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Tema 2

Elementos químicos

Instituto Tecnológico de Toluca

Departamento de Ingeniería Química y Bioquímica M.C. Yenissei M. Hernández Castañeda

[email protected]

Competencias a desarrollar:

Específica:

Identifica los elementos químicos que constituyen la tabla periódica para conocer las características de la misma.

Genéricas:

Contenido de esta presentación

Tema 2. Elementos químicos

Introducción. Modelos atómicos 2.1 Periodicidad Química.

2.1.1 Desarrollo de la tabla periódica moderna. 2.1.2 Clasificación periódica de los elementos.

2.1.3 Propiedades químicas y su variación periódica: tendencias generales y por grupo.

Naturaleza ondulatoria de la luz

• Las ideas acerca de la distribución de los electrones en los átomos evolucionaron lentamente. Gran parte proviene de los espectros de emisión.

• Estos son las líneas brillantes, o bandas, que se imprimen en una película fotográfica por acción de radiación que pasó a través de un prisma de vidrio refractor después de ser emitida por átomos excitados eléctrica o térmicamente.

Radiación de cuerpo negro

• La energía radiante emitida por un cuerpo a

temperatura ambiente es escasa y

corresponde a longitudes de onda superiores a las de la luz visible (es decir, de menor frecuencia).

Radiación de cuerpo negro

• Para mediados de siglo XIX se sabía que los sólidos resplandecientes emiten

espectros continuos y no bandas o líneas que emiten los gases calientes.

• Cuando los sólidos se calientan emiten radiación, por ejemplo, el brillo rojo de los quemadores de una estufa eléctrica y la luz blanca brillante de una bombilla de tungsteno.

• La distribución de la longitud de onda de la radiación depende de la temperatura, un objeto caliente que se torna rojo se encuentra menos caliente que uno que se torna blanco.

Radiación de cuerpo negro

• La superficie de un cuerpo negro es uncaso límite, en el que toda la energía incidente desde el exterior es absorbida, y toda la energía incidente desde el interior es emitida.

• Obviamenteno existe ningún objeto con tales características, es decir, es una idealización como lo es un gas ideal.

• Sin embargo sí existen cuerpos que se aproximan a la definición del cuerpo negro.

• El negro de humo refleja el 1% de la energía incidente.

• Cuando la luz que proviene de esos tubos se pasa a través de un prisma, sólo se observan las longitudes de onda que están presentes en los espectros resultantes. • Cada línea en estos espectros representa una longitud de onda.

• Un espectro que contiene radiación solo de longitudes de onda específicas se conoce como espectro de líneas.

Espectros de emisión y series espectrales

• Cuando la luz que proviene de dichos tubos pasa a través de un prisma, sólo observaremos algunas longitudes de onda que están presentes en los espectros resultantes.

Espectros de emisión y series espectrales

• No existen dos elementos que tengan

espectros idénticos, por esta razón las líneas espectrales pueden ser consideradas como las huellas dactilares de los elementos.

• Se obtiene el espectro total de la muestra y por las posiciones de las líneas observadas puede identificarse qué elementos están presentes.

Teoría atómica de Bohr

• Para explicar el espectro de líneas del hidrógeno, Bohr supuso que sus electrones se movían en órbitas alrededor del núcleo.

• En física, una partícula cargada que se mueve en una trayectoria circular debe

perder continuamente energía.

• Al perder energía, los electrones deberían describir una trayectoria en espiral dentro del núcleo cargado positivamente.

Bohr basó su modelo en tres postulados:

1. Solo las órbitas con radios particulares, correspondientes a ciertas energías definidas, están permitidas para el electrón de un átomo de hidrógeno.

2. Un electrón en una órbita permitida se encuentra en un estado de energía permitido. Un electrón en un estado de energía permitido no irradia energía, y por lo tanto, no cae en espiral dentro del núcleo.

3. La energía es emitida o absorbida por un electrón solo cuando este cambia de un estado de energía permitido hacia otro. Esta energía es emitida o absorbida como un fotón.

Teoría atómica de Bohr

• En 1913 afirmó que para que un electrón pudiera mantenerse en una órbita dada debía conservar una energía constante durante su movimiento, y así lo explicaba:

“un electrón no disipa energía

Teoría atómica de Bohr

 Ello ocurre cuando el electrón es excitado para saltar de su propia órbita a otra, pero al regresar a su órbita emite la energía que había ganado.

