UNIVERSIDAD NACIONAL DE HUANCAVELICA

CREADA POR LEY Nº 25265

ASIGNATURA : QUIMICA GENERAL

CATEDRÁTICO : ING: EZPINOZA QUISPE, Carlos Enrique

INTEGRANTES : FLORES MUÑOZ; Jaime

IZARRA ARECHE, Wilber

DE LA CRUZ BUJAICO, Luis Alberto

JIMENEZ ORTEGA, Jhon Robert

HUARCAYA TAIPE, Admer

LANDEO ANTEZANA, Sandro

SEMESTRE : 2012 – I

CICLO : I “A”

HUANCAVELICA – 2012

INTRODUCCION

ESTRUCTURA ATOMICA

La química es probablemente la única rama de las ciencias experimentales cuyo objeto de estudio está en permanente expansión, dado que el número de nuevas moléculas, sintetizadas por el hombre crece día a día. El mundo actual y nuestra vida cotidiana están marcados por un sinnúmero de productos de síntesis, desde los materiales más diversos en forma de fibras, plásticos o colorantes, hasta los medicamentos, los plaguicidas o los fertilizantes. Gran parte de la "cultura del bienestar" se fundamenta en la puesta a disposición del hombre de estos productos que son fruto, entre otras cosas, de un profundo conocimiento de la estructura atómica y molecular. Los entes objeto de estudio por parte de la Química, las moléculas, son átomos enlazados entre sí para formar un edificio más complejo y con propiedades completamente distintas de las de sus constituyentes. Parece lógico que una de las primeras inquietudes de los científicos fuera conocer las características de esos constituyentes, en un primer intento para entender como se unen entre sí para formar nuevos sistemas que van desde la simplicidad de una molécula de hidrógeno a la complejidad de una proteína. Por otra parte, de nada serviría el esfuerzo de sintetizar nuevas moléculas si no fuésemos capaces de entender y explicar sus estructuras y propiedades y por ende predecir su posible comportamiento y aplicaciones.

DEDICATORIA

Este trabajo lo dedicamos a nuestros

Padres. Por su apoyo incondicional en

Nuestra formación académica. y al

ing. Carlos Enrique que se esmera

Por nuestro aprendizaje.

ESTRUCTURA ATOMICA

1 EL ATOMO

2 Evolución del modelo atómico

o 2.1 Modelo atómico de Dalton (1808)

o

o 2.2 Modelo atómico de Thomson (1897)

o

o 2.3 Modelo atómico de Rutherford(1991)

o

o 2.4 Modelo atómico de Bohr(1913)

o

o 2.5 Modelo atómico de Schrodinger

o

o 2.6 Bor—Sommer fiel

o

o 2.7 Radiaciones Electromagnéticas(REM)

o

o 2.8 Teoría Cuántica de la Radiación Electromagnética

3 ATOMO

3.1 Concepto

3.2 Núcleo Atómico

3.3 Nube electrónica(corteza atómica)

3.4 Partículas sub. atómicas

3.5 Quarks

3.6 Partículas sub. atómicas fundamentales

3.7 Notación de un núclido

3.8 Tipos de núclidos

4 CORTEZA ATOMICA

4.1 Concepto

4.2 Nivel de energía

4 3 sub. Nivel o sub. capa de energía

4.4 Números cuánticos

4.5 Orbital o REMPE

4 6 Tipos de orbitales

4.7 Configuración Electrónica

4.8 Anomalías de configuración electrónica

4.9 Principio de máxima multiplicidad(regla de hund)

5 ENERGIA RELATIVA DE UN ORBITAL

5.1 Principio de exclusión de Pauli

5.2 Para magnetismo y Día magnetismo

EPOCA FILOSOFICA

ATOMO

El átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico que mantiene su

identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos. Está

compuesto por núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube

de electrones. El núcleo está formado por protones con carga positiva y neutrones

eléctricamente neutros. Los electrones cargados negativamente, permanecen ligados a este

mediante la fuerza electromagnética. Los átomos se clasifican de acuerdo al número de

protones y neutrones que contenga su núcleo. El número de protones o número atómico

determina su elemento químico y el número de neutrones determina su isótopo .Un átomo con el

mismo número de protones que de electrones es eléctricamente neutro. Si por el contrario posee

un exceso de protones o de electrones, su carga neta es positiva o negativa, y se denomina Ion.

