Radiación Electrómagnética




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Modelos Atómicos

Teoría Atómica

John Dalton

J.J. Thompson

Ernest Rutherford

Becquerel y los Curie

Modelo de Bohr

Radiación Electrómagnética

Max planck

El espectro electromagnético

Espectro atómico

 

 

 

 




 

INTRODUCCIÓN

La química es la ciencia que estudia las propiedades de la materia, su estructura, su composición, las transformaciones que experimenta y los fenómenos energéticos que pueden producirse en esos cambios.

El extenso y apasionante tema de la química se estudia desde la perspectiva de enfoques especiales que van desde la química nuclear hasta la bioquímica. Para hacer mas fácil su estudio  se hace distinción entre dos grandes áreas de la química: La Química Inorgánica: que estudia todos los elementos y compuestos distintos del carbono y sus derivados. y la Química Orgánica: que se encarga del estudio del carbono y de los compuestos que forma con otros elementos.

La química inorgánica estudia parte de los fenómenos naturales y hechos relacionados con la vida diaria como: la extracción de metales (oro, hierro, plata, níquel, platino, aluminio, etc), identificación de elementos constituyentes de la luna y de todos los astros, análisis de productos naturales, análisis y purificación de aguas, investigaciones en radioquímica con el fin de encontrar su aplicación en medicina y como fuente de energía, en esta parte se incluyen todos los estudios relacionados con la emisión de radiactividad derivadas tanto de la fusión como de la fisión nuclear.

Para empezar el estudio tanto de la química inorgánica como de la inorgánica es imprescindible conocer mas a fondo la parte fundamental de la materia y de la misma química EL ÁTOMO, para ello se vera a continuación las representaciones mentales en cuanto a la composición y estructura de el átomo de algunos hombres (modelos atómicos) que a lo largo de la historia fueron cambiando la forma de ver el mundo y que estructuraron la misma química
 

TEORÍA ATÓMICA

Los inicios de la teoría atómica se remontan a el Siglo V A.C. Dos Filósofos Griegos Leucipo y Demócrito propusieron que la materia no podía dividirse indefinidamente tal y como lo estipulaba Aristóteles. Ellos proponían que al final de la división llegarían a los Átomos. (La palabra griega átomos significa “indivisible”). Después de que en Grecia se estableció que "Los átomos son partículas muy pequeñas, eternas e indivisibles que constituyen la materia” muchos filósofos, físicos, químicos y demás científicos postularon otras teorías encaminadas a describir la composición y estructura del átomo,  estos son algunos de ellos:

  • JOHN DALTON (1808).

Su teoría puede resumirse en cinco ideas básicas :

LEYES

OTRAS LEYES QUE CONCORDABAN CON LO EXPUESTO POR DALTON

  • La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos. Los cuales no se crean ni se destruyen

(Ley de la conservación de la materia propuesta por Antoine Lavoisier).

  •  Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en peso, tamaño y propiedades químicas.

 

  • Los átomos de elementos diferentes también son diferentes.

 

  •  Los átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en relaciones numéricas enteras y sencillas para formar compuestos

(Ley de las proporciones definidas de Proust)

  • Los átomos de diferentes elementos pueden combinarse en distintas proporciones numéricas para formar más de un compuesto

(Ley de las proporciones múltiples)

  • J.J. THOMPSON (1897)

J.J Thompson realiza una serie de experimentos con gases, descubre unas partículas cargadas negativamente a las que llama electrones. Según él la materia es eléctricamente neutra. Su modelo considera al átomo como una masa con carga positiva, donde se insertan los electrones en número y posiciones tales que el campo eléctrico resultante es nulo. “El modelo del pastel de pasas”.

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  • ERNEST RUTHERFORD (1911)

Su experimento consiste en bombardear una delgada lámina de oro con un haz de partículas alfa. Se observa que la mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin ser desviadas en su trayectoria; un pequeño número es desviado por alguna causa, y solo unas cuantas partículas rebotan.

De acuerdo a esto RUTHERFORD propone el siguiente modelo atómico:
 

  • Existe un núcleo cargado positivamente en el cual se encuentra concentrada toda la masa del átomo. El núcleo está constituido por partículas positivas llamadas protones y por partículas neutras llamadas neutrones
     

  • Existe un número de electrones igual a la carga nuclear que giran alrededor del núcleo.
     

  • La carga positiva del núcleo coincide con el número atómico del elemento estudiado.
     

  • Los átomos son en su mayor parte espacio vacío.

