QUÍMICA I CECYTE, Oaxaca Agosto, 2011 Víctor Manuel Ugalde Saldívar 1

Rayos catódicos Rayos catódicos (Faraday, 1838) – Observa fluorescencia en un tubo a vacío al aplicar voltajes altos entre dos placas (cátodo y ánodo) Rayos catódicos (Crookes, 1875) – Determina que los rayos viajan en línea recta, que tienen masa y que poseen carga pues se desvían frente a un campo eléctrico o magnético. 2

Rayos catódicos (electrones) Rayos catódicos (J.J. Thomson, 1897) – A partir de las desviaciones de los rayos frente a un campo magnético y un eléctrico, establece la relación carga/masa de las partículas que conforman los rayos (1.759 x 10 8 Coulomb/g). Los llamó electrones. 3

Carga del electrón Experimento de Milliken – Determina la carga del electrón ( x coulomb) y establece el valor de su masa ( m = x g) – Ver URL 4

Rayos canales Rayos canales (Eugen Goldstein, 1886) – Descubre que existe una radiación opuesta a los rayos catódicos a la que llamó rayos canales. Rayos canales (W. Wein y J. J. Thomson, 1910) – Establecen que los rayos están compuestos por cargas positivas a las que llamaron protones. – Determinan que la carga es de x C y su masa de x g. 5

Neutrones Radiactividad (E. Rutherford, 1907) – Identifica que las emisiones radiactivas son de tres tipos, positivas negativas y neutras. – Sugiere la existencia de los neutrones al identificar que las partículas alfa presentan el doble de carga y una masa cuatro veces mayor a la del protón. Neutrones Partículas con masa similar a la del protón 6

Experimento de Rutherford 7

EL ÁTOMO 1.- Electrón.- Partículas subatómicas con carga eléctrica negativa y una masa de 9.1 x g. 2.- Protón.- Partícula subatómica con carga positiva y una masa de x g. 3.- Neutrón.- Partícula subatómica con carga neutra y una masa de x g. 8

ISÓTOPOS Símbolo del elemento Número másico Número atómico 9

Tabla de masas y abundancia NúclidoSímboloMasa atómica (uma) % abundancia Neutrón Protón Electrón Hidrógeno Hidrógeno Hidrógeno

Isótopos del hidrógeno 11

Isótopos del carbono 12

Ejercicio #1 Son los isótopos __ y el __ del __ 13

Fisión y fusión nuclear Video 1 Video 1 14

Actividad #1: núcleos atómicos 15

MODELOS ATÓMICOS 16

MODELO ATÓMICO DE BOHR Niels Bohr ( ), físico danés, galardonado con el premio Nobel de Física en

Modelo planetario del átomo 18

Los electrones se comportan como radiación electromagnética. Viajan en órbitas circulares alrededor del núcleo, una onda que viaja en círculos, solo puede tener valores fijos de longitud de onda ( ). La naturaleza ondulatoria de los electrones 19

Solamente algunas órbitas están permitidas para el electrón. Con base en la teoría cuántica de Planck, determinó que las órbitas se encuentran a una distancia r=52.9*n 2 pm del núcleo del átomo de hidrógeno, donde n es el número cuántico principal. Las leyes del electromagnetismo clásico no son del todo válidas en el nivel atómico. Los electrones no emiten radiación cuando giran alrededor del núcleo. Postulados del modelo de Bohr Orbita u orbital Neutrón Protón Electrón 20

El modelo atómico de Bohr establece: La energía del electrón esta cuantizada, es decir, no puede adoptar cualquier valor. La emisión y absorción de luz por los átomos se explica por el tránsito del electrón entre dos estados energéticos permitidos. Existe un estado de mínima energía llamado estado basal. El radio de la órbita más pequeña es 52.9 pm. El núcleo es diez mil veces más pequeño que el átomo. El número cuántico principal es suficiente para especificar la órbita del electrón y su energía. Si n crece, el electrón gira más lejos del núcleo y con mayor energía. 21

