Tema 1a. Estructura atómica
¿De qué está formada la materia?
EVOLUCIÓN DE LA TEORÍA ATÓMICA
Demócrito de Abedra (460-370 a.C.), junto con su maestro Leucipo, fundador de la escuela filosófica atomista
Átomo de Nitrógeno
Z=7
Número atómico
Modelo atómico de Bohr, principios s. XX
Partículas subatómicas masa
carga
descubierto
electrón
9,1094 x10-‐28 g
-‐1,6022 x10-‐19 C
Thomson, fines s. XIX
protón
1,673 x10-‐24 g
+1,6022 x10-‐19 C
Rutherford, 1919
neutrón
1,673 x10-‐24 g
0
Chadwick, 1932
El tamaño del átomo. El átomo está prácticamente vacío
Si los átomos están prácticamente vacíos, el suelo, compuesto de átomos, también está vacío, ¿por qué no caemos a través del suelo?
Materia es todo lo que ocupa espacio, tiene una propiedad que se llama masa y posee inercia
Energía propiedad de los sistemas materiales mediante la cual pueden producir cambios en sí mismos (de situación o estado) o en otros cuerpos materiales
La luz, ¿materia o energía?
Ondas en el agua
Interferencias entre ondas
Ondas
Una onda es la propagación de una perturbación en un medio: densidad, presión, campo eléctrico, campo magnético.
• Longitud de onda (λ) : Distancia entre dos crestas o valles sucesivos. • Amplitud (A): Máxima altura de crestas • Frecuencia (ν): Número de crestas o valles que pasan por un punto en un segundo
A(x, t) = Ao cos(kx − vt)
La luz
es una onda electromagnética, esto es, es resultado de la oscilación periódica de un campo eléctrico y un campo magnético, ambos perpendiculares entre sí
ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
Difracción de ondas
La difracción es una propiedad de las ondas que se observa cuando la onda se distorsiona por un obstáculo cuyas dimensiones son comparables a su longitud de onda
Difracción de la luz a través de una rendija
Difracción de la luz a través de dos rendijas
EXPERIMENTO DE YOUNG: DIFRACCIÓN DE LUZ ENTRE DOS RENDIJAS
http:// www.animations.physics.unsw.edu.au/jw/ light/youngs-experiment.htm
¿Es realmente la luz una onda continua?
Teoría cuán5ca de Planck (1900): Cuando una sustancia absorbe o emite energía electromagnética, no puede absorberse o emitirse cualquier cantidad de energía, sino que absorbe/emite un número entero de unidades de mínima de energía, llamados cuantos
absorción cuantos
Más energía
Menos energía emisión
energía
Teoría cuán5ca de Planck (1900): La energía de un cuanto de radiación electromagnética es proporcional a la frecuencia de la radiación, y esa constante de proporcionalidad es la constante de Planck h
Cuanto E = h ν h: Constante de Planck = 6,6256 . 10-34 Julios . segundo
ν: frecuencia de la radiación, s-1
Teoría corpuscular de la luz (Einstein, principios s.XX): Einstein aplicó la teoría cuántica de Planck a la luz para explicar el efecto fotoeléctrico.Según Einstein, la luz es una corriente de partículas (fotones) con características ondulatorias
Efecto fotoeléctrico Cuando partículas de luz (fotones) con suficiente energía (hν) impactan con los átomos del metal se produce la emisión de electrones http://www.educaplus.org/play-112-Efecto-fotoel%C3%A9ctrico.html
CÉLULA FOTOVOLTAICA O PANEL SOLAR
Difracción de la luz a través de dos rendijas
Difracción de balas a través de dos rendijas
Difracción de electrones a través de dos rendijas
La “pistola de electrones” dispara un electrón cada vez
Los electrones difractan como si fueran ondas!!!!
Si la luz (radiación electromagnética) se puede comportar como onda y como partícula, ¿puede también una partícula como el electrón comportarse como partícula y como onda? http://www.rtve.es/television/20110506/incertidumbre-del-universo-cuantico/ 430556.shtml
dualidad onda-partícula En algunas ocasiones la radiación electromagné5ca se comporta igual que las ondas con5nuas y en otras ocasiones se comporta igual que las par>culas individuales, del mismo modo, en algunas ocasiones la materia se comporta igual que las par>culas individuales y en otras igual que ondas.
