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TEMA 1. TEORÍA CUÁNTICA, ESTRUCTURA ATÓMICA Y PERIODICIDAD. RESUMEN.

BASE EXPERIMENTAL DE LA TEORÍA CUÁNTICA.

¿QUÉ ES LA QUÍMICA? Del griego (khemeia: significa "alquimia") Ciencia Natural que estudia la materia, estructura, propiedades y transformación a nivel atómico, molecular y macromolecular. Los procesos naturales químicos involucran electrones, protones y neutrones, nucleos atomicos, atomos, moléculas, estructuras microscópicas como cristales y superficies.

TEORÍA CUANTICA DE PLANK Se refiere a la energía: Cuando la energía está en forma de radiación electromagnética (es decir, de una radiación similar a la luz), se denomina energía radiante y su unidad mínima recibe el nombre de fotón. La energía de un fotón viene dada por la ecuación de Planck: E = h·ν h: constante de Planck = 6.62606876 x 10-34 J.s. Joule · segundo ν: frecuencia de la radiación Una sustancia absorbe o emite energía, con una unidad mínima de energía, llamados numeros enteros de cuantos. (equivalente en energía a lo que el átomo es para la materia).

RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO. La relación entre el calor radiante E emitido por un cuerpo y su temperatura fue establecida por Josef Stefan, deducida después por Ludwing Boltzman, conocida como ley de Stefan – Boltzmann. E = kT (energia radiada x segundo) = k (constante de proporcionalidad) T(temperatura absoluta) La ley sólo se aplica a los“cuerpos negros”. (aquellos que absorben todo el calor radiante que recibe. Tal absorbente perfecto será también un emisor perfecto. Absorben cerca del 6% de la energía incidente y reflejan el resto. La mayoría de las sustancias tienen grados de absorción entre estos dos extremos.

EFECTO FOTOELÉCTRICO. Al chocar la luz contra el cátodo de la celda, los electrones son expulsados de la superficie catódica y se desplazan hacia el ánodo con carga positiva. Así, fluye una corriente electrica de electrones por la celda, pudiendo actuar como interruptor de un circuito eléctrico activado por luz. Este tipo de celdas se emplea para abrir las puertas automáticas en tiendas y elevadores.

ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA James Clerk Maxwell (Mediados del siglo XIX) elaboró una teoría sobre la luz que explicaba todo lo que se conocía de ella hasta ese momento. A principios del siglo XX, nuevos descubrimientos experimentales obligó a elaborar nuevas teorías sobre la luz. Según la teoría de Maxwell, la luz es una onda electromagnética.

LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA. Una onda electromagnética consiste en la oscilación de un campo eléctrico y otro magnético en direcciones perpendiculares, entre sí, y perpendiculares ambos a la dirección de propagación. Viene determinada por su frecuencia “n” o por su longitud de onda “l”, relacionadas entre sí.

ESPECTRO CONTINUO DE LA LUZ Es la descomposición de la luz en todas su longitudes de onda mediante un prisma óptico.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO: Conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas desde muy bajas longitudes de ondas (rayos g 10–12 m) hasta kilómetros (ondas de radio)

ESPECTRO DE EMISIÓN GASEOSO Se les suministra energía (descarga eléctrica, calentamiento...) éstos emiten radiaciones de determinadas longitudes de onda. Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el conjunto de las mismas es lo que se conoce como espectro de emisión.

Cada elemento tiene un espectro característico; por tanto, un modelo atómico debería ser capaz de justificar el espectro de cada elemento.

ESPECTRO ATÓMICO DE ABSORCIÓN Cuando la radiación atraviesa un gas, este absorbe una parte, el resultado es el espectro continuo pero con rayas negras donde falta la radiación absorbida.

MODELO ATÓMICO DE BÖHR. (En qué se basó) Contenia conclusiones contradictorias con los datos experimentales. La teoría de Maxwell echaba por tierra el planteamiento matemático del modelo de Rutherford. El estudio de las rayas de los espectros atómicos, permitió relacionar la emisión de radiaciones “l ” (longitud de onda) con cambios energéticos asociados a saltos entre niveles electrónicos. La teoría de Planck le hizo ver que la energía no era algo continuo sino que estaba cuantizada en cantidades hn.

PRIMER POSTULADO El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante.

SEGUNDO POSTULADO Son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h /(2 · π) ÓRBITAS ESTACIONARIAS Indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sólo hay unas pocas órbitas posibles, que vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro denominado número cuántico principal n.

