Tema 2. Estructura de La Materia

 

 

ESTRUCTURA DE LA MATERIA

1.  2.  3.  4. 

Conceptos generales Modelos atómicos. Teoría cuántica. Fundamentos. Números cuánticos.

5.  Distribución de los electrones en el átomo: configuraciones electrónicas

ÁTOMO: Es la parte más pequeña de la materia que puede intervenir en un proceso químico (o bien es la parte más pequeña en que se puede dividir un elemento por métodos químicos ordinarios.) Término Término introducido por Demócrito de Abdera en en el s IV aC, y recuperado recuperado por por  John Dalton en 1803 al elaborar su teoría atómica: -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 co correspondientes rrespondientes 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

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES: experiencias realizadas por distintos científicos a lo largo del siglo XIX, demostraron que los átomos si son divisibles, aunque si se rompen, deja de tener las propiedades que le caracterizan. Las partículas que se encontraron fueron:

-  -  - 

electrón: muy ligeras y de carga eléctrica negativa (constituyen la unidad de carga eléctrica). Se encuentra en la zona más externa del átomo: corteza  protón: la misma carga que el electrón pero de signo opuesto. Su masa es muy superior a la del electrón. Se halla en una zona central llamada núcleo  neutrón: masa similar a la del protón. Sin carga eléctrica. Se halla junto al protón, en el núcleo.

NÚMERO ATÓMICO (Z): nº de protones que hay en el núcleo. Es identificativo de un átomo. Si el átomo se halla en estado neutro, coincide con el nº de electrones.

NÚMERO MÁSICO (A): suma de protones y neutrones que conforman el núcleo

Para representar un átomo, se coloca su A en la parte superior izquierda de su símbolo, y en la inferior izquierda, su Z. Ejemplo , sodio, Z=11 y A=23

 

Isótopos del litio

ISÓTOPOS Mientras que no es posible que existan dos átomos con el mismo Z, si es posible que dos o más átomos coincidan en el nº másico. Son los isótopos: átomos con el mismo nº atómico, pero distinto nº másico.  Se diferencian por tanto, en el nº de neutrones. Corresponden al mismo elemento.

MASA ATÓMICA: puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo único en estado de reposo. Dado la extrema pequeñez de los átomos, no es práctico utilizar la escala de masa normal, por lo que se ideó una nueva unidad, llamada uma (u) , unidad de masa atómica. No se puede pesar un solo átomo pero, experimentalmente, se puede determinar la masa de un átomo en relación con la masa de otro elegido como referencia. Por acuerdo internacional, internacional, ese átomo es el isótopo 12 del carbono. Así pues, el uma es una masa exactamente igual a un doceavo de de la masa de un átomo de carbono-12. En la tabla periódica no aparece la masa atómica de un átomo de un elemento, sino la media ponderada de las masas de los diferentes isótopos que forman dicho elemento. -24

Su equivalencia con el gramo es de 1,66.10  g. Más recientemente, la IUPAC usa la llamada masa atómica relativa, que es la relación entre la masa del átomo y la unidad de masa atómica. Expresada de esta forma, carece de unidades.

Cálculo de la masa atómica media de un átomo: Ejemplo: El cloro se encuentra en la naturaleza como mezcla de dos isótopos, Cl-35 y Cl-37, con abundancias relativas del 75, 77% y 24, 23% respectivamente. Calcula la masa atómica promedio del átomo de cloro. Datos: masas atómicas de los dos isótopos 34,97 u y 36, 97 u. La masa atómica del cloro es la media ponderada de las masas de los isótopos que lo forman, Mat(Cl) = 34,97. 75,77 + 36,97.24,23 = 35,45 100

Radiación electromagnética: forma de energía que se propaga en forma de ondas a través del 8

espacio sin necesidad de partìculas materiales a una velocidad en el vacio de 3.10  m/s. Para expresar la energía asociada se asignan dos parámetros relacionados entre si a través de la ecuación c = λν   Longitud de onda λ : se mide en metros  metros 

 

 

-1

Frecuencia  f   o ν : se mide en Hz o s   8 Velocidad de la luz en el vacío : c (3.10  m/s)

Espectro electromagnético: conjunto de radiaciones electromagnéticas electromagnéticas ordenadas s según frecuencia. Es contínuo. Radio - microondas - infrarrojos - visible - ultravioleta - rayos X - rayos gamma gamma

De izquierda a derecha aumenta la frecuencia y disminuye la longitud de onda, y de la misma forma aumenta la energía. Es decir, rayos gamma son los de mayor frecuencia y menor longitud de onda, y por tanto, los de mayor energía.

Hipótesis de Planck: (1900)las radiaciones están formadas por partículas llamadas  fotones que tienen asociada una cierta cantidad de energía según la siguiente ecuación

E= h ν   ν = Frecuencia  Frecuencia 

 

 

h = constante de Planck = 6,6 10

-34

 J. s

Esta hipótesis se vió refrendada en 1905 a consecuencia de su utilización por parte de Albert Einstein para explicar el efecto fotoeléctrico.

