Estructura electrónica de los átomos. unidad i

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Ramón Rodríguez INSTITUTO TECNOLÓGIO DE LOS MOCHIS DEPARTAMENTO DE ING. QUÍMICA, BIOQUÍMICA Y LIC. EN BIOLOGÍA ACADEMIA DE INGENIERÍA QUÍMICA Agosto de 2015

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Ramón Rodríguez

INSTITUTO TECNOLÓGIO DE LOS MOCHISDEPARTAMENTO DE ING. QUÍMICA, BIOQUÍMICA Y LIC. EN BIOLOGÍAACADEMIA DE INGENIERÍA QUÍMICA

Agosto de 2015

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� Siglo v a.C., el griego expresó la idea de que toda la materiaestaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamóátomos (que significa indestructible o indivisible).

� A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de suscontemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se mantuvo.

� Las evidencias experimentales de algunas investigaciones científicasapoyaron el concepto del «atomismo», lo que condujo, de manera gradual, alas definiciones modernas de elementos y compuestos.

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� En 1808, el científico inglés, profesor (1766-1844). Químico,matemático y filósofo inglés.

� Además de la teoría atómica, también formuló varias leyes sobre los gases yproporcionó la primera descripción detallada de la ceguera al color, la cualpadecía.

� Se ha descrito a Dalton como un experimentador indiferente con muy pocashabilidades en las áreas del lenguaje y la ilustración.

� Su único pasatiempo era el juego de bolos en césped los jueves por la tarde.

� Tal vez la división de esos bolos de manera fue lo que inspiró su idea de lateoría atómica.

� El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Lashipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría deDalton, se resumen y detallan a continuación:

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1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñasllamadas átomos.

2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igualtamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento sondiferentes a los átomos de todos los demás elementos.

3. Los compuestos está formados por átomos de más de un elemento. Encualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de loselementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.

4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación oreordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción delos mismos.

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� Joseph Proust. Francés (1799). . Estableceque muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen losmismos elementos y en la misma proporción de masa.

� les. Establece que si dos elementos puedencombinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de loselementos que se combina con una masa fija del otro mantiene una relaciónde números enteros pequeños.

� . Establece que la materia no se crea ni sedestruye.

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� Es la unidad básica de un elemento que puede intervenir enuna combinación química.

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� En un tubo de rayos catódicos, los electrones sedesplazan del electrodo negativo (cátodo) al electrodopositivo (ánodo).

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(a) En un tubo de rayos catódicos, los electrones se desplazan del electrodo negativo (cátodo) al electrodo positivo (ánodo).

(b) Fotografía de un tubo de rayos catódicos que contiene una pantalla fluorescente para mostrar la trayectoria de los rayos.

(c) La presencia de un imán desvía la trayectoria de los rayos catódicos.

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Tubo de rayos catódicos con campos magnético y eléctrico perpendiculares. Los rayoscatódicos (electrones) se originan en la placa negativa de la izquierda y se aceleran hacia laplaca positiva, que tiene un agujero en el centro. Un haz de electrones pasa por el agujero, ysu trayectoria se desvía posteriormente con los campos magnético y eléctrico. La relacióncarga-masa del electrón puede determinarse midiendo los efectos de los campos magnéticoy eléctrico sobre la dirección del haz.

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Representación del aparato que Millikan usó para medir la carga del electrón. El experimento consiste endejar caer pequeñas gotas de aceite, que habían capturado electrones de más, entre dos placas cargadaseléctricamente. Millikan vigiló las gotitas, midiendo cómo el voltaje de las placas afectaba su rapidez decaída. Con base en estos datos, calculó las cargas de las gotas. Su experimento demostró que las cargassiempre eran múltiplos enteros de 1.60x10-19 C, cantidad que, según dedujo él, era la carga de un soloelectrón.

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Comportamiento de los rayos alfa (α), beta (β) y gamma (γ) en un campo eléctrico.En 1896, el científico francés Henri Becquerel (1852-1908) al estar estudiando unmineral de uranio llamado pechblenda, descubrió que emitía espontáneamenteradiación de alta energía. Esta emisión espontánea de radiación se denominaradiactividad. A sugerencia de Becquerel, Marie Curie y su esposo, Pierre,iniciaron sus famosos experimentos para aislar los componentes radiactivos delmineral.Radiactividad: emisión espontánea de partículas o radiación.