Los átomos son objetos muy pequeños con masas igualmente minúsculas: su diámetro y masa

son del orden de la billonésima parte de un metro y cuatrillones Imma parte de un gramo. Solo

pueden ser observados mediante instrumentos especiales tales como un microscopio de efecto

túnel. Más de un 99,94% de la masa del átomo está concentrada en su núcleo, en general

repartida de manera aproximadamente equitativa entre protones y neutrones.

HISTORIA DE LA TEORIA ATOMICA

El concepto de átomo existe desde la antigua Grecia propuesto por los filósofos griegos Demcrito,

Leucipo y Epicuro, sin embargo, no se generó el concepto por medio de la experimentación sino

como una necesidad filosófica que explicara la realidad, ya que, como proponían estos pensadores,

la materia no podía dividirse indefinidamente, por lo que debía existir una unidad o bloque indivisible

e indestructible que al combinarse de diferentes formas creara todos los cuerpos macroscópicos que

nos rodean. La concepción del átomo que se ha tenido a lo largo de la historia ha variado de

acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. A continuación se

hará una exposición de los modelos atómicos propuestos por los científicos de diferentes épocas.

. Tales de Mileto…………agua

Anaximedes……………aire

Heráclito……………….fuego

Empdocles…………agua, aire. fuego y tierra

DEMOCRITO Y LEUCIPO: El concepto atómico de la materia aparece cuando el filosofo griego

Leucipo Afirmaba que todo cuerpo esta formado por partículas indivisibles impenetrables a quienes

los llamo átomo.

ARISTOTELES: no acepta la existencia del átomo y se inclino a favor de la teoría de Empdocles.

Señala que la base material era el agua primitiva.

EPOCA CIENTIFICA

MODELO ATOMICO DE JOHN DALTON(1808)

La materia está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos, que son indivisibles y no se

pueden destruir.

Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen su propio peso y

cualidades propias. Los átomos de los diferentes elementos tienen pesos diferentes.

Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples (valido

actualmente).

Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y

formar más de un compuesto.(valido actualmente)

Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos.

(valido actualmente)

MODELO ATOMICO DE JOHN THOMSON(1897)

Luego del descubrimiento del electrón en 1897 por Joseph Thomson (premio nobel de física

1906) se determinó que la materia se componía de dos partes, una negativa y una positiva. La parte

negativa estaba constituida por electrones, los cuales se encontraban según este modelo inmerso en

una masa de carga positiva a manera de pasas en un pastel (llamado budín de pasa). En el caso

de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería

negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de

las otras radiaciones.

MODELO ATOMICO DE ERNEST RUTHERFORD(1991)

Este modelo fue desarrollado por el físico Ernest Rutherford a partir de los resultados obtenidos en lo

que hoy se conoce como el experimento de Rutherford en 1911. Representa un avance sobre el

modelo de Thomson, ya que mantiene que el átomo se compone de una parte positiva y una

negativa, sin embargo, a diferencia del anterior, postula que la parte positiva se concentra en un

núcleo, el cual también contiene virtualmente toda la masa del átomo, mientras que los electrones se

ubican en una corteza orbitando al núcleo en órbitas circulares o elípticas con un espacio vacío entre

ellos. A pesar de ser un modelo obsoleto, es la percepción más común del átomo del público no

científico.