Representación de las órbitas ndistancia 10,53 Å 22,12 Å 34,76 Å 48,46 Å 513,22 Å 619,05 Å 725,93 Å 22

Radiación electromagnética Componente eléctrica Componente magnética 23

Espectro electromagnético 24

25

ESPECTROSCOPIA ABSORCIÓN-EMISIÓN 26

Fuentes de espectros continuo, emisión y absorción 27

Un espectro continuo en luz visible Espectro Continuo Espectro de Absorción Imagen detallada del espectro visible del Sol El espectro de absorción del hidrógeno ¿Puede ver estas líneas en el espectro solar de arriba? Recuerde que el hidrógeno es el elemento más abundante en el Sol. 28

REGLA Å= m H emisión H absorción He Li Be B Espectros de algunos elementos 29

REGLA Å= m H emisión H absorción C N O F Ne Espectros de algunos elementos 30

Explicación de la líneas de emisión del hidrógeno 31

Energía del electrón en el átomo de hidrógeno R H =Constante de Rygberg, 2.18x J 32

Número cuántico principal Series del espectro de emisión del hidrógeno 33

Cambios de energía del electrón al cambiar de n R H =Constante de Rygberg, 2.18x J 34

RadiaciónLongitud de onda (m)Frecuencia (Hz)Energía (J) Rayos gamma< 10 pm>30.0 EHz>19.9E-15 J Rayos X< 10 nm>30.0 PHz>19.9E-18 J Ultravioleta Extremo< 200 nm>1.5 PHz>993E-21 J Ultravioleta Cercano< 380 nm>789 THz>523E-21 J Luz Visible< 780 nm>384 THz>255E-21 J Infrarrojo Cercano< 2.5 µm>120 THz>79.5E-21 J Infrarrojo Medio< 50 µm>6.00 THz>3.98E-21 J Infrarrojo Lejano/submilimétrico< 1 mm>300 GHz>199E-24 J Microondas< 30 cm>1.0 GHz>1.99e-24 J Ultra Alta Frecuencia Radio<1 m>300 MHz>1.99e-25 J Muy Alta Frecuencia Radio<10 m>30 MHz>2.05e-26 J Onda corta Radio<180 m>1.7 MHz>1.13e-27 J Onda Media (AM) Radio<650 m>650 kHz>4.31e-28 J Onda Larga Radio<10 km>30 kHz>1.98e-29 J Muy Baja Frecuencia Radio>10 km<30 kHz<1.99e-29 J

Tipo de radiaciónLongitudes de onda (nm) Violeta Azul Verde Amarillo Naranja Rojo LUZ VISIBLE 36

Serien final n inicial Región del espectro Lyman12, 3, 4,5, 6, 7, 8 …Ultravioleta Balmer23, 4, 5, 6, 7, 8 …Uv-Visible Paschen34, 5, 6, 7, 8 …Infrarrojo Brackett45, 6, 7, 8 …Infrarrojo Series del espectro de emisión del átomo de hidrógeno 37

Ejercicio #2 Determine las longitudes de onda para la emisión de n=5 a n final = 1, 2, 3 y 4 (líneas de emisión del átomo de hidrógeno). Calcule la energía en Joules para cada caso e indique la región de espectro electromagnético a la que pertenece. R H =Constante de Rygberg, 2.18x J 38

TEORÍA CUÁNTICA Las leyes de la Física clásica no podían explicar el por qué de los niveles definidos de energía en los átomos. Bohr expuso al respecto, que las leyes de la Física clásica no dan explicaciones de cosas tan pequeñas como los electrones y los átomos. Los fenómenos que presentan partículas tan pequeñas se estudian en una parte de la Física moderna llamada “Mecánica Cuántica”. La Teoría atómica de Bohr falla para elementos químicos que no sean el hidrógeno, debido a que no se considera la interacción entre los electrones, es decir, no tiene validez para átomos poli-electrónicos. 39

