QUÍMICA “Ciencia experimental que se ocupa del estudio de la materia, sus propiedades, constitución y transformaciones”

Hª DE LA QUÍMICA Y MODELOS ATÓMICOS Percepción e interpretación de la realidad

+ S. V / IV a.c.: Leucipo y Demócrito de Abdera. ESCUELA ATOMISTA ATOMOS (infinitos, compactos, indivisibles, distintos en forma y tamaño) + VACIO S. III a.c. ALEJANDRIA (Khemeia) S. V d.c. Constantinopla Persia (Procesos químicos y metalúrgicos) Arabes

Concepto de elemento químico S. VII d.c.: AL-KIMIYA ALQUIMIA (Europa) Aislaron elementos químicos y descubrieron más de un centenar de compuestos. Gran cantidad de procedimientos experimentales. TEORIA DE LOS 4 ELEMENTOS (aire, agua, tierra y fuego) S. XVII (1661). Robert Boyle, “padre de la química moderna” . Método científico Química (químicos) Concepto de elemento químico

TEORIA ATÓMICA DE DALTON S. XIX(1800). TEORIA ATÓMICA DE DALTON Elementos formados por partículas indestructibles e indivisibles : ATOMOS. Atomos de un mismo elemento son idénticos. Combinación de átomos en proporciones dadas para formar compuestos. MATERIA DALTON FISICOS NO es un “todo contínuo” Medio continuo (Eter) (átomos en el vacío)

1875. WILLIAM CROOKES Estudio de partículas subatómicas

1886. EUGEN GOLDSTEIN RAYOS CANALES (rayos positivos) 1897. Joseph John THOMSON Rayos Catódicos Partículas materiales Carga negativa Cálculo masa/carga George Stoney sugiere el nombre de ELECTRONES

Electrones presentes en MODELO THOMSON Electrones presentes en todas las sustancias. Masa de los electrones miles de veces menor que la de los átomos. Electrones inmersos en una esfera positiva. Atomo neutro Atomos no indivisibles

Experimento de Rutherford 1911. Ernest RUTHERFORD Experimento de Rutherford DEMO

Rutherford determino el tamaño del núcleo atómico en el oro

MODELO DE RUTHERFORD o Modelo planetario Parte central positiva, NUCLEO, que concentra prácticamente toda su masa. Electrones con carga negativa girando alrededor del núcleo, CORTEZA. El átomo en su conjunto es NEUTRO

1919. PROTÓN Partícula positiva con la misma carga que el electrón 1837 veces la masa del electrón. 1932. NEUTRÓN (James Chadwick) Partículas neutras . Masa muy similar a la del protón

INCONVENIENTES DEL MODELO DE RUTHERFORD Según el electromagnetismo, el electrón debería describir una órbita espiral terminando colapsándose contra el núcleo. No explica los espectros atómicos

HECHOS EXPERIMENTALES NATURALEZA DE LA LUZ RADIACIÓN TÉRMICA EFECTO FOTOELÉCTRICO ESPECTROSCOPIA. ESPECTROS ATÓMICOS

Newton: naturaleza corpuscular s. XVII Huygens: naturaleza ondulatoria NATURALEZA DE LA LUZ Newton: naturaleza corpuscular s. XVII Huygens: naturaleza ondulatoria 1801. Young. Difracción de la luz Mediados s. XIX. Maxwell. T. electromagnética Final s. XIX. Hertz. Ondas electromagnéticas

ESPECTROSCOPIA. ESPECTROS ATÓMICOS 1860. Bunsen y Kirchhoff. ESPECTROSCOPÍA “Emisión de luz de distinto color por vaporización de determinadas sustancias  espectros discontinuos”. Espectro de Absorción Espectro de Emisión

CONOCIMIENTO DE LA ESTRUCTURA INTERNA DE LOS ÁTOMOS Espectro del Hidrógeno 1885 J.J.Balmer – región del visible. LINEAS BALMER 1889 J.R. Rydberg – región visible + U.V. L. BALMER L. LYMAN

RADIACIÓN TÉRMICA “Todos los cuerpos emiten radiación e-m que depende de dos factores : Temperatura y Características del cuerpo emisor”. CUERPO NEGRO : emisor y absorbente perfecto. 1.-Ley de Stefan-Boltzmann. I  T4 2.-Ley de Wien.  max . T= K

RADIACIÓN TÉRMICA “CATASTROFE DEL ULTRAVIOLETA”

HIPOTESIS DE PLANCK (1900) “CUANTIZACIÓN” 1.- Los electrones oscilan o vibran con una frecuencia característica, f . 2.- “La energía no se absorbe ni se emite de forma continua, sinó en paquetes o cuantos”. E= n. h . f h= Constante de Planck = 6,63 . 10 -34 J.s

EFECTO FOTOELÉCTRICO “Expulsión de electrones cuando algunos materiales se iluminan con la luz adecuada”. ¡PROBLEMA!: Frecuencia umbral, fo .

