MODELOS ATÓMICOS y TABLA PERIÓDICA

Transcripción

1 FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES IZTACALA, UNAM MODELOS ATÓMICOS y TABLA PERIÓDICA MODELOS FISICOQUÍMICOS BIOLOGÍA

2 MATERIA UNIVERSO ENERGÍA SUSTANCIAS PURAS MEZCLAS ELEMENTOS COMPUESTOS HOMOGENEAS HETEROGENEAS ÁTOMOS INORGÁNICOS ORGÁNICOS

3 Estructura atómica Concepto de átomo Leucipo y Demócrito Filósofos griegos, primeros en proponer el nombre de átomo (a tomo, sin división) para describir a la porción más pequeña de la materia. Átomo Define a la partícula más pequeña de un elemento, que posee las propiedades de dicho elemento, que puede sufrir cambios (ganar o perder electrones), y que no podemos separar por métodos químicos ordinarios.

4 Teorías atómicas John Dalton ( ). Los átomos son: 1) Partículas más pequeñas de los elementos. 2) Idénticos entre sí, y tienen las mismas propiedades físicas y químicas. 3) Diferentes a los de cualquier otro elemento. 4) Indivisibles durante los procesos químicos, sólo cambia su agrupación. 5) Partículas que cuando se combinan, lo hacen en proporciones de números enteros: 1/1,1/2,1/3,2/3. Ejemplo, en el agua hay 2 átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno.

5 Limitaciones del modelo de Dalton No contempla una explicación al comportamiento eléctrico de la materia. Cuando una corriente eléctrica atraviesa un líquido, en los electrodos hay testimonios de transformaciones químicas. La electrólisis del agua origina hidrógeno y oxígeno. Michael Faraday estudió la electrólisis, pudiendo observar que la masa de un elemento depositada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que pasa a través del líquido, y a la masa atómica del elemento dividida por un número entero pequeño. Tales observaciones llevaron a establecer las leyes electrolíticas de Faraday.

6 Modelo Atómico de Thomson Considera al átomo como una esfera indefinida de carga positiva en la que están incrustados y distribuidos de manera uniforme los electrones; el número de electrones de los átomos de cada elemento era diferente, sin embargo, en todos los átomos, la suma de las cargas negativas debía ser igual a la carga positiva de la esfera, de esta manera podía mantenerse el equilibrio eléctrico y explicar la naturaleza eléctrica neutra de los átomos.

7 RAYOS CATÓDICOS La luminosidad producida por los rayos catódicos siempre se produce en la pared del tubo situada frente al cátodo. Los rayos catódicos hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria. Los rayos catódicos son desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos. Frente a un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva.

8 Limitaciones del modelo de Thomson La consideración de la porción positiva del átomo, al suponerla como una esfera indefinida cargada eléctricamente, no era convincente. La evidencia más importante ante la cual sucumbió el modelo, fue el conocimiento de la desintegración espontánea de una sustancia, los fenómenos radioactivos.

9 Radiactividad Pierre y Marie Curie retoman la investigación de Becquerel y encuentran que la pechblenda (compuesto de uranio) emitía mayor radiación que otros minerales del uranio. Al aislar el uranio de la pechblenda, encontraron otras sustancias que producían radiaciones aún más intensas y descubrieron dos nuevos elementos: Polonio y Radio. Los átomos de ciertos elementos se transforman, a veces por sí solos, en átomos de elementos diferentes y esta transformación ocurre con la emisión de partículas cargadas a velocidades muy altas. Los átomos que se comportan de esta forma se llaman átomos radioactivos, los átomos de uranio se dividen, originando átomos de torio y partículas alfa.

10 Modelo atómico de Rutherford El átomo tiene un núcleo central denso y cargado positivamente y los electrones giran alrededor del núcleo, describen diferentes trayectorias como en un sistema planetario. La región extranuclear, que abarca el total del volumen atómico, contiene a los electrones, en tanto que en el núcleo se concentra la masa del átomo. Puesto que cada protón tiene una carga +1, la carga total del núcleo será igual al número de protones que contenga; por ejemplo, el núcleo del oxígeno contiene 8 protones, su carga será +8, sin importar el número de neutrones que contenga. El modelo explica el equilibrio eléctrico que existe en un átomo

11 La energía y un nuevo modelo atómico Planck propuso que la energía de la emisión luminosa no era continua, que se constituía de átomos de luz, cuántos o fotones. La cantidad de energía de un rayo de luz depende de la frecuencia con la que el fotón vibra y del número de fotones asociados a dicha radiación. Esta frecuencia se calcula dividiendo la velocidad de la luz entre la longitud de onda. La constante de proporcionalidad es la constante de Planck, cuyo valor es de 6.63 x J/s. Einstein postuló que la energía es función de la masa y de la velocidad de la luz y que según la fórmula siguiente se calcula la energía de una partícula. E = mc 2

