QUÍMICA GENERAL

La Estructura Atómica

Por:

Arelis Michinel

Origen de la Química¿Qué es la Química?

Ciencia que estudia la constitución, estructura y propiedades de la materia, las leyes que regulan las transformaciones de unos cuerpos en otros.

Origen:

- Época posterior al fuego: desde un principio el hombre primitivo tubo interés por los metales, el más antiguo es el oro (7000 años), era de gran manejabilidad, solo era necesario fundirlo. En ocasiones se encontraba unido a la plata y al fundirlos se obtenía una aleación.

Origen de la Química

- Edad de bronce: se remonta a 4000 a.C. Fueron los fenicios los que se distinguieron por el trabajo en bronce. Adquirieron fama por su maestría en la fabricación de armas, con las que comercializaban.

- Edad de hierro: ocurre unos 1200 a.c. Que fue considerado un metal precioso en sus orígenes. Debido a la dificultad que representaba su obtención y su gran resistencia. Luego se descubre el acero que se utilizó en la fabricación de armas.

La civilización egipcia fue la de mayor conocimiento de la época y llegaron a trabajar la materia, fabricando: Vidrio, colorantes (telas), cosméticos, jabón, perfumes, multitud de medicamentos, etc.

El átomo como unidad fundamental de la materia

Modelo de Thomson Modelo de Rutherford

Físico Británico

Fecha: 1910Teoría: Distribución de las cargas eléctricas en el interior del átomo.

Experimento: Basado en un experimento de rayos catódicos; Irradio con partículas alfa () una finísima lamina de oro ( 10-

6cm. Al atravesar el metal, sufrían pequeñas desviaciones respecto a su desviación original, puestas de manifiesto a través de una placa fotográfica.

Conclusión: El átomo podía considerarse como una pequeña esfera de electricidad positiva, dada la elevada masa de protones, en la que se encontraban incrustados los electrones(de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel) de masa insignificante y con carga negativa, en número suficiente para neutralizar a la carga positiva.

Físico Neolandes

Fecha: 1911 (Hans Geicer y Ernest Marsden colaboradores de Rutherford)

Teoría: El átomo Nuclear

Experimento: similar al experimento de Thomson, pero observó que la mayoría de las partículas atravesaban estas láminas sin perder velocidad ni sufrir desviaciones apreciables, Pero notó aprox. Una de cada millón de partículas era desviada en un ángulo mayor de 90° y que otras rebotaban en el metal y volvían hacia atrás.

Conclusión:•Un núcleo central que contiene los protones y neutrones.•Una corteza, formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo en orbitas circulares.

Continuación…

Modelo de Thomson Modelo de Rutherford

Insuficiencias del modelo de Thomson: La suposición de una esfera vaga e indefinida de electricidad positiva no era satisfactoria.

Dicho modelo fue superado tras el experimento de Rutherford, cuando se descubrió el núcleo del átomo. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.

Insuficiencias del modelo de Rutherford: 1. Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve./ 2. No explicaba los espectros atómicos.

ExperimentosModelo de Thomson Modelo de Rutherford

Tubo de rayos catódicos con un campo eléctrico perpendicular a la dirección de los rayos catódicos y a un campo magnético externo. Los rayos catódicos alcanzan el punto A, en presencia de un campo magnético; en el punto C, en presencia de n campo eléctrico; y en el punto B, cuando no hay campos externos presentes.

a) Diseño experimental de Rutherford para medir la dispersión de las partículas causada por una lámina de oro. / b) Modelo amplificado de la trayectoria de las partícula al atravesar o ser desviadas por los núcleos.

ÁnodoCátodo

Alto voltaje

Pantalla fluorescente

Lamina de oro

Emisor de partículas

RanuraPantalla de

detección

(a) (b)

TEORÍA CUÁNTICA DE RADIACIÓN

Modelo de Bohr

Fecha: 1913

Teoría: Principios fundamentales de la teoría de los cuantos.