Efecto fotoeléctrico: Albert Einstein NATURALEZA DUAL DE LA LUZ E= h.f Ec,max = h (f-f0)

MODELO DE BOHR Aspectos clásicos y cuánticos. Parte del modelo atómico de Rutherford. Órbitas circulares POSTULADOS: 1º.- Hipótesis de los estados estacionarios. Fcen = Felec 2º.- Condición de cuantización. L= n.h/2. 3º.- Hipótesis de los saltos electrónicos. E3 – E2 = h.f

Modelo de Bohr • 1. En un átomo, el electrón tiene únicamente ciertos estados definidos estacionarios de movimiento que le son permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tiene una energía fija y definida. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante • 2. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2π). • 3. La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por:• Ea-Eb = h n

Bohr explica las series espectrales del hidrógeno Representación de las órbitas n distancia                                                                                  1 0,53 Å 2 2,12 Å 3 4,76 Å 4 8,46 Å 5 13,22 Å 6 19,05 Å 7 25,93 Å

Bohr explica las series espectrales del hidrógeno “El electrón puede adoptar en el átomo uno cualquiera de los niveles de energía permitidos que corresponden a los estados estacionarios, pero no valores intermedios”. En = -K / n2 n = 1,2,3,….. K = 2,18.10-18 J

Series espectrales del hidrógeno

SERIE NIVEL DE LLEGADA, nf NIVEL DE SALIDA, ni Región del Espectro Lyman 1 2,3,4,… Ultravioleta Balmer 2 3,4,5,… Visible y U.V. Paschen 3 4,5,6,… Infrarrojo Brackett 4 5,6,7,… Pfund 5 6,7,8,…

Modelo Bohr - Sommerfeld Órbitas elípticas Tres números cuánticos: Nivel Forma Orientación

Modelos Atómicos: Sommerfeld

INCONVENIENTES MODELO DE BOHR: No aplicable a átomos polielectrónicos ni mucho menos a enlaces químicos entre átomos.

MECÁNICA CUÁNTICA (carácter probabílístico) 1924. LEY DE DE BROGLIE Electrones con carácter dual . 1926. ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER Función de onda. Orbital atómico

LEY DE DE BROGLIE El electrón en el átomo de hidrógeno debe comportarse como una onda estacionaria . El electrón sólo tiene permitidas aquellas órbitas cuya circunferencia (L = 2r) sea un múltiplo entero de  . 2r = n 

ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER Función de onda .

Función de onda . Soluciones = posibles estados de energía. Cada solución se caracteriza por los valores de 3 números cuánticos. Estos 3 números cuánticos describen un ORBITAL ATÓMICO. Orbital Atómico: representa una región del espacio donde existe una alta probabilidad (90%) de encontrar al electrón.

Función de onda .  (x,y,z) representa la amplitud de la onda asociada al electrón en su movimiento. 2 (x,y,z) representa la intensidad de onda y la probabilidad de encontrar al electrón en un punto. 2 dV : densidad electrónica en el elemento de volumen dV.

La probabilidad de encontrar al electrón en una órbita de radio r es máxima cuando r = ro Modelo cuántico Modelo de Bohr Cada electrón tenía un órbita fijada.la probabilidad de encontrarlo en una órbita de radio ro es del 100%

1927. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE O INDETERMINACIÓN DE HEISENBERG “Cuando se estudia el comportamiento de una partícula, es imposible determinar simultáneamente y con total exactitud el valor de la posición, x, y su cantidad de movimiento, p”. x . p h/4

Modelos Atómicos ÍNDICE

ORBITALES ATÓMICOS Un orbital es una solución de la ecuación de ondas aplicada a un átomo. Nube de carga negativa que se localiza alrededor del núcleo presentando mayor densidad en aquellas zonas donde es más probable encontrar al electrón. La probabilidad de encontrar al electrón dentro de la región dibujada es del 90% Mientras que en el modelo de Bohr cada nivel corresponde a una única órbita, ahora puede haber varios orbitales correspondientes a un mismo nivel energético

NUMEROS CUÁNTICOS Principal (n) Secundario (l), Magnético (m) azimutal ó del momento angular 0,1,2…(n-1) Magnético (m) -l,…0…+l Magnético de spín(ms) + ½

Número Cuántico Principal n Nivel de energía Distancia promedio al núcleo Tamaño de los orbitales

Número Cuántico Secundario, l Tipos de subniveles Forma de los orbitales s p d

Número Cuántico Magnético, m Efecto Zeeman Orientaciones espaciales s p px py pz d dxy dxz dyz dx2 - dz2 y2

Efecto Zeeman

Número Cuántico de Spin, ms Efecto Zeeman anómalo Sentido de giro del electrón

1. ENERGIA DE LOS ORBITALES La energía de un orbital depende de los valores de los números cuánticos principal y secundario pero no del magnético, por tanto todos los orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía Los orbitales vacíos tienen unos niveles energéticos definidos primeramente por el número cuántico principal y luego por el secundario Conforme se van llenando de electrones, la repulsión entre estos modifica la energía de los orbitales y todos disminuyen su energía (se estabilizan) al aumentar Z, pero unos más que otros, y esto origina que su orden energético no sea constante

Energía de los orbitales

Un orbital es tanto más estable cuanto menor sea su contenido energético. A mayor valor (n+l), mayor valor de energía y, por tanto, menor estabilidad. En el caso de dos orbitales con el mismo valor de (n+l), aquel con mayor n, tendrá mayor energía.

