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Ramón Rodríguez
INSTITUTO TECNOLÓGIO DE LOS MOCHIS
DEPARTAMENTO DE ING. QUÍMICA, BIOQUÍMICA Y LIC. EN BIOLOGÍA
ACADEMIA DE INGENIERÍA QUÍMICA
Agosto de 2015
� Siglo v a.C., el griego expresó la idea de que toda la materia
estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó
átomos (que significa indestructible o indivisible).
� A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus
contemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se mantuvo.
� Las evidencias experimentales de algunas investigaciones científicas
apoyaron el concepto del «atomismo», lo que condujo, de manera gradual, a
las definiciones modernas de elementos y compuestos.
� En 1808, el científico inglés, profesor (1766-1844). Químico,
matemático y filósofo inglés.
� Además de la teoría atómica, también formuló varias leyes sobre los gases y
proporcionó la primera descripción detallada de la ceguera al color, la cual
padecía.
� Se ha descrito a Dalton como un experimentador indiferente con muy pocas
habilidades en las áreas del lenguaje y la ilustración.
� Su único pasatiempo era el juego de bolos en césped los jueves por la tarde.
� Tal vez la división de esos bolos de manera fue lo que inspiró su idea de la
teoría atómica.
� El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las
hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría de
Dalton, se resumen y detallan a continuación:
1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas
llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual
tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son
diferentes a los átomos de todos los demás elementos.
3. Los compuestos está formados por átomos de más de un elemento. En
cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los
elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla.
4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o
reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de
los mismos.
� Joseph Proust. