Algunas motivaciones inquietaron a los filósofos griegos
Leucipo y Demócrito, quienes iniciaron investigaciones
acerca de la constitución de la materia. En el siglo V
a.C. ……El átomo es la unidad más elemental de
la materia……. Según Demócrito, el átomo
era la última unidad, después de la división
física. Después de este gran descubrimiento,
ocurrió un aparente estancamiento de las investigaciones
acerca de la estructura de la materia, hasta que en el siglo XIX,
se iniciaron las primeras teorías
Atómicas…………….
Algunas teorías atómicas. Teoría
atómica de Dalton: (1809). Razonamiento: 1. La materia
está formada por átomos 2. La materia tiene masa
Por lo tanto Los átomos tienen masa. Conclusión: Lo
que diferencia a un átomo de otro no es la forma sino la
masa. Postulados. Un elemento está compuesto de
partículas pequeñas e indivisibles llamadas
átomos. Todos los átomos de un elemento dado,
tienen propiedades idénticas, las cuales difieren de las
de átomos de otros elementos.
Los átomos de un elemento no pueden crearse, destruirse o
transformarse en átomos de otros elementos. Los compuestos
se forman cuando átomos de elementos diferentes se
combinan entre sí en una proporción fija. Los
números relativos y tipos de átomos son constantes
en un compuesto dado. Faraday y Stoney, a comienzos de la
década del 1800 investigaron las fuerzas eléctricas
en algunas sustancias y concluyeron que su comportamiento frente
a la corriente eléctrica, hacia pensar en una
relación cuantitativa entre la cantidad de electricidad
empleada y la cantidad de reacción química que se
produce. O sea, las unidades de carga eléctrica
están asociadas con los átomos (1891): Faraday las
llamó electrones. Por otro lado……..
ya se conocía a inicios de 1900 que: 1. Los átomos
contienen electrones y son eléctricamente neutros.
…para que un átomo sea neutro debe contener el
mismo numero de cargas positivas y negativas. Modelo de Thomson:
Propuso que un átomo podía visualizarse como una
esfera uniforme cargada positivamente, dentro de la cual se
encuentran los electrones como si fuera un “pastel de
pasas”. – – – – – – – La carga positiva esta distribuida de
manera uniforme, dentro de la esfera se encuentran los
electrones. Determinó la relación entre la carga
(e-) y la masa (m) de los electrones. e/m = 1.7588 x 108 couloms
por gramo. Los electrones son partículas presentes en
todos los átomos, y todos los átomos contienen un
número integral de electrones.
Mas tarde Millikan determinó la carga del electrón:
e- = 1,60219 x 10-19 coulombs Ernest Rutherford (1871-1937)
Utilizó una lamina de oro, y la irradió con
partículas ? provenientes de una fuente radiactiva. Arriba
Resultados esperados: Las partículas alfa pasando a
través del modelo del Budín sin verse alteradas
Abajo: Resultados observados: Una pequeña parte de las
partículas eran desviadas, demostrando la existencia de un
minúsculo volumen de carga positiva Ganó el premio
Nóbel de química en 1908
Rutherford explica los resultados del experimento con un nuevo
modelo atómico: La mayor parte de los átomos debe
estar vacía, por eso la mayoría de las
partículas no sufrieron desviación al pasar por la
lamina de oro, no obstante las cargas positivas están
concentradas en el centro al que llamó núcleo
atómico. Las partículas del núcleo tienen
carga positiva y reciben el nombre de protones.
El neutrón: El modelo de Rutherford deja un importante
problema sin resolver: Se sabia que el Hidrogeno, contenía
1 protón y que el átomo de He contenía 2,
por lo tanto la relación en masa, para ellos
debería ser 2:1, (hay que recordar que los electrones son
más ligeros y su contribución a la masa es
despreciable) Sin embargo la relación es 4:1 El
físico Ingles James Chadwick, probó la existencia
de un tercer tipo de partículas, con una masa superior a
los protones llamadas neutrones. Partícula Masa Coulombs
Carga unitaria Electrón 9.10939 x 10-28 -1.6022 x 10-19 -1
Protón 1.67262 x 10-24 +1.6022 x 10-19 +1 Neutrón
1.67493 x 10-24 0 0
Las investigaciones anteriores, nos hacen concluir que el
átomo posee una estructura interna, formada por varias
partículas, las cuales se ubican en dos regiones
claramente definidas. El núcleo y la corteza. En la
actualidad p n e- Átomo de deuterio 21H núcleo
corteza Es la zona central donde se encuentra reunida la mayor
parte de la masa del átomo. Es la zona que rodea al
núcleo y representa la mayor parte del volumen del
átomo.