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Al aumentar los indicios de que el átomo se componía de partículas aún más pequeñas, laatención se centró en la relación entre dichas partículas. A principios del siglo XX,Thomson razonó que, como los electrones constituyen una fracción muy pequeña de lamasa de un átomo, probablemente había una relación con el tamaño del átomo, y propusoque el átomo consistía en una esfera uniforme de materia positiva en la que estabanincrustados los electrones

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Modelo de Rutherford que explica la dispersión de partículas. La laminilla de oro tieneunos cuantos miles de átomos de espesor. Cuando una partícula choca con un núcleode oro (o pasa muy cerca de él), experimenta una fuerte repulsión. La partícula , menosmasiva, es desviada de su trayectoria por esta interacción repulsiva.

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Bohr basó su modelo en tres postulados:

1. Sólo están permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientesa ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo.

2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica yestá en un estado de energía «permitido». Un electrón en unestado de energía permitido no irradia energía, y por lo tanto, nocae en espiral hacia el núcleo.

3. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de unestado permitido de energía a otro. Esta energía se emite oabsorbe en forma de fotón, E = hv.

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� Si bien el modelo de Bohr una explicación del espectro de líneas del átomode hidrógeno, no puede explicar los espectros de otros átomos, o sólo lohace de manera muy burda.

� Además, describir un electrón meramente como una partícula pequeña queda vuelta en torno al núcleo presenta un problema.

� Como veremos posteriormente, el electrón exhibe propiedades de las ondas,y nuestro modelo de la estructura electrónica debe contemplar ese hecho.

� El modelo de Bohr sólo fue un importante paso en el camino hacia eldesarrollo de un modelo más completo.

� Lo más importante del modelo de Bohr es que introduce dos ideasfundamentales que están incorporadas en nuestro modelo vigente:

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1. Los electrones sólo existen en ciertos niveles discretos de energía,que se describen con números cuánticos; y

2. En el movimiento de un electrón de un nivel a otro intervieneenergía. Además, una parte de la terminología asociada a nuestronuevo modelo se remonta al modelo de Bohr.

3. Por ejemplo, todavía usamos la idea de estados basales y estadosexcitados para describir las estructuras electrónicas de losátomos.

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� La es la clave de todo en química.� Las propiedades de una sustancia dependen de los átomos que contiene y de la forma

en que éstos estén conectados.� Lo que es menos obvio, pero muy importante, es la idea de que alguien que sabe de

química puede observar la fórmula estructural de una sustancia y decir mucho sobre suspropiedades.

� Este estudio de empieza con el enfoque de Lewis acerca de la.

� Al aplicar estos principios, se reconoce los patrones estructurales que son másy se desarrolla habilidad para la comunicación de información estructural que se usarádurante todo el tiempo que se estudie química orgánica.

� Es importante aprender los fundamentos de la desde unaperspectiva estructural para relacionar lo esencial entre la estructura y las propiedadesquímicas de un compuesto orgánico.

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� , que es el número atómico, el cual es igual al número de protonesen su núcleo.

� Un tiene igual número de protones, los cuales tienencarga positiva, de electrones, los cuales tienen carga negativa.

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http://www.iupac.org/

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� Desde el momento de su descubrimiento, en 1887, se pensó que los electrones eranpartículas, pero en 1924 el físico francés Louis de Broglie sugirió que también teníancomportamiento de onda.

� Dos años después, Erwin Schrödinger dio el siguiente paso y calculó la energía de un electrónen un átomo de hidrógeno usando ecuaciones que trataban al electrón como si fuera una onda.

� En lugar de una sola energía, Schrödinger obtuvo una serie de niveles de energía, cada uno delos cuales correspondía a una descripción matemática diferente de la onda electrónica.

� Estas descripciones matemáticas se llaman funciones de onda y se simbolizan con la letragriega ψ (psi).

� De acuerdo con el , no se puede determinar conexactitud dónde está un electrón, pero sí se puede determinar dónde es más probable queesté.

� La probabilidad de encontrar un electrón en un punto particular en relación con el núcleo deun átomo está dada por el cuadrado de la función de onda (ψ² ) en ese punto.

� La siguiente figura ilustra la probabilidad de encontrar un electrón en varios puntos en el estado de menorenergía (más estable) de un átomo de hidrógeno.

� Cuanto más oscuro es el coloren una región, será mayor la probabilidad.� La probabilidad de encontrar un electrón en un punto particular es mayor cerca del núcleo y

disminuye con el aumento de la distancia del núcleo, pero nunca se vuelve cero.� Por lo común se describe en la figura como una “nube electrónica” para hacer hincapié sobre la

naturaleza extendida de la probabilidad del electrón.� Sin embargo, se debe ser cuidadoso. La “nube electrónica” de un átomo de hidrógeno, aunque

se dibuje como una serie de muchos puntos, representa sólo un electrón.