Cada parJcula Kene una onda de longitud λ dada por:
h
= λ m v
h = Constante de Planck, 6,63 . 10-34 J.s m = masa de la partícula v = velocidad de la partícula mv = cantidad de movimiento ó momento
Louis-‐Victor De Broglie 1923: Nóbel de Física en 1929
“Toda la materia presenta caracterís5cas tanto ondulatorias como corpusculares comportándose de uno u otro modo dependiendo del experimento específico”
ONDAS ESTACIONARIAS EN UNA CUERDA
http://www.acoustics.salford.ac.uk/ feschools/waves/standing_waves.php La ondulación de una cuerda fija por ambos extremos sólo es posible en aquéllas ondulaciones con un múltiplo entero de semilongitudes de onda
ONDAS ESTACIONARIAS EN UNA PISCINA
La ondulación del agua de una piscina sólo es posible en aquéllas ondulaciones cuyo múltiplo entero de semilongitudes de onda quepa exactamente entre los límites de la piscina
ONDAS ESTACIONARIAS DE UN ELECTRÓN EN UNA CAJA DE POTENCIAL
MODELO DE PARTÍCULA EN UNA CAJA DE POTENCIAL
El átomo está también cuanKzado
Sistema clásico
Sistema cuántico
ONDAS ESTACIONARIAS DE UN ELECTRÓN EN UNA CAJA DE POTENCIAL
CORRAL CUÁNTICO DE ÁTOMOS DE Fe SOBRE SUPERFICIE DE Cu
MODELO DE PARTÍCULA EN UNA CAJA DE POTENCIAL
E 2 = p 2 c 2 + (mc 2 )2 E 2 = p2c2
m=0
E = pc
E hf hc h p= = = = c c λc λ
v2m E= 2 2
p2 E= 2m 2
hn E= 2 8mL
h2n2 E= 2m4L2
L=nλ/2
h2 En + 1 − En = (2n +1) 8mL2
n o número cuántico principal
Mecánica cuántica ondulatoria
ε (x, t) = εo cos(kx − vt) 2
∂ε 2 + k ε =0 2 ∂x
Ecuación de una onda armónica o monocromática
Ecuación de Helmholtz (aplicación ecuación de D’Alembert a ondas armónicas)
2 2 2 2 ∂ψ ∂ψ ∂ψ 8π m + + + (E - V )ψ = 0 2 2 2 2 ∂ x ∂ y ∂ z h
8πm k = 2 ( E − V ) Ecuación de Schrödinger o ecuación de ondas h 2
E = Energía total V = Energía potencial
El átomo de Hidrógeno
hR E =− 2 n
4
me e R = 3 2 = 3.29x1015 Hz 8h ε0 Constante de Rydberg
n = 1, 2, 3,....
Átomos hidrogenoides: con Z protones pero sólo un e-
Z 2h R E =− n2
n = 1, 2, 3,....
Principio de incerKdumbre de Heisenberg “Es imposible determinar simultáneamente la posición y velocidad de un electrón”
Δx!Δp≥h/4π
x = posición p = momento (m,v)
El principio de incerKdumbre dice que no podemos medir simultáneamente y con infinita precisión un par de magnitudes conjugadas
Si no puede conocerse con exactitud suficiente la posición y velocidad del electrón, no tiene sentido hablar de órbitas definidas del electrón
A la representación espacial de
ATÓMICO
Ψ2dτ se denomina ORBITAL
2 protones + 2 neutrones
Orbital electrónico
Átomo de Helio
Números Cuán5cos: n, l, ml, s En el modelo de la mecánica cuánKca los números cuánKcos y la cuanKzación de la energía son consecuencia de la ecuación; existen 4 números cuánKcos: n, l, ml , para describir un orbital S describe el espín del electrón
E=E(n,l,ml,s)
1º) Número cuán5co principal, n: describe el nivel energéKco que
ocupa el electrón, equivale a la n del átomo de Bohr, puede tener cualquier valor entero.