Núcleo atómico Cada núcleo contiene un
número integral de protones que es exactamente igual al
número de electrones, en un átomo neutro del
elemento. Ej: Cada átomo de He contiene 2 protones H
“ 1 protón. El número de protones en el
núcleo atómico, determina su identidad, Este
número recibe el nombre de Número atómico,
de dicho elemento. Protón: Se encuentran en el
núcleo atómico y poseen carga eléctrica
positiva. Neutrón: descubierto en 1932, Es una
partícula presente en el núcleo, sin carga y con
masa ligeramente superior a la del protón. El
número de neutrones que posee un núcleo es igual o
superior al número de protones.
Número de masa: Es la suma del número de protones y
de neutrones en el núcleo. N. de masa = Número de
protones + Número de neutrones = Número
atómico + Número de neutrones Los números de
masas siempre son enteros. Ej: para átomos de H es 1.
Electrones: Se encuentran en la corteza atómica, poseen
carga eléctrica negativa y su masa es aproximadamente dos
mil veces la de los protones. Los electrones giran entorno al
núcleo, según diferentes órbitas definidas a
grandes velocidades, por lo que es difícil determinar
simultáneamente su trayectoria y posición.
La materia es eléctricamente neutra, debido a que los
átomos que la conforman, tienen el mismo número de
partículas positivas (protones) que de partículas
negativas (electrones). Con todos los antecedentes anteriores
llegamos a la conclusión de que….. Todas las cosas que
nos rodean están compuestas básicamente por
protones, electrones y neutrones dispuestos dentro de los
átomos.
Pesos atómicos: Miles de experimentos sobre la
composición de los compuestos han dado como resultado una
escala de pesos atómicos relativos que se basa en la
Unidad de masas atómicas UMA, la cual se define Como 1/12
de la masa de un átomo de carbono 12. Ej de pesos
atómicos. (H) 1,00794 uma; (Na) 22,989768 uma. Peso
Molecular: Es la suma de los pesos atómicos de los
elementos que conforman la molécula. Multiplicados cada
uno por el número de veces en que está presente el
elemento. Ej: Calculemos el P.M. de NaOH 1 x Na = 1 x 23.00 uma =
23.00 uma de Na 1 x H = 1 x 1.01 uma = 1.01 uma de H = 40.01 uma
1 x O = 1 x 16.00 uma = 16.00 uma de O
Número de Avogadro.(27 de agosto ) La cantidad más
pequeña que se puede medir de manera confiable contiene un
número considerable de átomos. Por lo tanto en
cualquier situación real, hay que manejar cantidades muy
grandes de átomos, por lo que se hace necesario ocupar una
unidad para describir esta cantidad. El mol, es la unidad
correspondiente al S.I. y empleada universalmente. Y se define
como: La cantidad de sustancia que contiene tantas entidades
(átomos, moléculas o partículas) como el
número de átomos en 0,012 kg de carbono-12 puro.
Este valor es 6,022045 x 1023 partículas Este
número se llama número de Avogadro, en honor de
Amadeo Avogadro, (1776-1856).