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� La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce unconjunto de funciones de onda con sus correspondientes energías. Estas funciones deonda se denominan . Cada orbital describe una distribución específica dedensidad electrónica en el espacio, dada por su densidad de probabilidad. Por tanto,cada orbital tiene una energía y una forma características. Por ejemplo, el orbital de másbaja energía del átomo de hidrógeno tiene una energía de -2.18x10-18 J y la forma quese ilustra en la siguiente diapositiva. Cabe señalar que un (

) no es lo mismo que una ( ). El modelo de la mecánicacuántica no habla de órbitas porque no es posible medir ni seguir con precisión elmovimiento del electrón en un átomo ( de Heisenberg).

� El modelo de Bohr introdujo un solo número cuántico, n, para describir una órbita.

� El modelo de la mecánica cuántica emplea tres números cuánticos, , y , paradescribir un orbital. Consideremos qué información se obtiene de cada uno de éstos ycómo están relacionados entre sí.

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� Este número cuántico está relacionado tanto con laenergía como con la distancia median entre el núcleo y el electrón, medida en nivelesenergéticos.

Puede tener valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. Al aumentar n, el orbital se hacemás grande, y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo.

, y por tanto, está unido menos firmementeal núcleo. En el caso del átomo de hidrógeno,

igual que en el modelo de Bohr.

Puede tener valores enteros de 0 a n -1 para cada valor de n. Este número cuánticodefine la forma del orbital. El valor de l para un orbital dado generalmente se designacon las letras s, p, d y f que corresponden a valores de l de 0, 1, 2 y 3, respectivamente,como se resume aquí:

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� Subórbita "s" (forma circular) → proviene de harp (nítido)

� Subórbita "p" (forma semicircular achatada) → proviene de rincipal

� Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) → proviene de ifuse (difuso)

� Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) → proviene de undamental

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� Indica la orientación espacial del subnivel deenergía.Puede tener valores enteros entre l y -l, lo que incluye cero. Este número cuántico

describe la orientación del orbital en el espacio, como vemos en la siguiente tabla:

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� Las letras s, p, d y f provienen de las palabras inglesas sharp (agudo),principal, diffuse (difuso) y fundamental, que se usaban para describir ciertascaracterísticas de los espectros antes de que se desarrollara la mecánicacuántica.

� El conjunto de orbitales que poseen el mismo valor de se denomina

Por ejemplo, decimos que todos los orbitales que tienen n=3 están en latercera capa.

Además, el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y l sellama

Cada subcapa se designa con un número (el valor de n) y una letra (s, p, d of, que corresponde al valor de l).

Por ejemplo, los orbitales que tienen n = 3 y l = 2 se denominan orbitales 3dy están en la subcapa 3d.

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� Las funciones de onda también se conocen como . Por conveniencia, losquímicos usan el término “orbital” de varias formas. Con frecuencia se dice que undibujo como el de la figura anterior representa un orbital. Se verán otras clases dedibujos en esta sección, y también se usará la palabra “orbital” para describirlos.

� Los orbitales se describen al especificar su tamaño, forma y propiedades direccionales.Los que son simétricos en forma esférica, como el que se muestra en la figura anterior,se llaman orbitales s. La letra s es precedida por el n ( n = 1,2, 3, etc.), el cual especifica el y se relaciona con la energía del orbital. Es probableque un electrón en un orbital 1s se encuentre más cerca del núcleo, tenga menosenergía y se sostenga con más fuerza que un electrón en un orbital 2s.

� En lugar de representar los orbitales con distribuciones de probabilidad, es más comúnrepresentarlos por sus , como se muestra en la siguiente figurapara los orbitales 1s y 2s. El contorno de superficie encierre la región donde laprobabilidad de encontrar un electrón es alta, del orden Al igual que elgráfico de distribución de probabilidad del que se deriva, una ilustración de un contornode superficie, por lo general, se describe como el dibujo de un orbital.