  • BECQUEREL Y LOS ESPOSOS CURIE (1896)

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Es descubierta por Becquerel y los esposos Curie. La radiactividad es el proceso de ruptura de los átomos durante el cual se emiten radiaciones. Al experimentar con elementos como el Uranio y el Radio se descubre que el haz de partículas subatómicas emitido esta conformado por:

 

Composición

Carga

RAYOS ALFA

2 protones y 2 neutrones (llamados también núcleos de Helio)

2+

RAYOS BETA

Electrones de alta energía

1-

RAYOS GAMMA

Radiación Electromagnética de Longitud de onda muy corta (Alta Energía)

0




  • MODELO DE BOHR (1913)   

Se basó en los estudios de espectro de emisión de los átomos y en la teoría de los cuantos;

Emisiones de los átomos: la luz que emite un elemento se conoce como su espectro y cada elemento tiene uno diferente.
Teoría de los cuantos: Propuesta por Plank (1900). En una reacción química no puede intervenir una cantidad de materia inferior a un átomo. Igualmente hay una cantidad mínima de energía que se puede emitir, que es el fotón o cuanto. (ver mas adelante) 

 

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El modelo atómico de Bohr contempla cuatro postulados:
 

  • Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo.
     

  • Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos localizados en órbitas más alejadas.
     

  • Cualquier electrón en un átomo puede tener sólo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón.
     

  • Los electrones pueden moverse de una órbita a otra. Para esto debe ganar o perder una cantidad exacta de energía, un cuanto de energía .
     

  • RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

La difracción de la luz por una ranura muy angosta hace posible el cálculo de una propiedad de la luz denominada longitud de onda, representada por λ (lambda) y que corresponde a la distancia entre dos crestas de una onda de luz. La frecuencia de la luz V, o el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo, relaciona la longitud de onda con la velocidad de la luz, c, por la expresión:

c = vλ  , donde:

  λ =

Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de un ciclo)

 c =

Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)

 v =

Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.

  • MAX PLANK ( 1900 )
     


En 1900 Max Plank propone la teoría cuántica para la energía radiante: “La Energía Radiante sólo puede ser emitida o absorbida en cantidades discretas llamadas cuantos”. Plank desarrolló una ecuación que define la energía de un cuanto de Energía Radiante:

E= hv

  E =

Energía Radiante

 h=

Constante de Plank (6.6262 x 10-34 Joule-seg)

 v =

 Frecuencia (seg-1)

En 1905 Albert Einstein propuso que los cuantos son paquetes discontinuos llamados “fotones”.

  • EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO

Cuando un rayo de luz atraviesa un prisma, el rayo se desvía o se refracta. el grado de desviación depende de la Longitud de Onda. El Espectro Electromagnético representa el Intervalo de Longitudes de Onda de la Radiación Electromagnética.

  • ESPECTRO ATÓMICO

Cuando los vapores o gases de una sustancia se calientan en una llama, se produce luz. Si un rayo de esta luz se hace pasar por un prisma, se produce un Espectro de Líneas (o Discontinuo). El Espectro de Líneas de cada Elemento es Único. En 1885 J. J. Balmer estudió el espectro de emisión del Hidrógeno y obtuvo la siguiente ecuación:

donde n = 3, 4, 5, ...
La serie de líneas que se obtiene se conoce como “Serie de Balmer”.
 

EL ÁTOMO Y SU ESTRUCTURA ELECTRÓNICA


Electrón

Protón

Neutrón

Número atómico

Número de masa

Isótopos

Números cuánticos

Principio incertidumbre

Principio de exclusión de Pauli

Configuración electrónica

Regla de Hund

 

 

 

 




 

INTRODUCCIÓN

Los átomos no son partículas individuales como lo había pensado originalmente Dalton, sino que están compuestos de partículas más simples: en el núcleo del átomo, los neutrones y los protones cargados positivamente y rodeando al núcleo los electrones cargados negativamente
  • PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

El Electrón


El electrón es una partícula subatómica que tiene carga negativa,  su descubrimiento deriva de los experimentos realizados con Electricidad. Además Julius Plücker en 1859 realizó experimentos con Rayos Catódicos que consiste en lo siguiente: Dos Electrodos se encuentran dentro de un tubo sellado de vidrio al que se ha extraído casi completamente el aire. Cuando se aplica un Voltaje alto a través de los electrodos, emerge un haz de rayos desde el electrodo negativo llamado Cátodo hacia el electrodo positivo llamado Ánodo.