Ej: ¿Cuántos moles de átomos contienen 245,2
g de Niquel metálico? Solución. El peso
atómico del Ni es 58,69 uma, por lo que 1 mol de
átomos de Ni pesa 58,69 g. X mol de átomos de Ni =
245,2 g Ni x 1mol de átomos Ni 58,69 g de Ni = 4,178 mol
de átomos Ni ¿Cuántos átomos hay en
4,178 moles de átomos de Ni? Solución. Un mol de
átomos de Ni contiene 6,02 x 1023 átomos. X
átomos de Ni = 4,178 mol Ni x 6,02 x 1023 átomos Ni
1 mol de átomos de Ni. = 2,516 x 1024 átomos
Ni
Estructura atómica. Neil Bohr, físico danés,
sugirió que los electrones ocupan niveles de
energía discretos en los átomos y que éstos
absorben o emiten energía en cantidades discretas al
desplazarse de uno a otro nivel. n = 1 n=2 n=3 n=4 Cuando un
electrón pasa de un nivel de energía inferior a
otro mas alto, absorbe una cantidad de energía definida.
(cuantificada) Cuando un electrón regresa a su nivel de
energía normal, emite exactamente la misma energía
que absorbió para desplazarse del nivel inferior al
superior.
Bohr, también supuso que los electrones giran en torno al
núcleo de un átomo en órbitas circulares,
como los planetas en torno al sol. Este modelo fue modificado por
Sommerfield, quien propuso la existencia de orbitas
elípticas, no circulares. ¿Cómo están
ordenados los electrones en el átomo? ¿Cómo
se comportan los electrones? Para tener respuesta de estas
interrogantes, debemos acudir a la teoría atómica
moderna.
La mecánica Cuántica. Los objetos de gran
tamaño como pelotas de golf y automóviles en
movimiento obedecen las leyes de la mecánica
clásica. (leyes de Newton). La mecánica
Cuántica describe el comportamiento de partículas
muy pequeñas como electrones, átomos y
moléculas, con mayor precisión basándose en
las propiedades ondulatorias de la materia. Uno de los principios
fundamentales de la mecánica cuántica es la
imposibilidad de determinar con exactitud la trayectoria que
siguen los electrones al desplazarse en torno a un núcleo
atómico. Heinsenberg, 1927. Enunció el principio de
incertidumbre. Es imposible determinar con exactitud el momento y
la posición de un electrón de manera
simultanea.
Momento: mv m: masa v: velocidad O sea: es imposible determinar
de manera simultanea la posición y la velocidad de un
electrón, por lo que se habla de la probabilidad de
encontrar un electrón en determinadas regiones del
espacio. Este concepto permite enunciar los postulados
fundamentales de la mecánica cuántica. 1- Los
átomos y las moléculas solo pueden existir en
determinados estados de energía. En cada estado de
energía, el átomo o la molécula tienen
energías definidas. Cuando el átomo o la
molécula cambia de estado de energía, debe emitir o
absorber suficiente energía para llegar al nuevo estado de
energía.
2- Los átomos o moléculas emiten o absorben
radiación (luz) cuando sus energías cambian. La
frecuencia de luz que emiten o absorben se encuentra relacionada
con el cambio de energía mediante la ecuación. ?E =
hv ó ?E = hc/? La energía que un átomo
pierde (o gana) al pasar de un estado de energía superior
a otro inferior (o de uno inferior a otro superior), es igual a
la energía del fotón que se emite (o absorbe)
durante la transición. 3- Los estados de energía
permitidos para los átomos y moléculas pueden
describirse mediante conjuntos de números conocidos como
números cuánticos.
La ecuación de Schrödinger. En 1926 Erwin
Schrödinger modificó una ecuación ya existente
que describía a una onda tridimensional sin movimiento.
Esta ecuación le permitió calcular los niveles de
energía del átomo de Hidrógeno. ?2?/?x2 +
?2?/?y2 + ?2?/?z2 + 8?2m/h2 (E-V) ? = 0 Cada solución de
la ecuación está dada por 4 números
cuánticos. Número cuántico principal, n:
describe el nivel de energía principal que ocupa el
electrón. Puede ser cualquier numero entero positivo. n =
1, 2, 3,……..