 Por tanto el electrón conserva la cantidad de energía necesaria para mantenerse girando alrededor del núcleo. Bohr consideró lo siguiente en su modelo de átomo:

1. Los electrones se mueven a lo largo de órbitas definidas por un determinado nivel energético.

Teoría atómica de Bohr

Repartición de los electrones en los

niveles de energía

 El nivel de energía es la distancia que existe entre la órbita de un electrón y el núcleo de un átomo.

 Si la distancia aumenta, las órbitas se aproximan entre sí y crece la energía de nivel.

 Según el modelo atómico de Bohr, los electrones están distribuidos en capas de niveles energéticos que se designan con los números: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, llamados

números cuánticos (n).

 La órbita de menor radio es n=1 y así sucesivamente hasta n=7.

Repartición de los electrones en los

niveles de energía

-Repartición de los electrones en los

niveles de energía

 Al estado de menor energía (n=1) para el hidrógeno, se le conoce como estado basal.

 Cuando el electrón se encuentra en una órbita de mayor energía (menos negativa) para n=2 o mayor, se dice que el átomo está en estado excitado.

 El modelo atómico de Bohr, el número cuántico principal n y las órbitas circulares del electrón no se podían aplicar a átomos complicados que tuvieran más de un electrón.

 En 1915 el físico alemán Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr

agregando ondas elípticas, además sugirió la subdivisión de las órbitas estacionarias en varias subcapas o subniveles de energía (modelo atómico de Bohr-Sommerfeld).

Teoría atómica de Bohr-Sommerfeld

 El modelo atómico de Bohr, el número cuántico principal n y las órbitas circulares del electrón no se podían aplicar a átomos complicados que tuvieran más de un electrón.

 En 1915 el físico alemán Arnold Sommerfeld modificó el modelo atómico de Bohr agregando ondas elípticas, además sugirió la subdivisión de las órbitas estacionarias en varias subcapas o subniveles de energía.

• El modelo mecánico-cuántico o modelo de las órbitas atómicas es el que sustituyó al de Bohr-Sommerfeld y es el que actualmente se considera válido.

• La teoría moderna sobre la naturaleza del átomo es una teoría matemática.

• Como la teoría está basada en un modelo matemático del átomo y no en uno físico, no es posible proporcionar un modelo físico del átomo que sea rigurosamente correcto.

• Los conceptos básicos de la teoría atómica o cuántica moderna se originan en los trabajos de Rutherford, Einstein y Bohr.

• En 1924 el físico francés Louis De Broglie en sus tesis de doctorado, sugirió que la dualidad de la luz no es única.

• Concluyó que el dualismo puede ser un principio general. Cualquier partícula material se podía tratar como si fuera de naturaleza ondulatoria.

• De Broglie propuso el postulado de que las partículas en movimiento llevaban asociadas

funciones de onda.

• Las propiedades ondulatorias del electrón se han demostrado experimentalmente. • Cuando los rayos X pasan a través de un cristal se produce un patrón de interferencia

característico de las propiedades ondulatorias de la radiación electromagnética (difracción de rayos X).

• Cuando los electrones pasan a través de un cristal, también son refractados.

Principio de dualidad. Postulado de De Broglie.

• En 1927 el físico alemán Werner Heisenberg

propuso que la naturaleza dual de la materia presenta una limitación fundamental sobre cómo saber con certeza tanto la posición como el momento de cualquier objeto en el nivel subatómico.

• El principio de Heisenberg se conoce como el

principio de incertidumbre, el cual dice: “es imposible determinar de manera simultánea y con exactitud ilimitada la posición y la cantidad de movimiento de una partícula”.

• Si no se puede establecer la posición de una partícula con determinado momento lineal, entonces no se puede determinar la trayectoria de las partículas.

• Lo mejor que se puede hacer para encontrar un electrón en un átomo, ion o molécula es determinar la probabilidad de que dicho electrón se encuentre en una posición determinada cuando esté situado en uno de sus niveles de energía.

• Si x es la coordenada de posición de un electrón y mv es es el momento lineal, dichas magnitudes sólo pueden determinarse simultáneamente con unas incertidumbres Dx y D(mv):

Principio de incertidumbre de Heisenberg

D

x

×

D

( )

mv

³

h

4

p

• La imposibilidad de determinar la posición y la velocidad de un electrón en

un instante dado

impide definir el concepto de trayectoria.

• No tiene sentido hablar de

órbitas electrónicas

en los átomos y la

mecánica cuántica hace desaparecer los modelos clásicos que situaban los

electrones girando en órbitas determinadas alrededor del núcleo,

considerando estas órbitas como

zonas en las que la probabilidad de que

se encuentre el electrón es elevada

.

Ecuación de onda de Schrödinger

• En 1926 el físico austriaco Erwin Schrödinger

dedujo una ecuación matemática donde el electrón era tratado en función del comportamiento ondulatorio.

• Los resultados que obtuvo Schrödinger, estudiados de manera cualitativa proporcionan una nueva forma de visualizar la estructura electrónica.

Ecuación de onda de Schrödinger

• La ecuación de Schrödinger que describe la onda asociada con el electrón es:

¶

y

¶

x

+ ¶

2

y

¶

y

+ ¶

2

y

¶

z

+

8

p

m

h

(

E

-

V

)

y

=

0

y - Es la amplitud de la función de onda asociada con el electrón E - Energía total del sistema

V - Energía potencial del sistema m - Masa del electrón

h - Constante de Planck

Números cuánticos y orbitales atómicos

• La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda y sus energías correspondientes.

• Estas funciones de onda se conocen como orbitales.

Número cuántico principal, n

• Tiene valores enteros positivos: 1, 2, 3… n

• Cuando n aumenta, el orbital se hace más grande y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo.

Segundo número cuántico, l

(momento angular)

• Para cada valor de n tiene valores desde 0 hasta (n-1). • Este número cuántico define la forma del orbital.

• El valor de l para un orbital particular generalmente se designa por las letras s, p, d y f

Valor de l Letra utilizada

0 s

1 p

2 d

Número cuántico magnético, m

• Puede tener valores enteros desde –l hasta +l, pasando por cero.

7 arreglos espaciales posibles 5 arreglos espaciales posibles

Principio de exclusión de Pauli

• Los científicos descubrieron que en si bien originalmente se pensaba que las líneas de los espectros eran una sola línea,en realidad eran dos líneas muy juntas.

• Esto implicaba que había el doble de niveles de energía de los que se suponía.

• En 1925 George Uhlenbeck y Samuel Goudsmit propusieron una solución, la cual era que los electrones tenían una propiedad llamada espín electrónico.

Principio de exclusión de Pauli

• Esta observación dio lugar a la asignación de un nuevo número cuántico, el número de espín cuántico magnético, el cual se denota comom_s.

• Hay dos posibles valores permitidos: +1/2 y -1/2.

Principio de exclusión de Pauli

• El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones de un átomo no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticosn, l,m_l ym_s.

Principio de aufbau o de construcción

• La forma en que los electrones se distribuyen entre los diferentes orbitales de un átomo se conoce como configuración electrónica.

• El principio de Aufbaufue formulado porNiels Bohr.

• Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital.

• Establece que a medida que se introducen electrones en la corteza atómica, los subniveles se van llenando por orden creciente de energía, para ello se aplica la siguiente fórmula:

• Por ejemplo, deduzca las configuraciones electrónicas de:

10Ne: 1s2 2s2 2p6

18Ar: 1s2 2s2 2p63s2 3p6

36Kr: 1s2 2s2 2p63s2 3p64s23d104p 6

• Otra forma de representar la configuración electrónica se llamadiagrama orbital.

• Este diagrama incluye una casilla para cada uno de los orbitales del átomo, una casilla con una flecha hacia arriba representa un orbital parcialmente lleno, y una casilla con una flecha hacia arriba y otra hacia abajo representa un orbital lleno.

4Be:

1s 2s

4Be: 1s22s2

Electrones apareados

Regla de Hund

5B:

1s 2s 2p_x 2py 2pz

5B: 1s2 2s2 2p1

• Se conocen como sustancias paramagnéticas a las que son atraídas por un imán. Esto ocurre cuando los espines del electrón no están apareados.

• Las sustancias diamagnéticas son repelidas ligeramente por un imán. Esto ocurre cuando los espines del electrónestán apareados.

Diamagnetismo

Ejercicios

Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos:

a) ₂₀Ca b) ₁₇Cl c) ₂₁Sc d) ₃₃As e) ₅₇La f) Na+1

g) H-1