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� Un átomo de hidrógeno (Z=1) tiene un electrón; un átomo de helio (Z=2) tiene dos.� El electrón único del hidrógeno ocupa un orbital 1s, al igual que los dos electrones de

helio.� Su configuraciones electrónicas se escriben como:

� Además de tener carga negativa, los electrones poseen la propiedad de .� de un electrón puede tener un valor ya sea de o .� De acuerdo con el , dos electrones pueden ocupar el

mismo orbital sólo cuando tienen espines opuestos, o espines “apareados”.� Por esta razón, ningún orbital puede contener más de dos electrones.� Debido a que dos electrones llenan el orbital 1s, el tercer electrón en el litio (Z=3) debe

ocupar un orbital de mayor energía.� Después del orbital 1s, el siguiente de mayor energía es el orbital 2s.� Por consiguiente, el tercer electrón en el litio ocupa el orbital 2s, y la configuración

electrónica del litio es:

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� El (o ) de la tabla periódica en que aparece un elementocorresponde al número cuántico principal más alto en el que hay un orbitalocupado (n=1 en el caso del hidrógeno y el helio). El hidrógeno y el helioson elementos de la primera fila; el litio (n=2) es un elemento de la segundafila.

� En el caso del berilio (Z=4) se llena el nivel 2s y los siguientes orbitales quese ocuparán son 2px, 2py y 2pz.

� Estos tres orbitales que se muestran en la siguiente figura tienen la mismaenergía y se caracterizan por representaciones de contorno de superficie quepor lo general se describen con “forma de pesas”.

� Los ejes de los tres orbitales 2p están en ángulo recto entre sí. Cada orbitalconsta de dos “lóbulos”, representados en la siguiente figura por regiones detonos azules. Las regiones de un solo orbital, en este caso cada orbital 2p,pueden separarse por superficies nodales donde la función de onda cambiade signo y la probabilidad de encontrar un electrón es cero.

� También se usan otros métodos para indicar las regiones de un orbitaldonde los signos de la función de onda son diferentes.

� Algunos marcan un lóbulo de un orbital poco + y el otro -.� Otros sombrean un lóbulo y dejan el otro en blanco. Cuando no es necesario

este nivel de detalle, no se hace ninguna diferenciación entre los dos lóbulos.

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� En la siguiente tabla se muestran las configuraciones electrónicas de los primeros 12elementos, de hidrógeno a magnesio. Observe que, en el llenado de los orbitales 2p,cada uno se ocupa por un solo electrón antes que cualquiera se ocupe en forma doble.

� Este principio general para los orbitales de la misma energía se conoce como, la cual establece que “

”.� Son de particular importancia en esta tala, el , , y .� Innumerables compuestos orgánicos tienen nitrógeno, oxígeno o ambos, además de

carbono, el elemento esencial de la química orgánica. La mayoría de ellos tambiéncontienen hidrógeno.

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� Con frecuencia es conveniente hablar de los de un átomo.� Éstos son los electrones externos, aquellos que tienen más probabilidad de estar

implicados en .

� Para los elementos de las segunda fila éstos son los electrones 2s y 2p.

� Debido a que están implicados cuatro orbitales (2s, 2px, 2py y 2pz),.

� El neón, con todos sus orbitales 2s y 2p ocupados doblemente, tiene ocho electrones devalencia y completa la segunda fila de la tabla periódica.

.

� Una vez que están llenos los orbitales 2s y 2p, el siguiente nivel es el 3s, seguido por losorbitales 3px, 3py y 3pz. Los electrones en estos orbitales están más lejos del núcleo queaquéllos en los orbitales 2s y 2p, y son de mayor energía.

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� El neón, en el segundo periodo, y el argón, en el tercero, tienen ochoelectrones en su capa de valencia; se dice que tienen un completo deelectrones.

� El helio, el neón y el argón pertenecen a la clase de elementos conocidoscomo o . ( )

� Los gases nobles se caracterizan por tener configuraciones electrónicas de“ ” estable en extremo y son muy poco reactivos.

.� Todos los protones de un elemento están en su núcleo, pero los electrones

del elemento están distribuidos en orbitales de diferente energía y adistancias variables del núcleo.

� Cuando se desea entender cómo se comporta un elemento, más quecualquier otra cosa, se observa su configuración electrónica.

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� 1. El número cuántico principal, n.

� 2. El número cuántico azimutal, l.

� 3. El número cuántico magnético, ml.

� 4. El número cuántico de espín.

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Ejercicio: mencionar las propiedades de la Tabla Periódica, nombrar los grupos, enumerarlos, clasificarlos, poner las valencias comunes de los iones.

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� Que es un material vítreo� Que es un material tipo gel� Que es un material cristalino� Importancia económica, industrial y ambiental en la región y el país

de los siguientes elementos: Na, Mg, K, Ca, Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ag, Pd, Pt, Au, Hg, Al, C, N, O, Cl, H, I.

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