Espectros atómicos. Rayas espectrales : Espectro  es la imagen que resulta de la descomposición descomposición de una radiación compleja en sus radiaciones fundamentales. contínuo: como el de la luz blanca. No hay “saltos” . Aparecen las líneas unas -  espectro contínuo: a continuación de otras. Se les llama espectros de bandas. -  Espectro discontínuo: formado por líneas finas separadas entre sí por zonas oscuras. Se les llama espectros de rayas. Son los que presentan los átomos.

El primero es un espectro discontínuo (el del hidrógeno). El segundo, es continuo (luz blanca) Cuando a los elementos en estado gaseoso se les suministra energía (descarga el eléctrica, éctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión. Si lo que se hace pasar a través del prisma es la radiación que atraviesa una muestra atómica, lo que se obtiene es el espectro de absorción, apareciendo representadas en la placa las frecuencias de las radiaciones que el átomo no ha absorbido. Ambos espectros son complementarios, es decir, las rayas (frecuencias) que aparecen en el de absorción no lo hacen en el de emisión. Por tanto, un átomo emite el mismo tipo de radiación que absorbe.

 

MODELOS ATÓMICOS -Thomson  ( 1904) :el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de forma similar a un pudin de pasas. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues la carga positiva era neutralizada por la negativa. negativa. Además los electrones podrían ser ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.

-Rutherford (1911): Diseña un famoso experimento para corroborar el modelo de Thomson, pero los resultados no refrendan este último.

Rutherford hizo pasar un haz de partículas alfa (cargadas positivamente, emitidas por un elemento radiactivo como el polonio, Po) a través de una rendija, haciéndolo incidir en una lámina de oro muy delgada. Los resultados del experimento se visualizaban en una placa fotográfica y fueron: -  La gran mayoría de las partículas a no sufrían desviación alguna en su trayectoria. -  Algunas eran desviadas un cierto ángulo -  otras, muy pocas, eran fuertemente desviadas al atravesar la lámina de oro. Rutherford llegó a la conclusión de que el átomo era esférico y en él distinguía:

- 

Núcleo: en el centro, donde se concentraba toda la carga positiva y casi la totalidad de la masa atómica; la partícula portadora de la carga era el  protón. El núcleo ocupaba un espacio muy pequeño comparado con el volumen total del átomo. En

 

- 

- 

este núcleo debía haber otra partícula que asegurara la espatilidad, carente de carga pero de masa similar a la del protón. Años después después se aisló al neutrón  Corteza: alrededor de dicho centro, giraban los electrones a una gran distancia del núcleo, de tal suerte que el átomo podría considerarse prácticamente hueco. Ello explicaría que la mayoría de las partículas a no se desviaran al atravesar la lámina de oro mientras que las que sufría desviación eran aquellas que se aproximaban al núcleo de los átomos de oro. Dada la neutralidad del átomo, las partículas positivas y negativas debían compensarse, por tanto, el nº de electrones debía ser igual al de protones.

Sin embargo, este modelo era inconsistente con los postulados de la Física Clásica: toda partícula en movimiento emite energía, por lo que la propuesta de Rutherford supondría la existencia de átomos inestables, que emitirían una radiación continua en todas las longitudes de onda y tampoco conseguía explicar la discontinuidad del espectro atómico del hidrógeno. 

Limitaciones del modelo de de Rutherford: este modelo era inconsistente inconsistente con los postulados postulados de la Física Clásica: toda partícula en movimiento emite energía, por lo que la propuesta de Rutherford supondría la existencia de átomos inestables, que emitirían una radiación continua en todas las longitudes de onda. Por otra parte, tampoco conseguía explicar la discontinuidad del espectro atómico del hidrógeno 

Modelo atómico de Bohr (1913) El modelo de Rutherford era inestable debido a :

- 

El electrón al girar continuamente iría perdiendo energía radiante gradualmente hasta acabar cayendo sobre el núcleo.

- 

No podía justificar los espectros de rayas del átomo de hidrógeno.

Postulados de Bohr: 1.  los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares sin absorción ni emisión de energía. 2.  no todas las órbitas son posibles; solo están permitidas aquellas que cumplen una condición: el momento angular del electrón es múltiplo de una cantidad h/2π. A h/2π.  A ese múltiplo lo llamó n , nº cuántico principal.  h= constante de Planck Es decir, los radios de las órbitas están cuantizados cuantizados   y también la energía asociada a ellos.

