exclusión de Pauli Los experimentos con los espectros de emisión de los átomos de sodio e hidrógeno indican que las líneas del espectro se pueden separar por la aplicación de un campo magnético externo obteniéndose para cada línea dos muy próximas. Se consideró entonces que los electrones pueden girar en dos sentidos (como las agujas del reloj ó en el sentido contrario a las agujas del reloj) y se introdujo un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín electrónico, ms, que toma dos valores: + 1/2 ó 1/2. El principio de exclusión de Pauli establece que un orbital atómico podrá estar ocupado como mucho por dos electrones que tengan valores de ms opuestos. Seguidamente se especifican los electrones que puede haber como máximo en cada subnivel: l Letra Max. e 0 s 2 1 p 6 2 d 10 3 f 14 8

9 Configuración electrónica Es la forma de distribuir los electrones en los distintos estados de energía disponibles teniendo en cuenta que: Los electrones ocupan los orbitales atómicos de energía más baja disponible. Todos los orbitales que pertenecen a un mismo subnivel tienen la misma energía. El orden creciente de energía de los subniveles se conoce mediante los espectros atómicos. Para recordar el orden de energía (de menor a mayor) se recurre al llamado diagrama de Möeller: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p Orden de energía creciente: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,7s, 5f, 6d, 7p... 4f Con todos estos datos la configuración electrónica de un átomo (esto es, la distribución de sus electrones entre los estados de energía posibles) se obtiene siguiendo las siguientes normas: Para obtener la configuración electrónica de un átomo: 1. Considerar el número de electrones que se deben distribuir. Recordar que el número de electrones en un átomo neutro viene dado por el número atómico Z. 2. Los electrones se van distribuyendo entre los estados de energía posibles llenando primero los de menor energía. Cuando un nivel se complete, pasar al siguiente (recordar el principio de exclusión y para establecer el orden de llenado usar el diagrama de Möeller). S Z = 16 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 4 Ar Z = 18 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 Ejemplos A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia. 9