Estos rayos tienen naturaleza negativa, ya que son repelidos por el extremo negativo de campos eléctricos (Cátodo) y magnéticos (Sur Magnético). En 1891 Stoney les llamó electrones. Finalmente en 1897 Joseph J. Thomson determinó la relación carga/masa (e/m) del electrón estudiando la desviación de los rayos Catódicos por los campos eléctrico y magnético.

e/m = -1.75 x 108 coulomb/gramo

En 1909 Robert A. Millikan determinó la carga del electrón que resultó ser:

e = -1.602 x 10-19 Coulomb

Al contar con el valor de e/m y con el de e, fué posible obtener el valor de m (masa del electrón) que resultó ser:

me = 9.1096 x 10-28 g

El Protón


El protón es una partícula cargada positivamente, su estudio se debe en gran parte a Eugene Goldstein quien  realizó experimentos con Rayos Catódicos en los cuales se introdujo Hidrógeno gas a baja presión, observando la presencia de Rayos que viajaban en dirección opuesta a los Rayos Catódicos. El llamó a estos “Rayos Positivos” Protones. Se determinó la relación e/m para el protón resultando ser:

e/m = +9.5791 x 104 Coulomb/g

A los protones se les asignó el símbolo H+ y se determinó que la carga del protón es igual a la del electrón sólo que de signo contrario (+).

eH+ = +1.602 x 10-19 Coulomb

Así mismo, se determinó la masa del Protón siendo ésta de:

mH+ = 1.6726 x 10-24 g

El Neutrón


En 1932 Chadwik determinó mediante el estudio de reacciones nucleares  la masa del Neutrón, el cual no posee carga (Por eso le llamaron Neutrón) siendo ésta de:

mn = 1.6750 x 10-24 g

n = neutrón

El núcleo


Es la parte central del átomo cargada positivamente: esta compuesto principalmente de las partículas fundamentales llamadas protones y neutrones. Los electrones se mueven alrededor del núcleo. El núcleo contiene la mayor parte de la masa
  • NÚMERO ATÓMICO (Z)


Indica el número de protones que tiene un átomo en el núcleo, el cual es igual a la cantidad de electrones, ya que la materia es eléctricamente neutra. La cantidad de protones varía según el elemento.
 

EJEMPLO: EL Magnesio ( Mg) tiene Z= 12
  • NÚMERO DE MASA (A)


Es la suma del número de protones y neutrones contenidos en el núcleo.
 

A = Z + N
 

EJEMPLO: El Sodio (Na) tiene Z = 11 y A = 23, por lo tanto contiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones.
 
  • ISÓTOPOS


Son átomos de un mismo elemento que contienen el mismo número de protones y electrones, pero diferente número de neutrones.
  • MASA ATÓMICA:


Es la masa de un átomo expresada en relación al átomo de carbono-12 (12C).
  • NÚMEROS CUÁNTICOS 


Los números cuánticos determinan la región del espacio-energía de mayor probabilidad para encontrar a un electrón. El desarrollo de la Teoría Cuántica fue realizado por Plank, Maxwell, Schrödinger, Pauling, Heisenberg, Einstein, De Broglie y Boltzmann

Descripción de los Números Cuánticos:

n =

Número  Cuántico  Principal:                                              Proporciona el Nivel y la distancia promedio relativa del electrón al Núcleo. n posee valores de 1, 2, 3,....

l =

Número Cuántico Azimutal:                                                 Proporciona el subnivel. cada orbital de un subnivel dado es equivalente en energía, en ausencia de un campo magnético. l posee valores desde 0 hasta n-1.

m =

Número Cuántico Magnético:                                                  Define la orientación del Orbital. m posee valores desde -l pasando por 0 hasta +l

s  =

Número Cuántico de Spin:                                                             Define el giro del Electrón. s posee valores de +1/2 y -1/2.

Principio de Incertidumbre de Heisenberg:

“Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

Principio de Exclusión de Pauli:

“Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2
  • CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS


NOTACIÓN ESPECTRAL: Es la representación esquemática de la distribución de los electrones de un átomo, de acuerdo con el modelo atómico de Bohr. Los electrones tienden a ocupar orbítales de energía mínima. La siguiente figura  muestra el orden de llenado de los orbítales.

NIVEL

ORBITALES

ELECTRONES MÁXIMOS                                                 POR NIVEL

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EJEMPLO:  La notación espectral del Calcio (Z = 20) es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Conocido este orden se puede asegurar que el tercer electrón ira al orbital 2s. Por tanto, la configuración electrónica del litio es       1s2 2s.

