QUÍMICA 2º BACH. TEMA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA.

Transcripción

1 Modelos atómicos QUÍMICA 2º BACH. TEMA 1. ESTRUCTURA ATÓMICA. 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 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 Símbolo Carga eléctrica Masa (u) Electrón e /1840 Protón P Neutrón n 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

2 Los isótopos se representan mediante la siguiente notación: Número másico (A) = (Z) Número de protones + (N) Número de neutrones 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 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. Menor frecuencia Mayor longitud de onda Ondas de radio Microondas f Infrarrojo Luz visible Rojo Naranja Amarillo Verde Azul Violeta λ Ultravioleta Mayor frecuencia Rayos X Menor longitud de onda Rayos γ 2

3 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

4 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 la aparición de los espectros atómicos de absorción y emisión. Absorción Radiación absorbida de energía E=h f Órbita mas externa (nivel energético superior) E final Órbita mas interna (nivel energético inferior) E inicial Núcleo n=3 n=2 (mayor energía) 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=e final -E inicial Emisión Radiación emitida de energía E=h f Órbita mas externa (nivel energético superior) E inicial Órbita mas interna (nivel energético inferior) E final Núcleo n=3 n=2 (mayor energía) 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=e final -E inicial 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

5 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: λ h=6, Constante de Planck = h m v 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 encuentra el electrón en cada momento, pero si la del espacio probabilidad se 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 organizan en niveles energéticos. Para designar el nivel energético se utiliza la letra n o número cuántico principal, que puede tomar valores enteros n=1,2,3,... Dentro de cada nivel energético hay n 2 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 l=0 se trata de un subnivel tipo s. Si l=1 se trata de un subnivel tipo p. Si l=2 se trata de un subnivel tipo d. Si l=3 se trata de un subnivel tipo 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

6 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

7 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 2n 2 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 s Números cuánticos 0 0-1/2 (3, 0, 0, -1/2) +1/2 (3, 0, 0, +1/2) -1-1/2 (3,-1,-1, -1/2) +1/2 (3, 1,-1, +1/2) 1 0-1/2 (3, 1, 0, -1/2) +1/2 (3, 1, 0, +1/2) +1-1/2 (3, 1,+1, -1/2) +1/2 (3, 1,+1, +1/2) /2 (3, 1,-2, -1/2) +1/2 (3, 2,-2, +1/2) -1-1/2 (3, 2,-1, -1/2) +1/2 (3, 2,-1, +1/2) 2 0-1/2 (3, 2, 0, -1/2) +1/2 (3, 2, 0, +1/2) +1-1/2 (3, 2,+1, -1/2) +1/2 (3, 2,+1, +1/2) +2-1/2 (3, 2,+2, -1/2) +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

8 Configuración electrónica Diagrama de Möller 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 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 configuración electrónica de cualquier átomo. para determinar la Hay que tener en cuenta: En el subnivel s hay un solo orbital. En el subnivel p hay tres orbitales: p x p y p z En el subnivel d hay cinco orbitales: dxy dxz dyz dx 2 -y 2 dz 2 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) 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 3 2p x 2p y 2p z 8

9 Escribe la configuración electrónica del Na(z=11) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 2p x 2p y 2p z Escribe la configuración electrónica del Fe(z=26) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 2p x 2p y 2p z 3p x 3p y 3p z 3d 3d 3d 3d 3d Hemos escrito las configuraciones electrónicas por orden de llenado, también se pueden escribir por capas. N(z=7) 1s 2 2s 2 p 3 Na(z=11) 1s 2 2s 2 p 6 3s 1 Fe(z=26) 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 6 4s 2 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: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Si el electrón del orbital 4s es convenientemente excitado puede saltar al orbital 5s quedando su configuración electrónica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 5s 1 9