Conclusiones:Bohr, como Rutherford admite:•La existencia del núcleo atómico central.•La corona electronica, cuya masa es despreciable.•Entre el núcleo y la corona hay conexión electrónica.

Y propuso ademasque:•Los electrones giran en orbitas fijas y definidas. Están a distancias determinadas del núcleo. •A cada órbita le corresponde una determinada cantidad de energía, la cual es la suma de la energía potencial y cinética.

•El electrón no consume ni libera energía.•A la órbita más cercana al núcleo (k), le corresponde el menor nivel de energía.

La teoría de Bohr significó la fundación de la mecánica cuántica.

La Teoría Actual del ÁtomoRelación de De Broglie Principio de Heisemberg

Físico Francés.

Fecha: 1924

Tesis: Basándose en la naturaleza Onda-corpúsculo para la luz, sugirió que al ser la naturaleza simétrica, la materia también debía tener esa dualidad.

Hipótesis: toda partícula material en movimiento tenía una onda asociada, a la que denominó Onda de Materia, cuya longitud tendría la misma ecuación aplicable a la luz. El electrón es simultaneamente onda y partícula.

Validez: Los físicos Davisso, Paget Thomson demostraron que las láminas metálicas difractaban los electrones exactamente igual que difractaban un haz de rayos X, , y que la longitud de onda de un haz de electrones cumple la ecuación propuesta por De Broglie. La dualidad onda-corpúsculo es general para todos los cuerpos.

Físico Alemán.

Fecha: 1927.

Teoría: Principio de incertidumbre.

Experimento: Sistema matemático al cual llamó: Mecánica matricial.

Postulado: Es imposible realizar una determinación exacta de la posición y el momento lineal (masa velocidad) de una partícula con absoluta certeza. Por lo cual, cabe pensar solamente en la probabilidad de encontrar el electrón en una posición determinada.

Ecuación de Schrodinger Concepto moderno del Átomo

Físico Austriaco.

Fecha: 1926

Modelo: Modificó el modelo atómico de Bohr introduciendo las propiedades ondulatorias que posee el electrón. Con esta idea comprendió que el electrón no vulneraba las leyes de Maxwell y obtuvo una ecuación matemática, ecuación de onda: en la que las órbitas planetarias se sustituyen por zonas del espacio, alrededor del núcleo, donde es mayor la probabilidad de encontrar un electrón en un determinado subnivel (Orbitales atómicos)

Teoría Atómica Moderna ó Teoría Cuántica: Son las leyes que van a determinar la posible posición de un electrón, así como conocer los 4 números cuánticos de ellos( s, p, d, f ), y las características de ellos y la forma en que va a estar estructurado el átomo.

La Teoría Actual del Átomo

Mecánica cuántica

Números CuánticosNumero cuántico principal (n)El Número cuántico del modelo angular ()El Número cuántico magnético (m)El Número cuántico del “Spin” (s)

Orden de ocupación de los subniveles de energía electrónico

s p d f

K (2)

L (8)

M (18)

N (32)

O (50)

P (72)

Q (98)

Configuración electrónica

1s1

Expresa el número cuántico principal n

Expresa el número cuántico del momento

angular (ℓ)

Expresa el número de electrones en el orbital o

subnivel

Principio de exclusión de Pauli

Configuraciones electrónicas de los átomos polielectrónicos:

No es posible que dos electrones de un átomo tenga los mismos cuatro números cuánticos. En otras palabras , solo dos electrones pueden coexistir en el mismo orbital atómico.

He:

1s2

Wolfgang Pauli (1900 – 1958). Físico austriaco y uno de los fundadores de la mecánica cuántica. Pauli recibió el Premio Nobel de Física en 1945)

Regla de Hund

La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de spines paralelos.

O:

1s1 2s2 2p4

Frederick Hund (1896 – 1997). Fisico Alemán que trabajo principalmente en la mecánica cuántica

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS.