TERCER POSTULADO La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: Ea - Eb = h ·ν Cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro atómico de absorción (o de emisión).

SERIES ESPECTRALES (explicación con el modelo de Bohr) Los espectroscopistas habían calculado y estudiado a fondo las rayas del espectro atómico más sencillo, el del átomo de hidrógeno. Serie Balmer aparece en la zona visible del espectro.

Serie Lyman aparece en la zona ultravioleta del espectro.

Series: Paschen, Bracket y Pfund Aparecen en la zona infrarroja del espectro

CORRECCIONES AL MODELO DE BÖHR: NÚMEROS CUÁNTICOS. Se precisa un único parámetro (número cuántico principal, n, u llamadas orbitas estacoinarias en el modelos de Bohr, que indica diversos niveles electrónicos), que se relaciona con el radio de la órbita circular que el electrón realiza alrededor del núcleo, y también con la energía total del electrón. Los valores que puede tomar este número cuántico son los enteros positivos: 1, 2, 3... Sin embargo, fue necesario modificar el modelo, adaptarlo a los nuevos datos experimentales, la aparición de nuevas rayas espectrales introdujeron otros tres números cuánticos para caracterizar al electrón.

NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (L): CORRECCIÓN DE SOMMERFELD, El desdoblamiento de algunas rayas espectrales observado con espectroscopios llevó a la necesidad de justificar y corregir el modelo de Bohr. En 1916, Sommerfeld modificó el modelo de Böhr considerando que las órbitas del electrón no eran necesariamente circulares, también eran órbitas elípticas; esta modificación exige dos parámetros para caracterizar al electrón. Una elipse definida por dos parámetros, los valores de sus semiejes mayor y menor. En el caso de que ambos semiejes sean iguales, la elipse se convierte en una circunferencia. Así, introducimos el número cuántico secundario o azimutal (l), cuyos valores permitidos son: L= 0, 1, 2, ..., n – 1 Por ejemplo, si n = 3, los valores que puede tomar L serán: 0, 1, 2

NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (M). El efecto Zeemann se debe a que cualquier carga eléctrica en movimiento crea un campo magnético; también el electrón lo crea, deberá sufrir la influencia de cualquier campo magnético externo aplicado, haciendo que las rayas se desdoblen indicando diferentes orientaciones posibles en el espacio que puede adoptar la órbita del electrón cuando éste es sometido a un campo magnético externo (efecto Zeemann). Valores permitidos: - L, ..., 0, ..., + L, Por ejemplo, si el número cuántico secundario vale L= 2, los valores permitidos para m serán: -2, -1, 0, 1, 2

NÚMERO CUÁNTICO DE ESPÍN (S). Indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje. Puede tomar sólo dos valores para el electrón: +1/2, -1/2.

MODELO MECANOCUÁNTICO. 1926 existe un modelo de átomo plenamente cuántico (Schrodinger), han desaparecido dos conceptos básicos del modelo anterior: Los electrones no son partículas sino como ondas. No existen órbitas electrónicas sino orbitales.

DUALIDAD ONDA PARTÍCULA Según hipótesis De Broglie, cada partícula en movimiento lleva asociada una onda; La dualidad onda-partícula puede enunciarse: Cuanto mayor sea la cantidad de movimiento (mv) de la partícula menor será la longitud de onda (λ), y mayor la frecuencia (ν) de la onda asociada. La relación entre estas magnitudes fue establecida por el físico francés Louis de Broglie en 1924.

Basado en las ecuaciones de W Heisenberg y E. Schrödinger por separado y llegando a resultados similares, este modelo se refleja en las siguientes teorías: Dualidad onda partícula. Principio de indeterminación de Heisenberg. Principio de exclusión de Pauli. Regla de la máxima multiplicidad de Hund. Principio de construcción (Aufbau)

Átomo: formado por un núcleo donde se encuentran los neutrones y protones y los electrones giran alrededor en diferentes orbitales. los cuales tienen capacidad para situar dos de ellos: 1a capa: 1 orb. “s” (2 e–) Y así sucesivamente... (s2, p6, d10, f 14 ) ORBITAL: Zona del espacio en torno al núcleo donde la posibilidad de encontrar al electrón es máxima Primero se indica el nivel que es el número cuántico principal n Los valores del número cuántico L (subnivel) indican la letra del orbital que corresponde: (L=0 es s ; L=1 es p ; L=2 es d ; L=3 es f) Los valores de m indican los diferentes orbitales que caben en cada subnivel. En cada orbital solo caben dos electrones uno girando de un lado y otro del otro+1/2 y –1/2 número de spin.

PRINCIPIO DE INDETERMINACIÓN DE W. HEISENBERG (Premio Nobel de Física 1932)

PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI

Enunció el principio de incertidumbre o de indeterminación, según el cual es imposible medir simultáneamente, y con precisión absoluta, el valor de la posición y la cantidad de movimiento de una partícula. Significa, que la precisión con que se pueden medir las cosas es limitada, y el límite viene fijado por la constante de Planck. Δx : indeterminación en la posición Δpx : indeterminación en la cantidad de movimiento h: constante de Planck (h=6,626 · 10-34 J · s) La incertidumbre se deriva del propio hecho de medir. Así, cuanto mayor sea la precisión en la medida de una de estas magnitudes, mayor será la incertidumbre en la medida de la otra variable complementaria.

“No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales en un mismo átomo” CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos. Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s).

REGLA DE LA MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND

PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN (AUFBAU)

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d, f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA La distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía).

NÚMEROS CUÁNTICOS Al resolver las ecuaciones de la mecánica cuántica para un átomo, aparecen como una consecuencia matemática, los números cuánticos. Estos describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo. n = 1, 2, 3, 4, ... (no de capa o nivel) l = 0, 1, 2, ... (n – 1) (forma del orbital o subnivel). m = – l, ... , 0, ... L (orientación orbital o orbital). s = – 1⁄2 , + 1⁄2 (spín rotación del electrón )

SIGNIFICADO DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS. n, principal, se refiere a la energía de las órbitas, o los niveles energéticos y al tamaño de órbita l , orbital, se refiere a un subnivel energético, cuando hablamos de una órbita específica ml, magnético, se refiere a la orientación del orbital ms, spin, se refiere al movimiento de rotación del electrón o su orientación en un campo magnético externo.

EL ORBITAL ATÓMICO

COLOCACIÓN DE LOS ELECTRONES EN UN DIAGRAMA DE ENERGÍA

El concepto de orbital es básico para entender el comportamiento de los átomos. Geometría de los ORBITALES ATÓMICOS.

Se siguen los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau) Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund). Una vez colocados se cumple el principio de exclusión de Pauli. Principio de mínima energía (aufbau). Se rellenan primero los niveles con menor energía. No se rellenan niveles superiores hasta que no estén completos los niveles inferiores. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund). Cuando un nivel electrónico tenga varios orbitales con la misma energía, los electrones se van colocando lo más desapareados posible en ese nivel electrónico. No se coloca un segundo electrón en uno de dichos orbitales hasta que todos los orbitales de dicho nivel de igual energía están semiocupados (desapareados).

LA TABLA PERIÓDICA Se ordena según el número atómico, número de protones pero coincide con el de electrones cuando el átomo es neutro. La tabla periódica se ordena según las configuraciones electrónicas de los elementos. http://center.acs.org/periodic/tools/PT.html

Nano-materiales: llamado Microlattice, un metal compuesto en un 99% de... Aire (compañía Boeing), ligero que se posa sobre un diente de león sin dañarlo, son diminutos tubos huecos(aleación de fósforo y níquel), entrelazados microscópicamente en forma de panel de abeja para aumentar su resistencia y que apenas llegan a los 100 nanómetros de espesor. Estos nanotubos son 1.000 veces más delgados que un cabello humano.

LOS ELEMENTOS QUÍMICOS, CLASIFICACIÓN PERIÓDICA. Se han ordenado de forma agrupada, según posean propiedades quimicas similares resultando el sistema periódico, colocados por orden creciente de su número atómico (Z).

PERÍODOS: a las filas de la tabla

GRUPOS: a las columnas de la tabla

ESPECIES CON CARGA ELÉCTRICA. IONES. Los elementos químicos se pueden clasificar, según su facilidad para perder o ganar electrones: Un átomo neutro que gana o pierde electrones, se convierte en ion Si hay exceso de electrones, será negativo llamado anión Si pierde electrones, será positivo, llamado catión

A) Elementos representativos. Su electron diferenciador se aloja en orbital s o p Los elementos represntativos son 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18, del sistema periodico.

B) Metales de transición Su electron diferenciador se aloja en un orbital d Los metales de transición se encuentran en los grupos del 3 al 12 del sistema periodico.