n = 1, 2, 3,…
2º) Número cuán5co secundario, orbital o azimutal,ℓ: describe
la forma geométrica de la región espacial ocupada por el electrón, ℓ, puede tomar valores enteros desde 0 hasta (n-‐1) inclusive. ℓ = 0, 1, 2, 3,… (n-‐1)
Orbital Tipo s L=0
Orbital Tipo p L=1
Todos los niveles de energía
A partir de n=2
Orbital Tipo d L=2 A partir de n=3
Orbital Tipo f L=3 A partir de n=4
3º) Número cuán5co magné5co, m: describe la orientación espacial del orbital atómico, m, puede tomar los valores desde -‐ℓ hasta ℓ, pasando por el 0. m = -‐ ℓ……..0…….ℓ • Orbital 5po s : ℓ = 0, ml= 0
para l =1 subnivel p (m puede valer -‐1, 0, 1) tres regiones diferentes del espacio u orbitales atómicos. Se les denomina px ,py, pz • Orbital 5po p : ℓ = 1, ml= -‐1, 0, 1
• Orbital 5po d : ℓ = 2, ml= -‐2, -‐1, 0, 1, 2
• Orbital 5po f : ℓ = 3, ml= -‐3, -‐2, -‐1, 0, 1, 2, 3
+
+
−
− (1,1,0)
+ − + (1,2,0)
+ − +
(1,2,2)
− (1,3,0)
+
(1,1,1)
−
+
− +
−
+
+ (1,2,1)
−
−
(1,3,1)
−
(1,2,2)
−
+ +
+
−
+
−
−
+
− (1,3,2)
−
+ −
+
+ −
(1,3,3)
Fig. 4. Nonradial mode shapes representing the sound pressure amplitude at a constant distance from the center of the sphere for several lowest modes !n , ! , m" of a spherical cavity, corresponding to some of the nodal surface maps in Fig. 3. Adjacent lobes have opposite phase, as indicated by + and # signs. Modes in each row with the same value of ! are degenerate modes with identical frequencies.
south poles of the sphere, with opposite phases as indicated in the !1,1,0" mode shape in Fig. 4. In this mode shape, the
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI “O EL GRAN HERMANO CUÁNTICO” “ o de por qué no nos caemos y atravesamos el suelo”
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI “O EL GRAN HERMANO CUÁNTICO” Hay siempre una probabilidad cero de encontrar dos electrones en exactamente el mismo sitio: las leyes de la Física Cuántica los obligan a evitarse. Esto también significa que dos electrones no pueden tener la misma energía. Consecuencias: 1.-Si los átomos están prácticamente vacíos, el suelo, compuesto de átomos también está vacío, ¿por qué no caemos a través del suelo? Porque los electrones tratan de evitarse por el principio de exclusión de Pauli
2.-Estabilidad de los átomos y de nuestro cuerpo. Sin este principio no existiría la química, ni la vida!!!!
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI “O EL GRAN HERMANO CUÁNTICO”
3.-‐En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánKcos iguales. Si n, l y m son iguales, s debe ser disKnto: espines opuestos o anKparalelos Orbital s
4º) Número cuán5co de espín, s : se refiere a la orientación del momento magnéKco de espín del electrón. Sólo puede tomar dos valores: +1/2 ó -‐1/2 Los electrones se comportan como si fueran partículas con volumen que giran sobre sí mismas en dos sentidos posibles
Experimento de Stern y Gerlach
Resumiendo, - El átomo está cuantizado: el electrón no puede tener cualquier valor de energía, sólo puede tener ciertos valores permitidos de energía - No se puede conocer con gran exactitud y simultáneamente la posición y velocidad de un electrón (p. de Incertidumbre): no tiene sentido hablar de órbitas del electrón - El electrón se comporta en ciertos experimentos como partícula y en otros, como onda
La resolución de la ecuación de Schrödinger en el átomo de Hidrógeno proporciona unas soluciones o autofunciones llamadas funciones de onda Ψ con su correspondiente energía E. 2 2 2 2 ∂ψ ∂ψ ∂ψ 8π m + + + (E - V )ψ = 0 2 2 2 2 ∂ x ∂ y ∂ z h
Para el átomo de hidrógeno, la resolución de la ecuación de Schrödinger proporciona el valor de E
hR E =− 2 n
Las autofunciones no Kenen senKdo esico, sólo lo Kene su cuadrado, (Ψ2) (Ψ2) representa la densidad de probabilidad de encontrar el electrón en un determinado volumen diferencial del espacio. A la representación espacial de Ψ2 dτ se denomina ORBITAL ATÓMICO