Para establecer la configuración electrónica en niveles de energía (orbitales o capas) conviene recordar las llamadas Reglas de Bohr y Bury, que dan una distribución aproximada. Dichas reglas dicen :

El número máximo de electrones en cada Nivel de Energía (K, L, M, N, O, P, Q,) viene dada por la expresión 2n2, donde n representa al número cuántico principal. De acuerdo con esta regla los valores máximos de electrones son los siguientes:

K(2); L(8); M(18); N(32); O(50); P(72)

2) Para un determinado átomo el nivel exterior de energía máxima no puede contener más de ocho electrones, ni el penúltimo más de dieciocho electrones.

3) Un nivel exterior no puede contener más de dos electrones si el penúltimo no ha alcanzado el máximo de acuerdo con la primera regla o dieciocho según la regla dos.

4) El penúltimo nivel no puede contener más de nueve electrones si el anterior a él (antepenúltimo) no se ha completado de acuerdo a la regla uno.

5) Cuando aparezca la distribución electrónica 17 y 2 para los niveles más externos, debe escribirse e: lugar de ella 18 y 1 que resulta más estable

CONTINUACIÓN…

Distribución atómica del potasio (K) en niveles y subniveles

K L M N

Niveles principales 2 8 8 1

Subniveles 1s1 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Unidad 2: Propiedades Periódicas

Por

Arelis Michinel

Científicos que consolidaron la actual ley periódica

Los primeros sistemas modernos de clasificación se basaron en Relacionar las propiedades químicas con los pesos atómicos de los elementos

Johann W. Dobeneiner John Newlands Dimitri Mendeleiev y Lotear Meyer

Químico Alemán

Fecha: inicios del siglo XIX (1800).

Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares al ser ordenados en cuanto a su peso atómico, mostrando incrementos aproximadamente constantes. Estos grupos constaban de tres elementos llamados triadas.Químico Alemán

Químico Inglés

Fecha: 1864

Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas (de manera análoga a las notas en la escala musical), en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

Dimitri Mendeleiev: Químico RusoLothar Meyer: Químico Alemán

Fecha: 1869

Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.

Mosley (1913): Físico Inglés. Encontró que el número atómico aumenta en el mismo orden que la masa atómica

ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos.

Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

Propiedades Metales No metales Metaloides

Químicas: poseen propiedades intermedias entre Metales y No metales.

Son ocho (8) elementos: Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Telurio (Te), Polonio (Po), Astato (At)

Reacción con agua

Generación de iones

Bases (OH-)

Positivos / pierden e-

Ácidos H+)

Negativos / ganan e-

Físicas:

Apariencia

Conductividad eléctrica y térmica

Deformación y ruptura de los sólidos

Energía de ionización

Estado físico

Brillante

Buenos Conductores

Se laminan en hojas, Pueden deformarse.

Baja.

Casi todos son sólidos

Opaca

Malos / Buenos Aislantes

Quebradizos, se rompen fácilmente.

Alta.

Sólido, líquidos y gaseoso

Organización de la tabla periódica

Organización de la tabla periódica

Sistema periódico actual: Consta de 7 períodos y 18 columnas

Representativos Transición Tierras raras

Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

Metales de transición situados en las columnas 3 a 12 (10 grupos).

Son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.

su configuración electrónica termina en f-s.

En el período 6: 14 elementos (58 a 71) con propiedades físicas y químicas prácticamente iguales y que por no tener cabida en la tabla se colocan fuera de ella. Suelen llamárseles Lantánidos (por el lantano) En el séptimo período (7). Los elementos con número atómico 90 a 103, reciben el nombre de Actínidos.

Gases Nobles o inertes: Con la excepción de Helio, Tienen configuraciones electrónicas en el mayor nivel de energía , representado por s2p6 el cual es considerado como un nivel completo. Son muy estables (muy poco reactivos) y poseen un de ebullición bajo, además son incoloros, inodoros e insípidos.

COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA

Radio atómico:  Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).

El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia

Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y disminuye con el período.

COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA

Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el período.

Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES

PERIÓDICAS