2. El número cuántico subsidiario o azimutal, l:
Indica la forma de la región del espacio que ocupa el
electrón, dentro de cada nivel de Energía (definido
por n). l = 0, 1, 2,……..,(n – 1) O sea, l indica el subnivel
o tipo de orbital atómico que el electrón puede
ocupar. Según la siguiente notación, cada letra
corresponde a un tipo distinto de orbital atómico. orbital
atómico: Es la región espacial en la que hay mayor
probabilidad de encontrar un electrón. l = 0, 1, 2,
3,……. (n – 1) s p d f tipo de subnivel
Para el primer nivel de energía. n=1 el valor
máximo de l=0, lo que indica que existe un solo Subnivel
s, y ninguno p. Para el segundo nivel de energía. n=2 los
valores permisibles de l son 0 y 1, lo que indica que solo hay
subniveles s, y p.
3. Número cuántico magnético, ml: Indica la
orientación espacial del orbital atómico. En cada
subnivel, ml puede tomar valores desde -l hasta +l , incluyendo
el 0. ml = (-l), …, 0……, (+l) Cuando l = 1, indica que en
el subnivel p hay 3 valores permisibles de ml: -1, 0, +1, por lo
tanto, hay 3 regiones distintas en el espacio llamados orbitales,
asociados con un nivel p. Estos son px py y pz.
4. El número cuántico de giro, ms, se refiere al
giro del electrón y a la orientación del campo
magnético que éste produce. ms = ?1/2 ? Los valores
de n, l y ml, describen un orbital atómico determinado
Cada orbital atómico, sólo puede acomodar a dos
electrones: Uno con ms = +1/2 Y otro con ms = -1/2. Principio de
exclusión de Pauli: Ningún par de electrones de
cualquier átomo puede tener los 4 números
cuánticos iguales.
n l ml ms Capacidad electrónica del subnivel Capacidad
electrónica del nivel de energía 1 (K) 0 (1s) 0
+1/2, -1/2 2 2 2 (L) 0 (2s) 1 (2p) 0 -1, 0, +1 +1/2, -1/2 ?
½ para cada valor de ml 2 6 8 3 (M) 0 (3s) 1 (3p) 2 (3d) 0
-1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 +1/2, -1/2 ½ para cada valor
de ml ? ½ para cada valor de ml 2 6 10 18 4 (N) 0 (4s) 1
(4p) 2 (4d) 3 (4f) 0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0,
+1, +2, +3 +1/2, -1/2 ½ para cada valor de ml ½
para cada valor de ml ? ½ para cada valor de ml 2 6 10 14
32 Valores permisibles de los números cuanticos hasta n =
4.
Descripción del átomo según la
mecánica cuántica. Orbitales atómicos: Como
hemos visto anteriormente, el número cuántico
principal n toma valores de n = 1, 2, 3 ,4,… El valor de n = 1,
describe al nivel de energía inferior o primer nivel.
Estos niveles también son considerados como capas
electrónicas y se designan como: capas K, L, M, N……. n
= 1, 2, 3 , 4,… Capa = K, L, M, N,…. Los niveles de
energía sucesivos se encuentran a distancias cada vez
mayores del núcleo, La capacidad electrónica de
cada nivel de energía es 2n2.
Cada nivel de energía, tiene un subnivel s definido como l
= 0, que consta de un orbital atómico s, definido por ml =
0. Orbitales s. Los orbitales s tienen simetría
esférica, con respecto al núcleo. 1s 2s 3s De la
ecuación de Schröedinger sale la densidad de
probabilidad de encontrar el electrón en algún
sitio del volumen del orbital.
Orbitales p. Después del segundo nivel de Energía,
cada nivel contiene un subnivel p definido por l =1. Cada uno de
estos subniveles consta de un conjunto de 3 orbitales
atómicos p, que corresponden a los 3 valores permitidos de
ml = (-1, 0 y +1). Hablamos de 2px, o 3py o 4pz El número
adelante significa el nivel de energía al cual pertenecen.
Y el subíndice x, y, o z, indica la coordenada carteciana
en donde está orientado el eje de dicho orbital.
Orbitales d: Después del 3 nivel de energía, cada
nivel contiene un tercer subnivel ( l = 2), compuesto por un
conjunto de orbitales atómicos d. Para ( l = 2)
corresponden 5 valores permitidos (ml = -2, -1, 0, +1, +2) Se
habla de 3dz2, ó, 4dxy El número 3 y 4, indica El
nivel de energía en donde está dicho orbital Y los
subíndices, la disposición del orbital, en los ejes
cartesianos.
