Resumen de Química Modelos Atómicos




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Temario de Química. I Parcial II trimestre X año. 2011

  1. Estructura electrónica. Presentación. Sistema nlx y abreviado. Anomalías. Diagramas de orbitales. Ley de Hund.


Resumen de Química
Modelos Atómicos


  1. Demócrito y Leucipo: Siglo V a.C en la antigua Grecia. Su método era el especulativo, se guiaban por la intuición. Pensaban que la materia era discontinua. Consideraron el átomo como la unidad básico de la materia. Decían que tenia diferentes formas, tamaños , que era indivisible e indestructible. Creían que todos los átomos estaba hechos del mismo materia, pero que formaban diferentes elementos. Aristóteles rechazo su teoría.

  2. John Dalton: De 1766-1844. Usaba el método científico. Es considerado el padre de la Química. Propuso la teoría atómica en 1803. Decia que el átomo es una partícula indivisible, indestructible y esférica. Sus postulados eran:

b.1 Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas, simples e indestructibles llamadas átomos.

b.2 Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos o iguales. Pero se sabe que este postulado ya no esta considerado porque están los isotopos que son átomos de un mismo elemento con igual numero atómico pero diferente numero de masa.

b.3 En una reacción química, los átomos no aparecen ni se transforman en átomos de otros elementos, no pueden ser creados ni destruidos.

b.4 Cuando los átomos de los elementos se unen para formar compuestos lo hacen en proporciones constantes de números enteros pequeños.

  1. J.J. Thomson: De 1856 a 1940. Descubrió el electrón al pasar electricidad a través de un gas por medio de tubos catódicos. Con esto el átomo se hizo divisible: con partículas negativas (electrones) y positivas. Su modelo se llamo Pudin con pasas ya que estaba formado por un esfera de carga positiva en la cual los electrones estaban incrustados como las pasas. Determino la neutralidad del átomo. Propone la relación entre la carga y la masa del electrón la cual es igual a -1,76x108 c/g.

  2. R. Millikan: De 1868 a 1953. Descrubrio la carga del electrón -1,602x10-9 coulombios. Determino la masa del electrón 9,11x10-28 g.

  3. E Rutherford: De 1871 a 1939. Estudio las sustancias radioactivas. Realizo un experimento el cual era un bombardeo de partículas alfa (α) positivas es decir núcleos de helio a una laminilla delgada de oro. Gran parte atravesaron la lamina sin desviarse, unas pocas se desviaron y otras rebotaron. Entonces se puede concluir que en el átomo existe un núcleo positivo, minúsculo y muy denso. En el cual se concentra la mayor parte de la masa y un espacio vacío donde permanecen los electrones.

  4. J. Chadwick: Descubrió en neutrón. Partícula que no tiene carga, con un gran poder de penetración y con una masas igual a la de un protón 1 uma (1,67x10-24g).

  5. N. Bohr: De 1885 a 1962. Tomo como base los trabajos de Max Plank (Energia radiante que consiste en energía empaquetada, en cuantos) y Albert Einstein (efecto fotoeléctrico). Propuso su modelo el cual llamo el planetario, ya que lo comparo con un sistema solar en miniatura. Sus postulados fueron:

g.1 Los electrones se mueven alrededor del núcleo en trayectorias definidas circulares llamadas orbitas.

g.2 Los electrones se ubican en niveles definidos de energía, las mas internos son los menos energéticos.

g.3 Cuando los electrones ganan o pierden cuantos de energía se han movido de un nivel a otro.

g.4 Experimento con el átomo de hidrogeno, y así logro predecir con exactitud las longitudes de las ondas en el espectro del hidrogeno. Pero este modelo no fue adecuado para átomos mas complejos.

  1. E. Schrödinger: De 1887 a 1961. Su modelo estaba basado en una ecuación que considera al electrón ondulatorio. Combina la física clásica con el modelo del electrón ondulatorio. Su ecuación se aplica a átomos con mas de un electrón, y no se habla de orbitas sino de orbitales que son zonas donde se da la mayor posibilidad de encontrar electrones. Para este modelo la energía del electrón esta cuantizada (definida).

  2. Louis De Broglie: Su aporte fue acerca de la dualidad del electrón, ya que la materia se pueden analizar como una onda o como una partícula.

  3. Werner Heisenberg: Su aporte fue acerca del Principio de Incertidumbre que dice que no es posible determinar simultáneamente u con exactitud la velocidad y la posición de un electrón.