Considera al átomo como un “sistema planetario en miniatura”

El átomo posee un núcleo diminuto positivo donde se concentra casi la totalidad

de su masa (99.98%)

MODELO ATOMICO DE NIELS BOHR(1913)

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida

el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los

gases. El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose

alrededor del núcleo en órbitas bien definidas».La fuerza de atracción electrostática es

contrarrestada por la fuerza centrifuga de su movimiento circular. Las órbitas están cuantizadas (los

electrones pueden estar solo en ciertas órbitas con valores específicos de energía)

****Cada órbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.

****Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en órbitas estables.

****El modelo atómico propuesto por Bohr, solo es valido para el átomo de hidrogeno o aquellos

átomos que tienen un solo electrón.

MODELO ATOMICOS DE SCHRODINGER

Probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía Después de que

Louis-Víctor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue

generalizada por Erwin schrodinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.En el

modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con

carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico

hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones

por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en

una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital La gráfica

siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de

hidrógeno.

BOHR _ SOMMERFIEL(1913)

Arnold Sommer fiel completo el modelo atómico de Bohr formulando la existencia de los

subniveles de energía. Sostuvo también que los electrones además de seguir orbitas circulares

seguían también orbitas elípticas.

RADIACIONES ELECTROMAGNETICAS(REM)

Sabemos que los rayos catódicos son un flujo de electrones, es decir que son corpúsculos. Pero

en 1895 Wilhem Roentgen descubrió y estudio las propiedades de los rayos x, comprobando que

poseen carga eléctrica ni masa , esto significa que no son fluidos de ninguna clase de partículas,

por lo que no son corpusculares, son radiaciones energético electromagnéticas.

TEORIA CUANTICA DE LA RADIACION ELECTROMAGNETICA

La física, acerca de la absorción y emisión propuesta por Maxwell indica que la energía es

continua. Pero el físico alemán Max Planck en 1900 luego de estudiar la radiación

térmica de los cuerpos negros, llego a determinar que la energía es discontinua `` REM

emitida o absorbida por un cuerpo que se efectúa en forma de pequeñas unidades discretas

llamados cuantos. E = h.v E = hc/y h = constante de planck

h = 6,626x10X1/34 J.S =6,626X10X1/27 Erg.S

E = Energía de un foton

¿QUE ES EL ATOMO?

Es la fracción mínima de la materia capaz de guardar la identidad de un elemento, además

es un sistema energético y dinámico en equilibrio

NUCLEO

Presenta aproximadamente 200 tipos de partículas subatómicas. Es la parte central del átomo de

carga eléctrica positiva, representa el 99% de la masa total del átomo. Esta constituido por dos

partículas

fundamentales Protones y neutrones, al conjunto de protones y neutrones se le

denomina``nucleones fundamentales. Es una zona de alta densidad

NUBE ELECTRONICA(corteza atómica)

Denominada también zona extra nuclear, envoltura o zona cortical, es la zona que envuelve al

núcleo y tiene carga eléctrica negativa, debido a la presencia de electrones. Está constituida por los

electrones que se mueven a gran velocidad representa el 99,99% del volumen atómico, es una

zona de baja densidad.

__________ PARTICULAS SUB ATOMICAS __________________

__________ ___________I__Partículas sub. Atómicas__I______________

____________I______LEPTONES__I_____________

_I___HADRONES__l___

Interacción débil, livianos (carecen de quarks) I I Interacción fuerte,

pesado

I(ELECTRON, NEUTRINO, POSITRON ,ETAON ,MUON)I I (presentan

quarks)

I__________________________________________I

I__________________I

_______________________________________________I

________I__BARIONES _I___________

_____I___MESONES______

I(Formado por 3 quarks con Spin fraccionario) I I (Formado por 2

quarks con

I **Protón I I spin entero)

I **Neutrón I I ** MESON(pión)

I **Hiperon(OMEGA SIGMA LAMBDA CASCADA)I I ** MESON(kaon)

I________________________________________I I * * BOSON DE

VECTOR

I (fotones y

cuantos)

I_________________

___I

QUARSK

Actualmente son consideradas cómo las partículas sub. atómicas mas elementales de la

materia están al mismo nivel que los leptones, los cuales al igual que los quarks se

denominan . Fermiónes y están clasificados en pares así.