Como ms tiene dos valores posibles, +1/2 y –1/2, cada
orbital atómico tiene capacidad para 2 electrones. Los
electrones tiene carga negativa y se comportan como si girasen en
torno a ejes que los atraviesan por el centro, de manera que
actúan como pequeños imanes. El movimiento de los
electrones produce campos magnéticos y éstos
interactúan entre sí. Dos electrones en el mismo
orbital, tienen valores opuestos de ms, se consideran como
giro-apareados o apareados.
Configuración Electrónica. Es el ordenamiento de
los electrones para cada átomo, teniendo en cuenta que
éste átomo está aislado y en su estado basal
(estado inferior de energía o no-excitado). Se
considerarán los elementos por orden de aumento de
número atómico, usando como guía la tabla
periódica. Los orbitales atómicos se
indicarán como __, los electrones desapareados como ___ y
los electrones apareados como ___ Para construir las
configuraciones electrónicas se recurre al Principio de
Aufbau. El electrón que distingue a un elemento del
elemento que lo antecede (que tiene número atómico
inferior) entra al orbital atómico de menor energía
disponible.
l = 0 1 2 3 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 6p 5p 4p 3p 3d 4d 5d 4f
Diagrama que ayuda a recordar el orden de Aufbau en los
orbitales. Sobre la misma linea horizontal se encuentran todos
los subniveles del mismo nivel principal. Las flechas se leen de
la parte superior a la Inferior. Orden de Aufbau.
Los orbitales aumentan su energía al elevarse el valor del
número cuántico n. Para el mismo valor de n la
energía aumenta al elevarse el valor de l, o sea, el
subnivel s tiene menor energía que el p le sigue el d y
después el f y así sucesivamente. Ej:
Configuración electrónica para el H y el He.
Hidrógeno : tiene un electrón. 1H __ 1s1 Helio :
tiene 2 electrones. 2He __ 1s2 (este átomo es tan estable,
que se sabe que no participa en ninguna reacción
química, forma parte de los llamados gases nobles. HASTA
AQUÏ
Enlaces.
Estructuras de Lewis. El enlace químico suele efectuarse
únicamente con los electrones más externos de los
átomos, (electrones de valencia). Las estructuras de Lewis
son una manera de representar estos electrones de valencia,
cuando estos están en orbitales s y p, mediante esta
representación, también se indican los electrones
apareados o desapareados. ¨
Enlaces Químicos: Son las fuerzas de atracción que
mantiene unidos a los átomos en los compuestos. Enlaces
Fuertes débiles iónico Covalente Puente
hidrógeno Fuerzas De Vander Waals Interacciones
hidrofóbicas
Enlace iónico: Es el resultado de la transferencia de uno
o más electrones de un átomo o grupos de
átomos a otro. Este enlace se produce con mayor facilidad
cuando elementos con energía de ionización baja
(metales) reaccionan con elementos que tienen alta
electronegatividad y mucha afinidad electrónica (no
metales). Los metales pierden electrones con facilidad, mientras
que los no metales tienden a ganar electrones. Ejemplo 1: Metales
del grupo IA y no metales del grupo VIIA 2Na (s) + Cl2 (g) 2NaCl
(s) Sodio Cloro Cloruro de Sodio Metal Suave y plateado Gas
corrosivo Color amarillo Verdoso. Sólido blanco
Configuraciones electrónicas. 11Na [Ne] __ 17Cl [Ne] __ __
__ __ 3s 3p Na+ [Ne] __ Cl- [Ne] __ __ __ __ 3s 3p 1 e- perdido 1
e- ganado Según estructuras de Lewis. Na + : Cl Na+[: Cl
:]- ¨ ¨ ¨ ¨ . Los átomos de Na, pierden un
electrón para formar iones Na+, los Átomos de Cl
ganan un electrón cada uno para formar iones Cloruro Cl-.
Por lo general, mientras mas distantes se encuentren dos
elementos en la tabla periódica, mayor probabilidad existe
de que formen un compuesto iónico. .