Con la ecuación de Schrödinger se puede determinar las probabilidades asociadas con la posición y la energía de un electrón que rodea al núcleo. Esto condujo a los tres primeros números cuánticos, en los que se descubren probabilidades de ubicación de los electrones en los orbitales. Es un modelo probabilístico sustentado en la mecánica cuántica ondulatoria, que puede dar una explicación mas acertada acerca del comportamiento del electrón.
Números cuánticos

  1. Numero cuántico principal (n): puede tener los valores de 1 al 8. Se relaciona con la distancia al núcleo. Determina la energía del orbital.

  2. Numero cuántico secundario o azimutal (l): indica la forma de los orbitales. El numero cuántico secundario depende del principal. Para un valor dado de n, l tiene todos los valores desde el 0 hasta (n-1). Pero también se puede tomar de la siguiente manera:

l

0

1

2

3

Nombre del orbital

s

p

d

f



  1. El numero cuántico magnético (ml): describe la orientación del orbital en el espacio. Depende de l. Para cierto valor de l hay (2l+1) valores. El numero de valores de ml se indica el numero de orbitales en un subnivel con el valor especifico de l.

  2. El numero cuántico de spin (ms): Se refiere a los dos posibles movimientos del giro de un electrón. El cual puede ser en dirección de las manecillas del reloj o a la inversa. Los valores pueden ser +1/2 o -1/2.

Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones que en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números atómicos. Si dos electrones del mismo átomo tienen los números cuánticos n, l y ml iguales deben tener diferentes los valores del ms.



Este es el orden correcto de los spin. No se permiten dos hacia arriba o dos hacia abajo.

El electrón diferenciante es el ultimo electrón de un elemento el que esta en el nivel y subnivel mas externo.

Ejemplo:

15P 1s22s22p63s23p3 (ultimo termino electrónico)

n=3

l=1 (subnivel p)

ml=+1

ms=+1/2

En la tabla periódica:

Estructura Electrónica

Es la manera en que están distribuidos los electrones en los diferentes orbitales atómicos.

Principio de Construcción: Los electrones se distribuyen en niveles y subniveles según en principio de Aufbau. Se agregan los electrones a los orbitales atómicos.

SISTEMA

n= nivel

l=subnivel

x= numero de electrones (da posición al elemento)

Orden de llenado de los subniveles

Se comienza con el orbital 1s y se continua como en la imagen.



Los electrones de valencia son los responsables del comportamiento químico. Se encuentran en el nivel mas externo y en subniveles incompletos.

8O 1s22s22p4 capa de valencia 6e.v. (grupo#6)

34Se 1s22s22p63s23p64s23d104p4 capa de valencia 6e.v. (grupo#6)

La Regla de Hund

La regla de Hund establece que la distribución mas estable de electrones en los subniveles es aquella que tenga mayor numero de spines paralelos.

El diagrama de orbital del carbono es:



Configuración abreviada

Se pone el gas noble anterior al elemento en un paréntesis cuadrado y se copia el resto de la configuración.

50Sn 1s22s22p63s23p64s23d104p65 s24d105p2

[Kr] 5s24d105p2 4ê.v. (grupo # 4)

Ejemplos:

77Ir [Xe ] 6s2 4f14 5d7 capa de valencia s y d (transición)

92U [Rn ] 7s2 6d1 5f3

IMPORTANTE: Lantanidos  poner 5d1 antes de 4f

Actinidos  poner 6d1 antes de 5f

Orbitales atómicos:

La relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos. Así que se puede ver que cuando l=0 entonces ml es 1 o sea solo hay un valor de ml, por eso se tiene solo el orbital s.

  1. Orbitales s: El electrón la mayor parte del tiempo esta cerca del núcleo. Todos los orbitales de s son esféricos, pero el tamaño cambia ya que este incrementa con medida que el numero principal cambia.

  2. Orbitales p: comienzan con el numero principal = 2. Este orbital puede ser imaginado como dos lóbulos a lados opuestos del núcleo.

  3. Orbitales d y de mayor energía: Cuando l = 2, existen 5 valores de ml, lo que corresponder a 5 orbitales.



Anomalías Electrónicas

Cuando los orbitales están semillenos o llenos dan al átomo mayor estabilidad química.

s1 p3 d5 f7

s2 p6 d10 f14

Algunos de los elementos que las presentan son: Cr, Au, Cu, Ag y Mo.

Configuración electrónica en anomalías:

Cr (z=24): [Ar] 4s23d4



Real

Cr (z=24) : [Ar] 4s13d5



Los electrones de s se pasan a d.

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