PARTICULAS SUB ATOMICAS FUNDAMENTALES

NOTACIÓN DE UN NUCLIDO:

A número de masa

Numero atómico Z n número de protones

Símbolo del elemento

Numero de Masa(A) Es denominado numero de nucleones fundamentales de un átomo, nos

indica la suma del numero de protones y el numero de neutrones. A = # p +#nº A = Z + N

Numero Atómico(Z) También llamado carga nuclear relativa, indica el numero de protones,

en el núcleo de cada átomo, además permite identificar a un elemento

Z = # protones

Numero de Neutrones(nº) Son las partículas sub. atómicas mas pesadas del átomo y

permiten dar estabilidad al átomo.

Átomo Neutro. Se trata del átomo en su estado fundamental , es decir cuando no pierde ni

gana electrones(Estado basal)

Principio de Electro neutralidad ( # p = # e = Z )

Ion (Átomo Excitado )

E

Cuando el átomo pierde o gana electrones, es decir puede ser cation(+) o anion(-) . El

numero atómico y el numero de protones siempre son iguales solo el numero de electrones

se altera cuando el átomo se excita. Para átomos excitados se cumple :

#e=Z-carga, iónica

CATION

H+ Ión hidrógeno Li+ Ión litio Cu+ Ión cobre (I) Cu+2 Ión cobre (II) Fe+2 Ión hierro (II) Fe+3 Ión hierro (III) Sn+2 Ión estaño (II) Pb+4 Ión plomo (IV)

ANION

H– Ión hidruro S–2 Ión sulfuro F– Ión fluoruro Se–2 Ión seleniuro Cl– Ión cloruro N–

3 Ión nitruro Br– Ión bromuro P–3 Ión fosfuro I– Ión yoduro As–3 Ión arseniuro

TIPOS DE NUCLIDOS

Isótopo o Hilidos: son átomos de un mismo elemento que presentan igual nº atómico y

diferente número de masa.

Isóbaros: son asomos de elementos diferentes que presentan igual nº de masa.

Isotónicos: son átomos que pertenecen a diferentes elementos químicos se caracterizan por

Tener diferente nº de masa, pero igual nº de neutrones.

ISO electrónicos: son átomos de elementos diferentes que poseen igual cantidad de electrones

Isodiaferos: cuando la diferencia de neutrones y protones es constante.

CORTEZA ATOMICA

Es aquella región espacial que rodea al núcleo atómico, en ella se encuentra los

electrones en constante movimiento, esta formada por niveles y sub. Niveles de energía

además de orbitales

SUB NIVEL O SUB CAPA DE ENERGIA

ORBITAL O REEMPE: tanbien llamado nube de electrónica o

función de onda, es la región donde existe la mayor probabilidad de encontrar como máximo 2

electrones que se mueven en formas paralelas y en sentidos contrarios

Región Energético

Espacial Máxima Probabilidad Electrón

TIPOS DE ORBITALES

Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del valor del número

cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es mayor que un orbital 2s.

Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje.

La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay tres orbitales p (m=-1, m=0

y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y o z.

Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales d (que

corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)

Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de orbitales f (que

corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Consiste en el ordenamiento sistemático de los electrones en los diferentes estados energéticos de la zona extra nuclear (niveles, subniveles y orbitales) sobre la base de ciertos principios establecidos, producto de hechos experimentales.

_PRINCIPIO DE AUFBAU:

(El termino¨ AUFBAU¨ significa ¨construir¨) El cual establece que los electrones se distribuyen en forma creciente de la energía relativa de los subniveles. La energía relativa de un subnivel u orbital se evalúa sumando ¨n y l¨:

ER=n + l

Si los subniveles u orbitales poseen la misma energía relativa, estos se denominan ¨degenerados¨, entonces la distribución electrónica según el orden creciente de los niveles energía (ejemplo:

1º¿Qué subnivel posee mayor estabilidad, 3d o 4s?