2 aplicaciones exitosas de la Teoría Cuántica de Planck
Efecto fotoeléctrico
Teoría corpuscular de la luz
Espectros atómicos
Modelo cuántico del átomo
Los espectros de emisión atómicos son característicos y diferentes para cada elemento: equivalen a la huella dactilar del elemento
Se llama espectro al resultado de descomponer una radiación electromagnética compleja en todas las radiaciones sencillas que la componen, caracterizadas cada una por un valor de longitud de onda, λ
Espectro de emisión atómico del Hidrógeno
La configuración electrónica especifica la distribución de orbitales ocupados en un átomo, lo que diferencia esencialmente a un átomo de un elemento de otro átomo de otro elemento
Principio de Exclusión de Pauli En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánKcos iguales. Si n, l y m son iguales, s debe ser disKnto: espines opuestos o anKparalelos Orbital s
Regla de la máxima mul5plicidad o de Hund Cuando una serie de orbitales degenerados (p, d ó f) se están completando, los electrones se distribuyen desapareados con espines paralelos si es posible
Orbitales p
Configuración electrónica del Escandio (Sc) Z=21
E(eV)
3s
3p
3d
3d
3p 3s
2s
2p
2p 2s
1s 1s Átomo de Hidrógeno Z=1
H 1s1
Átomo de Helio Z=2
He 1s2
E(eV)
3d 3p 3s 2p 2s
1s Átomo de Litio Z=3
Li 1s2 2s1
Diagrama de Möeller Especifica el orden de llenado de los orbitales atómicos, de menor a mayor energía
Clasificación de los elementos. Sistema Periódico • Diagrama de Möeller: Llenado de menor a mayor energía
Tabla Periódica de Werner
Tema 1. Estructura de la materia y enlace químico
Grado en Ciencias Ambientales Química (Curso 2010-‐2011)
Dra. Silvia Centeno Benigno
Tabla periódica extendida
Configuración electrónica Ejemplos: Z = 3 Li 1s2 2s1
Z = 20 Ca 1s2 2s2 p63s2 p6 4s2
Z = 6 C 1s2 2s2 p2 Z = 32 Ge 1s2 2s2 2p63s23p6 4s2 3d104p2 Z = 73 Ta 1s2 2s2 p63s23p6 4s2 3d10 4p6 5s24d10 5p66s2 6d3
Z = 64 Gd (Xe) 4f7 5d1 Z = 71 Lu (Xe) 4f14 5d1
Excepciones: Periodo 4
Periodo 5
Z = 24 Cr (Ar) 3d5 4s1
Z = 41 Nb (Kr) 4d4 5s1
Z = 42 Mo (Kr)4d5 5s1
Z = 44 Ru (Kr) 4d7 5s1
Z = 47 Ag (Kr) 4d10 5s1
6 Z = 58 Ce (Xe) 4f2 6s2 Periodo
Periodo 7
Z = 29 Cu (Ar) 3d10 4s1
Z = 45 Rh (Kr) 4d8 5s1
Y todos los lantánidos
Z = 90 T h (Rn) 5f 0 6d2 7s2
Z = 91 Pa (Rn) 5f2 6d1 7s2
En la Tabla periódica: GRUPO: conjunto de elementos ordenados en forma de columnas verKcales, que reúnen elementos de propiedades similares, clasificados en Grupo A y B. PERÍODO: indica la canKdad de niveles de energía en que se hallan distribuidos los electrones de un elemento. NÚMERO ATÓMICO (Z): número de protones contenidos en el núcleo de un átomo. NÚMERO MÁSICO (A): número de protones y neutrones contenidos en el núcleo de un átomo. MASA ATÓMICA RELATIVA: es la relación entre la masa de un elemento con respecto a la unidad de masa atómica. La unidad de masa atómica o Dalton equivale a 1/12 la masa de un átomo de C-‐12. ESTADO DE OXIDACIÓN o NÚMERO DE OXIDACIÓN: es el número de electrones que un elemento toma, cede o comparte al pasar del estado libre al combinado.
Tipos de elementos: metal, no metal y gases nobles
H
PROPIEDADES PERIÓDICAS 1. Radio atómico (r):
En un sólido, se define radio atómico a la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos vecinos
-En general, un ion positivo o catión tiene un volumen menor al átomo neutro ya que el núcleo atrae más fuertemente a los e-En general, un ion negativo o anión tiene un volumen mayor al átomo neutro ya que existe más repulsión entre los e-
Radio atómico e iónico
Parámetros que determinan la variación del radio atómico en la tabla periódica: -‐el número cuánKco principal, n -‐y la acción de la carga nuclear efecKva sobre los electrones y la repulsión entre electrones.