El Berilio, con cuatro electrones, colocara el cuarto electrón en el orbital 2s puesto que este puede aceptar hasta dos electrones. La configuración electrónica del berilio resulta ser 1s2 2s2. La forma que se ha usado hasta ahora para escribir la notación electrónica es la notación convencional; también se usa el diagrama orbital o notación orbital. Cuando se escribe un diagrama orbital, se usan flechas para indicar los electrones ( ↑para indicar, por ejemplo y↓spín +1/2 y  spín -1/2). Por ejemplo, el diagrama orbital para los cinco primeros elementos será: 

NOTACIÓN CONVENCIONAL

DIAGRAMA ORBITAL

11H

     1s 1

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22He

   1s 2

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33Li

  1s 2 2s 1

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44Be

  1s 2 2s 2

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55B

  1s 2  2s 2  2p 1

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Para representar una configuración electrónica por la notación convencional se usan dos métodos (a) la configuración total : que consiste en escribir todos los orbitales . (b) la configuración parcial : en donde los niveles totalmente llenos se abrevian con la letra mayúscula apropiada. si (K) significa 1s2; (K, L) significa 1s2 2s2 2p6 3s1. Por ejemplo , para el átomo de sodio : 11Na configuración total : 1s2 2s2 2p6 3s1; configuración parcial : ( K,L) 3s1

Otra manera alterna de escribir la configuración parcial , es escribiendo el símbolo del gas noble que le precede entre corchetes, seguido de los electrones presentes por encima del gas noble, por ejemplo, para el sodio y calcio seria :

11Na

configuración parcial

[Ne] 3s1

20Ca

configuración parcial

[Ar] 4s2
  • REGLA DE HUND


Se aplica la regla de Hund de máxima multiplicidad cuando un orbital p, d, o f es ocupado por más de un electrón. Esta regla dice que los electrones permanecen sin aparear con espines paralelos en orbitales de igual energía, hasta que cada uno de estos orbitales tiene , cuando menos un electrón. Por ejemplo, el diagrama orbital para el  fósforo:

15P

 [Ne]

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 y no

[Ne]

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Ningún orbital p puede poseer dos electrones hasta que todos los orbitales p tengan un electrón cada uno .

PERIODICIDAD QUÍMICA








INTRODUCCIÓN


¿Por qué determinados elementos tienen propiedades semejantes? estas pregunta se puede contestar con la moderna teoría atómica en función de las estructuras electrónicas. Elementos diferentes cuyos átomos tienen estructuras electrónicas semejantes en sus capas externas o niveles de valencia tienen muchas propiedades químicas en común. Esta idea que relaciona la semejanza en las estructuras con la semejanza en las propiedades es la base de la ley periódica
  • CLASIFICACIONES PERIÓDICAS INICIALES


Los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similaridades químicas y físicas de los elementos. Estos son algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica:

Johann W. Dobeneiner:

Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamados triadas.

John Newlands:

Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer:

Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.
  • TABLA PERIÓDICA ACTUAL


En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.
 

Ley periódica: →

" Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos "

lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.
 
  • ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA


Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias; los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales y al lado derecho a los no metales. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides.

Metales:

Son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico.

No Metales:

Pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido.

Metaloides:

poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales.
  • LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS


Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

Elementos representativos:

Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.
 

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35

La distribución electrónica correspondiente es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

la cual en forma ascendente es ;

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo. El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

Grupo IA:

Alcalinos

Grupo IIA

Alcalinotérreos

Grupo VIIA:

Halógenos

Grupo VIIIA:

Gases nobles



Elementos de transición:

Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s.
 

Si la suma es 3,4,5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB,VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47
 

La distribución electrónica correspondiente es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 4p6 5s2 4d4

la cual en forma ascendente es ;

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s2

El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo. El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.
 

Elementos de tierras raras:

Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.
 

LOCALIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA

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  • COMPORTAMIENTO DE LAS PROPIEDADES EN LA TABLA:



Radio atómico:  Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).
 

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El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia

Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo neutro. Aumenta con el grupo y diminuye con el período.

Electronegatividad: Es la intensidad o fuerza con que un átomo atrae los electrones que participan en un enlace químico. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
 

Afinidad electrónica: Es la energía liberada cuando un átomo neutro captura un electrón para formar un ion negativo. Aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.
 

VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS
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