POSTULADOS DE LA TEORÍA CUÁNTICA 40

MODELO ATÓMICO DE SOMERFIELD En el modelo atómico de Sommerfield (n) es igual a 1, 2, 3, etcétera y la letra “ele” (l) indica el grado en que la circunferencia sufre desviaciones. El estado energético de un electrón queda dado o definido por dos números enteros “n” y “l”. Los términos espectrales s, p, d, f, provienen de los espectros del hidrógeno, donde aparecen cuatro líneas: Sharp (agudas), principal, difuso y fundamental. Por estos cuatro términos se manejan las cuatro letras s, p, d y f. ACERCANDOSE AL MODELO ACTUAL 41

MODELO CUÁNTICO DEL ÁTOMO 42

Carácter dual de la materia (Luis de Broglie, 1924) Al conocer el efecto fotoeléctrico, explicó que la luz no sólo tiene un carácter corpuscular sino también ondulatorio. Lo anterior lo demostró con base a la Teoría de la dualidad de la partícula, que considera que la materia tiene un comportamiento corpúsculo-onda. Este principio sólo tiene significado para partículas muy pequeñas y su ecuación es: = Longitud de onda h = Constante de Planck (6,626 × J·s ) p = Cantidad de movimiento (p=m·v) m = Masa de la partícula u objeto v = Velocidad de la partícula u objeto De lo anterior se puede concluir que un electrón posee una longitud de onda determinada y que también un fotón posee masa. 43

Principio de incertidumbre (Werner Heisemberg, 1926) Establece que es imposible conocer con precisión y simultáneamente la posición y velocidad del electrón, ya que al determinar la velocidad se altera el valor real de su posición. Lo anterior se contrapone a la Teoría de Bohr, que señala un lugar preciso de posición del electrón alrededor del núcleo.  p x ·  x = h 44

Función de onda (E. Schrödinger, 1927) Presentó un modelo matemático del átomo, basado en los estudios de Bohr y de Broglie, en donde el comportamiento electrón se considera como una onda. En dicho modelo se estudia la densidad electrónica de un átomo en función de la probabilidad de encontrar un electrón en un volumen determinado, al que se llama “orbital electrónico”. Esta teoría señala que la máxima probabilidad de encontrar un electrón, coincide con el radio de Bohr para n = 1 (r = 0.53 Å). 45

Función de onda (E. Schrödinger, 1927) h = Constante de Planck V = Energía potencial E = Energía total  = Función de onda x, y, z = Posición m = masa de la partícula (e  ) 46

La función de onda se puede descomponer, empleando coordenadas esféricas, de la siguiente forma: Ψn, l, ml = Rn, l (r) Θl, ml (θ) Φml (φ) Donde: Rn, l (r) representa la distancia del electrón al núcleo y Θl, ml (θ) Φml (φ) la geometría del orbital. Para la representación del orbital se emplea la función cuadrado, |Θl, ml (θ)|² |Φml (φ)|², ya que ésta es proporcional a la densidad de carga y por tanto a la densidad de probabilidad, es decir, el volumen que encierra la mayor parte de la probabilidad de encontrar al electrón o, si se prefiere, el volumen o región del espacio en la que el electrón pasa la mayor parte del tiempo. Función de onda (E. Schrödinger, 1927) 47

La solución exacta de la ecuación de Schrödinger, puede resolverse para el átomo de hidrógeno y establece que  está determinada por los valores de cuatro números cuánticos n, l, m l y s Función de onda (E. Schrödinger, 1927) 48

El valor del número cuántico principal n, toma valores enteros (1, 2, 3...) y define el tamaño del orbital. Cuanto mayor sea, mayor será el volumen. También es el que tiene mayor influencia en la energía del orbital. El número cuántico principal n 49

El valor del momento angular, indica la forma del orbital y el momento angular. l = [ desde 0 hasta (n – 1)] Para l = 0, orbitales s Para l = 1, orbitales p Para l = 2, obitales d Para l = 3, orbitales f Para l = 4, orbitales g El número cuántico l 50