La mayor diferencia de electronegatividad se produce entre la
parte Inferior izquierda y la parte superior derecha, en la tabla
periódica. Por tanto, CsF es más iónico que
LiI. Ejemplo 2. Metales del grupo IA y no metales del grupo VIA
Configuraciones electrónicas. 3Li [He] __ 3Li [He] __ 😯
[He] __ __ __ __ 2s 2p Li+ __ Li+ __ O2- __ __ __ __ 2s 2p
Según estructuras de Lewis. Li + : O 2Li+[: O :] 2- ¨
¨ . Para: 4Li (s) + O2 (g) 2Li2O (s) 1 e- perdido 1 e-
perdido 2 e- ganados . ¨ .
Enlace covalente: Se produce cuando dos átomos comparten
uno o más pares de electrones. Cuando las
electronegatividades no son lo suficientemente grandes para que
se efectúe una transferencia de electrones. Ejemplo 1.
Formación de la molécula diatómica H2 El
átomo de H, tiene configuración 1s1, la densidad de
probabilidad para este electrón está distribuida en
forma esférica. Al aproximarse 2 átomos de H, el
electrón de cada uno de ellos es atraído por el
núcleo del otro, como también por su propio
núcleo
Si estos 2 electrones tienen giros opuestos, ambos electrones
ocuparán la región intermedia entre los dos
núcleos, porque son atraídos por ambos. Los
orbitales se sobreponen de manera que ambos electrones se
encuentren en los orbitales de los dos átomos de H. Los
átomos enlazados tienen energías menores que los
átomos separados. Si los átomos se acercan
más, los Dos núcleos con cargas positivas Ejercen
repulsión entre si, . El mínimo de energía
corresponde Al ordenamiento más estable
Los enlaces covalentes pueden ser polares y no-polares.
No-polares: Los pares de electrones en los enlaces se comparten
por igual entre los dos núcleos Ej: molécula de H2)
Ambos átomos tienen la misma electronegatividad, por tanto
la densidad electrónica es simétrica. Los enlaces
covalentes en todas las moléculas diatómicas son No
polar. Polar: Entre átomos con diferentes
electronegatividades, por ende, los pares de electrones del
enlace son compartidos de manera desigual. Ej: todas las
moléculas diatómicas heteronucleares, HF,
HCl.
Enlaces débiles: Los enlaces fuertes, se refieren a
fuerzas de atracción intramoleculares es decir, enlaces
iónicos y covalentes en el interior de los compuestos.
Existen las fuerzas intermoleculares, (entre moléculas), y
se refieren a enlaces débiles entre partículas
individuales. Ej: Se requieren 920 kJ de energía para
descomponer 1 mol de H2O (g) en H y O, pero sólo se
necesitan 40,7 kJ, para convertir 1 mol de H2O (l) En vapor de
agua. Esto refleja las fuerzas entre las moléculas de
agua, del tipo Intermoleculares (débiles). Puentes de
Hidrógeno.
Interacciones ión-ión: Son las interacciones entre
los iones en los compuestos iónicos, como consecuencia de
las fuerzas de atracción de iones con cargas opuestas.
Debido a estas fuerzas, los compuestos iónicos, son
sólidos con elevado punto de fusión, y una vez que
resultan fundidos, tienen un elevadísimo Punto de
ebullición. Interacciones dipolo-dipolo. Entre las
moléculas covalentes existen este tipo de interacciones
Debido a la atracción de las partes de las
moléculas con densidad + (?+) y las otras partes de las
moléculas con densidad – (?-). Estas solo son
eficaces a distancias cortas y son más débiles que
las fuerzas ion-ion. Dióxido de azufre SO2 -A- fuerzas
atracción -R- Fuerzas de repulsión
Puentes de Hidrógenos. Son un caso especial de las
interacciones dipolo-dipolo, estos se forman entre
moléculas covalentes que contienen H y algunos de los
elementos pequeños de alta electronegatividad F, O, N.
Estos se deben a las atracciones de las densidades (?+) y las
(?-). H2O Alcohol etílico amoniaco A estas fuerzas se
deben los elevados puntos de fusión y ebullición de
estos compuestos en comparación con compuestos similares.