-‐ Grupo: al bajar en el grupo, aumenta el número n y las capas de e-‐ y aumenta el radio -‐ P e r i o d o : h a y d o s e f e c t o s antagónicos: la atracción del núcleo (reduce el tamaño) y la repulsión interelectrónica (que aumenta el tamaño); en general, disminuye el volumen con Z hasta el grupo 13 a parKr del cual aumenta el volumen por e f e c t o d e l a r e p u l s i ó n interelectrónica
PROPIEDADES PERIÓDICAS:
2. Energía de Ionización (I): Energía necesaria para eliminar un electrón de un átomo en su estado fundamental en estado gaseoso para converKrlo en un ion gaseoso en condiciones estándar. M(g)→M+(g)+e-‐(g) En general, depende de n y de la carga efecKva nuclear (Zefec) Nota: Condiciones e stándar para un gas: Estado del gas ideal a P=1 bar y T de interés
POTENCIAL DE IONIZACIÓN Periodo: de izquierda a derecha, en general, aumenta I ya que la carga nuclear aumenta (Zefec) y los electrones son atraídos con más fuerza Grupo: al bajar en el grupo, disminuye I ya que n aumenta y los e-‐ están más alejados del núcleo, y por tanto, menos atraídos
POTENCIAL DE IONIZACIÓN Los consecutivos potenciales de ionización de un átomo siempre aumentan
Unidades=eV/átomo ó KJ/mol
I1 < I2 < I3
3. Afinidad electrónica: Energía desprendida al añadir un electrón a un átomo en su estado fundamental en estado gaseoso. Cuanto mayor es la atracción entre un átomo dado y un electrón añadido, más negaKva será la afinidad electrónica. Ej.:
Cl (g) + e-‐ à Cl-‐ (g)
ΔE = -‐349 KJ / mol
[Ne] 3s2 3p5 [Ne] 3s2 3p6 (Completa la capa) O (g) + e-‐ à O-‐ (g) ΔE = -‐141 KJ / mol [He] 2s2 2p4 [He] 2s2 3p5 O-‐ (g) + e-‐ à O2-‐ (g) ΔE = +744 KJ / mol [He] 2s2 2p5 [He] 2s2 3p6 (Completa la capa)
Eae(Cl)=E(Cl)-E(Cl-)
Afinidad electrónica Grupo: al bajar en el grupo, disminuye (se hace menos negaKva) ya que la carga nuclear efecKva disminuye
Periodo: de izquierda a derecha, en general, la afinidad electrónica aumenta (se hace más negaKva) ya que la carga nuclear aumenta
AFINIDAD ELECTRÓNICA
4. Electronega5vidad χ: Capacidad de un átomo en una molécula para atraer los electrones de un enlace hacia sí mismo.
Escala de electronegatividad de Mulliken Χ = k/2(energía ionización+afinidad electrónica) Ejemplo: Χ Flúor=4 X Cesio=0.7
El elemento más electronega5vo: el F, el menos: el Cs
4. Electronega5vidad χ: escala de Mulliken Grupo: al bajar en el grupo, χ disminuye ya que los e-‐ están menos atraídos por el núcleo Periodo: de izquierda a derecha, en general, aumenta, siendo el e l e m e n t o m á s electronegaKvo el F; En el periodo 4 es más irregular debido a la a p a r i c i ó n d e l o s elementos de transición y transición interna
RESUMEN de propiedades " Todos los elementos del bloque s son metales reactivos que forman óxidos básicos (Cs y Ba son muy reactivos, deben conservarse sin aire y agua) " Los elementos del bloque p tienden a ganar electrones para completar niveles cerrados, van desde metales, metaloides hasta no metales. Los elementos de la derecha forman compuestos moleculares " Todos los metales del bloque d tienen propiedades intermedias entre los metales del bloque s y del bloque p " Muchos de los metales del bloque d forman cationes con distintos números de oxidación, actuando como catalizadores y elementos constituyentes en proteínas
Modelo molecular de la hemoglobina humana
CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES Y NO METALES