El número cuántico m l El valor del número cuántico magnético, define la orientación espacial del orbital frente a un campo magnético externo. m l = -l, -l+1, …, 0, …, l+1, l 51

El valor del espín, puede ser +1/2 ó  1/2. Al orbital sin el valor de s se le llama orbital espacial, al orbital con el valor de s se le llama espínorbital. El número cuántico s 52

Orbitales “s” 53

Orbitales “p” 4p 3p 2p 54

55

Orbitales “d” 56

Orbitales “f” 57

Ejercicio #3 Identifica a cada uno de los 7 orbitales «f»

Orbitales “f” 59

Orbitales electrónicos !!!Conoce el orbital electrónico que quieras¡¡¡ ¿Más…? 60

5ta Conferencia (E. Solvey), 1927 Bruselas, Bélgica 61

Teoría atómica alternativa Video 2 Video 2 62

Configuraciones electrónicas de los elementos químicos 63

Regla de las diagonales 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 Si se siguen las diagonales, la dirección de las flechas te darán el orden de la configuración electrónica, respetando el Principio de Aufbau (siempre se deben colocar los electrones en los orbitales de menor energía). SOBRE LOS ORBITALES ELECTRÓNICOS: Que cada orbital acepta solo 2 electrones Que sólo hay 1 orientación para los orbitales s (2 electrones) Que hay 3 orientaciones para los orbitales p (6 electrones) Que hay 5 orientaciones para los orbitales d (10 electrones) Que hay 7 orientaciones para los orbitales f (14 electrones) n n

Lo primero que se debe conocer, es el número atómico del elemento (Z) 65

La tabla periódica de los elementos 66

Configuración electrónica del oxígeno ( 8 O) 8 O = 1s 2 2s 2 2p 4 # de electrones Total de e  = = 8 67

Configuración electrónica del cadmio 2+ ( 48 Cd 2+ ) 48 Cd 2+ = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 5s 0 # de electrones = 48-2 = 46 Total de e  = = 46 68

Con las configuraciones electrónicas se identifican los bloques en la tabla periódica Las propiedades químicas de un elemento dependen mucho de dónde quedan los últimos electrones en la configuración electrónica. Según el «último nivel electrónico ocupado» la tabla periódica se divide en bloques : bloque s, bloque p, bloque d y bloque f 69

Configuraciones electrónicas de los gases nobles Grupo 18: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn 70

Configuraciones electrónicas con kernell Para simplificar una configuración electrónica se puede utilizar la notaciones kernell de los gases nobles y partir del gas noble cuyo número de electrones sea inmediato inferior al del átomo que va a representar. Por lo tanto tomando en cuenta esto; debemos tener presente la terminación de las configuraciones electrónicas de los gases nobles. Para representar las configuraciones electrónicas de kernell de los elementos químicos periodo dos (renglón dos) se utiliza el gas noble del periodo uno (renglón uno). 71

Ejemplo 1.- Configuración kernell del carbono: 6 C = 1s 2 2s 2 2p 4 2 He =1s 2 6 C = [ 2 He] 2s 2 2p 4 72

Ejemplo 2.- Configuración kernell de la plata: 47 Ag = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 9 36 Kr = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 47 Ag = [ 36 Kr] 5s 2 4d 9 73

Diagramas energéticos o configuraciones gráficas 74

Principios energéticos 75

Electrón diferencial 76

Ejercicio #4 1.- Describa los 4 números cuánticos para el electrón 5d z Determine el número de orbitales d ocupados en el Ru 3+ y Ru Determine al catión divalente y el número de electrones totales, si éste presenta la configuración electrónica siguiente: 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 6, 4s 2, 3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d Calcule el número total de orbitales p que contiene la configuración electrónica del polonio, 5.- Calcule el número total de orbitales ocupados cuyo valor de n=4 y determine el total de electrones contenidos en ellos, para la especie Eu 3+ (Z=63). 77