12 Modelo atómico de Niels Bohr 1) Los electrones de un átomo tienen una energía restringida y están situados en órbitas llamadas niveles de energía. 2) Cuando los electrones están acomodados en los niveles de energía más bajos, se dice que están en estado estacionario (estado basal). 3) Cuando un electrón pasa a un nivel más elevado, absorbe energía y alcanza lo que se llama un estado excitado. 4) Si un electrón pasa a un nivel más bajo libera un cuanto de energía o fotón.

13 Átomo de hidrógeno según Bohr, mostrando la carga y masa del protón (Q,m p ), electrón (me,qe), las fuerzas: eléctrica (Fe), centrífuga (Fc) y la velocidad del electrón (v). F c m e q e m p Q F e v

14 Limitaciones al modelo atómico de Niels Bohr Espectros atómicos de algunos elementos El modelo respondía a los datos experimentales del átomo de hidrógeno, sin embargo, al tratar de aplicarlo a otros átomos, el modelo falló en la predicción de las líneas espectrales que debían emitirse. El error consistió en considerar que la energía de los electrones estaba definida exclusivamente por la distancia que los separaba del núcleo y no considerar que la vecindad de otras cargas negativas influía en el contenido energético de los electrones.

15 Energía que porta un fotón E = h h (constante de Planck) = 6.63 x erg s = frecuencia de la radiación = c/ C = velocidad de la luz = longitud de onda; por lo tanto E = h c/

16 Ejemplo El color azul que se emite en los fuegos artificiales se logra agregando la sal CuCl, a la mezcla explosiva de la bengala, que al explotar alcanza una temperatura de 1200 C. Esta sal, por la presencia de Cu, emite una línea intensa azul cuando es excitado por la llama y posee una longitud de onda de 450 nm. Cuál será el valor del quantum de energía liberada en forma de emisión por esta sal?. R: El quantum de energía se puede calcular mediante E = h, y la frecuencia se calcula como: = c = 2, m/s = 6, s m Entonces, para el quantum de energía liberada por cada átomo se tiene que: E = h = (6, J.s) (6, s -1 ) = 4, J/Fotón Este resultado afirma que una muestra de 1 átomo de Cu que emite luz a 450 nm, solo pierde energía en incrementos de 4, J/átomo

17 Teoría dual de la materia: Luis Broglie Propone que al igual que la luz, la materia actúa tanto en forma de partícula como de onda y también, que la materia en movimiento actúa como onda. La luz es una onda electromagnética, formada por campos eléctricos (E) y magnéticos (M) variables, mutuamente perpendiculares a la dirección del desplazamiento de la onda (Maxwell). y z M Efecto fotoeléctrico. Si se hace incidir un haz de luz en una placa metálica, se produce energía eléctrica, pues la energía luminosa provoca que se muevan los electrones (Einstein). E x

18 Heisenberg : Principio de incertidumbre. Establece que no hay un método para medir simultáneamente la posición y velocidad del electrón, es decir, es imposible especificar las trayectorias de los electrones en los átomos. Erwin Schröedinger Propone la ecuación función de onda, que relaciona las propiedades ondulatorias del electrón, su energía y posición. También describe la zona probable en la que podemos encontrar al electrón, llamada REEMPE. Región espacio energética de mayor probabilidad electrónica. Estos postulados dan origen a los números cuánticos, los cuales nos determinan la posición de los electrones en el átomo

19 Qué es la vida? En 1944 Schrödinger publicó What is life? Tuvó gran influencia sobre el desarrollo posterior de la Biología, y aportó dos ideas fundamentales: a) Que la vida no es ajena ni se opone a las leyes de la termodinámica, sino que los sistemas biológicos conservan o amplían su complejidad exportando la entropía que producen sus procesos. b) Que la química de la herencia biológica, en un momento en que no estaba clara su dependencia de ácidos nucleicos o proteínas, debe basarse en un cristal aperiódico, contrastando la periodicidad exigida a un cristal, con la necesidad de una secuencia informativa. Erwin Rudolf Josef Alexander Schrödinger ( ) Según las memorias de James Watson, DNA, The Secret of Life, el libro de Schrödinger le inspiró a investigar los genes, lo que le llevó al descubrimiento de la estructura de doble hélice del ADN.

20 Modelo de Schröedinger Schröedinger considera en su modelo la conservación de la energía expresada en una ecuación, que toma la idea de De Broglie de ondas materiales: 2 HU HV La solución de éste modelo atómico matemático, considera a los números cuánticos (n, l y m), que definen, respectivamente, el número de nodos totales, el número de nodos angulares y el número de orientaciones posibles de un orbital. Esos tres números cuánticos fueron complementados con el número cuántico de spin s, mediante el trabajo de Pauli, quien formuló el principio de exclusión, que indica que en un mismo orbital de un mismo átomo, dos electrones sólo pueden coexistir si tienen espines diferentes. Los espines toman solamente dos valores: + ½ y - ½

21 MODELO CUÁNTICO DEL ÁTOMO De Broglie M. Plank N. Bohr W. K. Heisenberg Energía cuántica Orbitas fijas Dualidad onda-partícula Principio de Incertidumbre Ecuación de E. Schrödinger NÚMEROS CUANTICOS n l m s

22 Números cuánticos Describen la distribución de los electrones en un átomo. Número cuántico principal (n): Define los niveles de energía, sus valores son números enteros positivos: n =1...7 Número cuántico secundario o azimutal (l): Define el subnivel de energía de los orbitales. Sus valores dependen de n y van desde 0 hasta n-1. Cuando l = 0 el tipo de orbital es s y su forma es esférica Cuando l = 1 el tipo de orbital es p y su forma es de hélice Cuando l = 2 el tipo de órbita es d y su forma es de roseta Cuando l = 3 el tipo de órbita es f y su forma es indefinida

23 REPRESENTACIÓN GRÁFICA DE LOS ORBITALES ATÓMICOS

24 NÚMEROS CUÁNTICOS NÚMERO CUÁNTICO SÍMBOLO CARACTERÍSTICA DEL ELECTRÓN VALORES PROBABLES Principal Secundario Magnético n l m Tamaño de la nube electrónica 1,2,3,4,... Forma de la nube electrónica 0 hasta n-1 Orientación de la nube en el espacio -l a +l Spin s Dirección del giro o rotación del electrón sobre su eje + ½, -½

25 Principio de Aufbau Edificación progresiva es la ocupación de los subniveles electrónicos en orden creciente de energía. El avance es en líneas diagonales, dirigidas hacia abajo y hacia la izquierda, que es el mismo orden en que crece la energía.

26 Principio de exclusión de Pauli En un mismo átomo, no puede haber dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales Principio de máxima multiplicidad o Regla de Hund Los electrones se distribuyen de manera que resulte el mayor número de electrones no apareados; es decir, en orbitales de la misma energía se ubicará primero un solo electrón, y después entrarán los siguientes electrones con spin contrario.

27 Configuración electrónica del sodio, mostrando los subniveles de energía: 11Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 El último electrón es el electrón de valencia

28 Nivel y subniveles de energía Energías relativas de niveles y subniveles. Cada cuadrado representa un subnivel y contiene como máximo 2 electrones, quedando: 2 electrones para los subniveles s 6 electrones para los subniveles p 10 electrones para los subniveles d 14 electrones para los subniveles f Los subniveles s tienen menor energía que los d del nivel anterior (4s tiene menor energía que 3d), una vez completado el nivel se invierten los subniveles quedando con menor energía el subnivel d.

29 Ejemplos: Configuración electrónica Berilio 4 Be: 1s 2 2s 2 Boro 5B: 1s 2 2s 2 2px 1 e - diferencial Carbono 6 C: 1s 2 2s 2 2p X1 2py 1 e - diferencial Diagrama de orbitales del boro 5B: e - diferencial 1s 2 2s 2 2p X 1 Electrón diferencial Es el último electrón de la configuración electrónica, conforme al principio de Aufbau, el cual diferencia a un elemento del elemento precedente

30 Carbono 6C Valor de los número cuánticos: n = 2 l = 1 m = 0 s = - ½ En el diagrama de orbitales para este elemento 6C: 1s 2 2s 2 2p X1 2p X1 e diferencial Se aplica para el llenado el Principio de máxima multiplicidad o Regla de Hund en orbitales de la misma energía se ubicará primero un solo electrón, y después entrarán los siguientes electrones con spin contrario.

31 Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos n l m l Nº de orbitales Designación de los orbitales atómicos s s p x 2p y 2p z s p x 3p y 3p z d xy 3d yz 3d xz 3d x2 3d z s -y p x 4p y 4p z d xy 4d yz 4d xz 4d x2 4d z y2 4f

32 Masa atómica M Notación para los elementos Número atómico Z Isótopos del Neón Esquema del átomo