2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA “Distribución de los electrones de un átomo ó ión en sus respectivos orbitales”. Configuración electrónica del estado fundamental es aquella de mínima energía. Configuración electrónica de la capa de valencia es aquella que se refiere al nivel energético más externo ocupado por los electrones de un elemento

LLENADO ELECTRÓNICO La energía de un orbital perteneciente a un átomo polielectrónico no es única. Sin embargo, en referencia a su sucesivo llenado, el orden de energía a utilizar es el dado en el diagrama siguiente:

Subniveles de energía (II) Nomenclatura de los subniveles Valor de l Letras s 1 2 3 p d f

DIAGRAMA DE MOELLER

2 n2 electrones por nivel Principio de Aufbau: los electrones entran en los orbitales de energía más bajos disponibles.

2. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI “En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los 4 números cuánticos iguales. Por tanto: Cada orbital puede albergar un máximo de 2 electrones . Estos 2 electrones deben tener spines antiparalelos : APAREADOS. . ns

3. PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND “Cuando en un subnivel energético existen orbitales disponibles, los electrones se distribuyen, siempre que sea posible, desapareados y con spines paralelos”.  1s 2s 2p    Experimentalmente más estable 1s 2s 2p   1s 2s 2p

SUSTANCIA PARAMAGNÉTICA SUSTANCIA DIAMAGNÉTICA “Aquella que es atraída débilmente por un imán” . N(Z = 7) 1s2 2s2 2p3   SUSTANCIA DIAMAGNÉTICA “Aquella que NO es atraída por un imán (incluso es ligeramente repelida)”. Be(Z = 4) 1s2 2s2 

Configuraciones electrónicas (II) Elemento Orbitales 1s 2s 2px 2py 2pz 3s Configuración electrónica H He Li Be B C N O F Ne Na 1s1 1s2 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p1 1s2 2s2 2p2 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1

MENDELÉIEV

PROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATÓMICO. RADIO IÓNICO. ENERGÍA DE IONIZACIÓN AFINIDAD ELECTRÓNICA ELECTRONEGATIVIDAD. CARÁCTER METÁLICO.

APROXIMACIÓN “Electrones externos atraídos por el núcleo mediante fuerzas electroestáticas regidas por la Ley de Coulomb”. q = carga nuclear Fe = K F  q,r q´= e r = distancia del e- al núcleo

Intensidad de las fuerzas: CARGA NUCLEAR (Z) Efecto de apantallamiento Carga nuclear efectiva DISTANCIA .

Sólido metálico: distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes. 1.A.- RADIO ATÓMICO: Sólido metálico: distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes. Sustancias covalentes: distancia entre los núcleos de los átomos idénticos de una molécula. AUMENTA

rc+  relemento (> carga nuclear efectiva) 1.B.- RADIO IÓNICO: rc+  relemento (> carga nuclear efectiva) ra- > relemento ( > repulsión entre e-  expansión de la nube electrónica) c+ AUMENTA a- AUMENTA AUMENTA AUMENTA

2.- ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI) Ó POTENCIAL DE IONIZACIÓN (P.I) : AUMENTA X(g) + EI1  X+(g) + e- AUMENTA X+(g) + EI2  X(g) + e- EI1 < EI2  EI3… EIn, Li(g)  Li+(g) + e- EI1= 8,624.10-19 J Li+(g)  Li+2(g) + e- EI2= 1,210.10-17 J Li2+(g)  Li+3(g) + e- EI3= 1,959.10-17 J “Energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo neutro en estado gaseoso y en su estado fundamental”

3.- AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E) : X(g) + e- X-(g) A.E  0 glte     AUMENTA AUMENTA (en valor absoluto) “EXCEPCIÓN : GASES NOBLES” “Energía involucrada (absorbida o desprendida) cuando un átomo neutro en estado gaseoso capta un electrón formándose un ión negativo” más estable generalmente

TIPOS DE ENLACES: 4.- ELECTRONEGATIVIDAD (E.N): AUMENTA E.N.No metales (oxidantes) AUMENTA E.N.Metales (reductores) TIPOS DE ENLACES: E.N. muy diferentes  Enlace iónico E.N. muy similares  Enlace covalente “Tendencia que posee un átomo a atraer hacia sí los pares de electrones compartidos de un enlace covalente”.

Elementos Metálicos Manifiestan carácter electropositivo. Tienen pocos electrones de valencia Tienden a perder los electrones de valencia. Pequeño potencial de ionización. Baja afinidad electrónica. Pequeña electronegatividad.