Resolución:

Evaluando la energía relativa de ambos

subnivel n l ER

3d 3 2 5

4d 4 0 4

_REGLA DE MOLLIER:

Es una forma práctica para realizar la distribución electrónica por subniveles según el principio de Aufbau. También se llama comúnmente regla de ¨serrucho¨

Observamos que a partir del quinto nivel, los niveles o capas están incompletos.

Los subniveles que se encuentran en un mismo nivel energético se escriben en una misma vertical.

El llenado de los electrones en los subniveles mostrados se realiza entonces de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo en forma diagonal, según el orden indicado por las flechas.

De esta manera se ocupan primero subniveles de menor energía relativa y luego los de mayor energía relativa.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA KERNEL O SIMPLIFICADA:

(¨KERNEL¨ término alemán que significa ¨corazón¨) La regla de distribución practica

puede ser escrito en forma lineal, lo cual posee muchas ventajas por ejemplo: realizar la

distribución electrónica simplificada haciendo uso de la configuración electrónica de un gas

noble; visualizar de manera rápida el número de electrones de valencia; ubicar un elemento

en la tabla periódica moderna; deducir rápidamente el número de elementos que hay en

cada periodo de la tabla periódica.

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6

EJEMPLO:

Realizar la distribución electrónica kernel del magnesio (Z=12)

RESOLUCION:

12Mg= 1s22s22p63s2 el ultimo nivel es 3, por lo tanto, posee 3 niveles y 2 electrones de valencia

Valencia.

ANOMALIAS DE CONFIGURACION ELECTRONICA

Al desarrollar la configuración electrónica, encontraremos una serie de excepciones, a las cuales

consideramos como anomalías, entre estas tenemos.

ANTISERRUCHOS (SE PRESENTA EN LOS GRUPOS VIB Y IB)

Grupo VIB:

24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d4 : es incorrecto

24Cr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d5 : es correcto

Grupo IB

29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d9 : es incorrecto

29Cu: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 : es correcto

BY PASS:un gran número de elementos de transición interna presenta este

fenómeno , donde el sub nivel “f” debe hacer una transición al próximo subnivel “d”

_DISTRIBUCION POR ORBITALES: PRINCIPIO DE HUND

Se efectúa mediante el principio de máxima multiplicidad o de hund, que establece lo siguiente:

ningún orbital de un mismo subnivel (de igual energía relativa) puede contener dos

electrones antes de los demás contengan por lo menos uno; es decir, primero se debe

dejar todo los orbitales a medio llenar y luego empezar el llenado con spines opuestos

NUMEROS CUANTICOS

Son valores numéricos que permiten indicar para un electrón, el nivel, subnivel y orbital, donde se encuentra y un cuarto

Número cuántico, que indica el sentido que giran del electrón sobre su mismo eje.

Numero quántico Valores permitidos Determina para el electrón Define para el orbital

*Principal (n) N=1, 2, 3,4,…. E nivel principal de energía. El tamaño o volumen efectivo.

*Secundario o azimutal (l) L=0, 1, 2,3,…

Subnivel donde se encuentra dentro de un determinado nivel de energía.

la forma geométrica especial.

*Magnético (ml)

ml=-l,-1,o,+1,+l El orbital donde se encuentra dentro de un subnivel determinado. la orientación espacial que adopta baja la influencia de un cuerpo magnético externo.

*Spin(Ms)

+1/2 y -1/2 El sentido de rotación alrededor de su eje imaginario

_PRINCIPIO DE EXCLUSION DE PAULI:

En un átomo, no pueden existir 2 electrones cuyos 4 valores de sus números cuánticos sean iguales; al menos deben diferenciarse en un spin (ms) Este principio se fundamenta en el hecho de que 2 electrones que están en el mismo orbital y posen el mismo sentido. Del spin presentan repulsiones muy fuertes entre si debido a sus campos magnéticos iguales.

La trascendencia del principio de exclusión es fijar la capacidad de un orbital con 2e; por lo tanto, un orbital no puede contener más

De dos electrones.

PARAMAGNETICO: se llama así cuando uno o mas electrones están “desapareados”

DIAMAGNETICO: se denomina así cuando los electrones es encuentran “apareados”