 

3.  Cuando el electrón pasa de una órbita a otra absorbe o emite energía en forma de fotón según la ecuación ∆E= hν  hν  Interpretación del espectro atómico del hidrógeno: el electrón en su órbita más próxima al núcleo (n=1) tiene el nivel más bajo de E permitida y se dice que ocupa el estado fundamental. Cuando es excitado, adquiere cuantos de energía y pasa a un nivel superior (estado excitado). Al caer de nuevo al estado fundamental emite energía cuantizada igual a la diferencia de E entre los niveles. Cada línea del espectro atómico muestra la frecuencia de la transición que ha tenido lugar; en emisión, la transición corresponderá al paso de un nivel superior a otro inferior y en absorción, al contrario. En ambos casos la diferencia de energía es la misma, es decir la misma línea espectral que en el de absorción aparece como negra. Limitaciones del modelo atómico de Bohr 1.  La teoría no era satisfactoria totalmente puesto que el primer postulado no estaba suficientemente argumentado 2.  Sólo aplicable a átomos hidrogenoides (un solo electrón) 3.  No explica el porqué las líneas espectrales no eran sencillas. Al mejorar el poder de resolución de las técnicas se observaron que muchas líneas eran dobles, o triples muy próximas entre si lo que sugería que debía haber más niveles

Modelo mecano-cuántico del átomo La teoría cuántica descansa en los siguientes principios: 1.  Hipótesis de de Broglie de la dualidad onda corpúsculo: 1924. toda partícula material en movimiento tiene asociada una onda λ= h/m.v de la misma forma forma que las ondas tienen asociada una partícula material. La razón de que esa onda no sea apreciable en nuestro mundo macroscópico es que nuestra masa es demasiado grande. 2.  principio de incertidumbre de Heisemberg: 1927. es imposible determinar con precisión y simultáneamente la posición y la velocidad de una partícula. Esto

significa que su posición y movimiento se pueden pueden expresar solamente como

probabilidade. Este principio carece de interés en mecánica clásica, ya que las magnitudes involucradas son muy grandes comparadas con el valor de la constante de Planck. Fue E. Schrodinger quien proporcionó el desarrollo matemático a esta teoría.

 

El concepto de órbita como lugar perfectamente definido en el que se mueve el electrón, y ya a no tiene sentido para la mecánica cuántica y es sustituido por el de orbital atómico: región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima 

NÚMEROS CUÁNTICOS Los electrones se ordenan en niveles electrónicos ( n). En cada nivel podemos distinguir subniveles (l ). ). Estos subniveles pueden a su vez diferenciarse en varios tipos para los que se usa la letra m. Cada uno de ellos aloja dos electrones con distinto sentido de giro (s). -Un nivel viene definido por un único nº cuántico: n -Un subnivel viene definido por dos nº cuánticos: n y l -Un orbital viene definido por 3 nº cuánticos: n, l y m -Un electrón viene descrito por la asociación de cuatro números cuánticos: n, l, m y s El número cuántico principal ( n) describe la extensión del orbital (tamaño de la órbita para Bohr), por ejemplo: los orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P

El número número cuántico cuántico secundario secundario (l) describe la forma del orbital atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta (n-1 )(siendo n el valor del número cuántico principal)..Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, …. Cuánto mayor Cuánto  mayor sea, más excéntrica será la órbita El número cuántico magnético ( ml), determina la orientación espacial del orbital. Se denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l. Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2. El número cuántico de espín ( s), Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

 

Tipos de orbitales Se designa a los orbitales atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l : l=0

orbital s (sharp): forma esférica

l=1

orbital  p ( principal   principal ) : multilobular

l=2

orbital d  (  (diffuse)

l=3

orbital  f  (  ( fundamental   fundamental ) “

“

Orbitales s y p

“  “ 

orbitales d

Orbitales f:

Configuraciones electrónicas:  es la distribución de los electrones en un átomo Se sigue las siguientes reglas:

: en un átomo no puede haber dos electrones electrones con los 4 nº Principio de exclusion de Pauli cuánticos iguales. (sólo caben 2 e en un orbital)

 

 

Regla de Hund: los electrones se colocarán en los orbitales lo más desapareados posible.

Principio de construcción o Aufbau: los electrones de un átomo se colocarán siempre ocupando los orbitales de menor energía. Diagrama de Moeller

Cuanto mayor es ¨n¨, mayor es la energía, pero la experiencia nos dice que para átomos polielectrónicos, (de más de un electrón), aparecen repulsiones electrostáticas entre los electrones, lo que hace que la energía de cada orbital dependa de los números cuánticos principal, n, y también del secundario, l. Se usa la llamada Regla de Madelung que postula: • La Energía de los orbitales atómicos, y por tanto su inestabilidad, aumenta con el valor de n+l • Cuando para dos orbitales la suma de n+l es la misma, mis ma, tiene mayor energía el de mayor n.

Por tanto: En el subnivel s hay un solo orbital (s). Puede albergar 2 electrones   En el subnivel p hay tres orbitales: px py pz. Puede albergar 6 electrones En el subnivel d hay cinco orbitales. Puede albergar 10 electrones En el subnivel f hay siete orbitales. Puede albergar 14 electrones

 

  Ejemplos : N(z=7) 1s2 2s2 2p3 Na(z=11) 1s2 2s2 2p6 3s1 Fe(z=26) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Estados excitados Puede ocurrir que el electrón mas externo de un átomo absorba energía y salte a un orbital vacío con mayor energía, por ejemplo en el potasio K(z=19). Configuración electrónica fundamental del potasio: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Si el electrón del orbital 4s es convenientemente excitado puede saltar al orbital 5s quedando su configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1 (estado excitado)

Diagramas de orbital; es una forma de representar los electrones en sus orbitales, aplicando los principios de Pauli y Hund. Aquellos electrones que no tienen pareja se denominan desapareados.