Los elementos de un mismo grupo, tienen propiedades químicas semejantes, tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia (última capa electrónica), están distribuidos en orbitales del mismo tipo. Se distinguen 4 bloques caracterizados por una configuración electrónica típica de la capa de valencia

C) Metales de transición interna Su electrón diferenciador se aloja en un orbital f • La configuración electrónica de su capa de valencia es: (n-2) fx (n-1) d0 n s2 (x= 1, 2, ..., 14)

D) EXCEPCIONES El hidrógeno de configuración 1s1 no tiene un sitio definido dentro de los bloques Por su comportamiento químico diferente, los elementos del grupo 12 (Zn, Cd, Hg), cuya capa de valencia tiene una configuración (n-1) d10 n s2, no se consideran elementos de transición debido a su comportamiento químico.

Continuación

LA TABLA PERIÓDICA (continuación)

EL TAMAÑO ATÓMICO Los átomos e iones no tienen un tamaño definido, sus orbitales no ocupan una región del espacio limitada, se acepta un tamaño de 90% de la probabilidad de encontrar al electrón en su interior, y una forma esférica para todo el átomo. Los radios están expresados en nm (1 nm = 10-9 m), varían en función de que se encuentren en estado gaseoso o unidos mediante enlaces iónico, covalente o metálico. En un período: el tamaño atómico disminuye al avanzar en un período. En un grupo: el tamaño atómico aumenta al descender en un grupo: *Efecto de contracción: Al descender en el grupo aumenta el número atómico y, la carga nuclear. Los electrones son atraídos y por consiguiente disminuye el tamaño. **Efecto de apantallamiento: Al descender en el grupo, aumentan el número de capas electrónicas, el tamaño aumenta. Este factor prevalece sobre el anterior. * Al aumentar el número de electrones en la misma capa y aumentar la carga nuclear (efecto de apantallamiento) los electrones se acercan más al núcleo.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN la 1ra. energia (EI) es la necesaria para arrancar el electrón externo de un átomo en estado gaseoso. La 2da energía de ionización es la necesaria para arrancar el siguiente electrón del ión monopositivo formado: La energía de ionización disminuye al descender en un grupo, la carga nuclear aumenta y también aumenta el número de capas electrónicas, por lo que el electrón a separar, que está en el nivel energético más externo, sufre menos la atracción de la carga nuclear (por estar más apantallado) y necesita menos energía para ser separado del átomo. La energía de ionización crece al avanzar en un período y aumenta la carga positiva del núcleo, los electrones al estar atraídos con más fuerza, cuesta más arrancarlos Excepciones: las anomalías tienen que ver con la gran estabilidad que poseen los átomos con orbitales semiocupados u ocupados, los electrones son más difíciles de extraer.

AFINIDAD ELECTRÓNICA Cambio de energía que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores normalmente, consideran 1 mol de átomos. La mayoría de los átomos, al adicionar un electrón, desprenden energía. halógenos desprenden más energía, tienen elevado carácter oxidante. Los alcalinotérreos absorben más energía, carecen de carácter oxidante. La variación de afinidad electrónica es similar a la de la energía de ionización, sin embargo hay excepciones.

ELECTRONEGATIVIDAD Propiedad de átomos enlazados. Tendencia de atraer hacia sí los electrones. La determinación de la electronegatividad se hace conforme a dos escalas: Escala de Mulliken: considera la electronegatividad como propiedad de átomos aislados. Escala de Pauling: Se expresa en unidades arbitrarias: flúor, tiene el valor más alto, por ser el elemento electronegativo, tiene un valor de 4 y al cesio, es el menos electronegativo tiene el valor de 0,7 Aumenta con el número atómico en un período y disminuye en un grupo. El valor máximo será el del grupo 17 y el valor nulo es el de los gases nobles

CARÁCTER METÁLICO Metales: Pierden fácilmente electrones para formar cationes Bajas energías de ionización Bajas afinidades electrónicas Bajas electronegatividades Forman compuestos con los no metales, pero no con los metales No Metales: Ganan fácilmente electrones para formar aniones Elevadas energías de ionización Elevadas afinidades electrónicas Elevadas electronegatividades Forman compuestos con los metales, y otros con los no metales Semimetales o metaloides: Poseen propiedades intermedias entre los metales y los no metales (Si, Ge)

REACTIVIDAD Los metales reaccionan perdiendo electrones, así cuanto menor sea su energía de ionización serán más reactivos. Disminuye al avanzar en un período Aumenta al descender en el grupo Los no metales reaccionan ganando electrones, cuanto mayor sea su afinidad electrónica serán más reactivos. Aumenta al avanzar en un período y al ascender en el grupo En los gases nobles la reactividad es casi nula o muy baja, debido a que poseen configuraciones electrónicas muy estables...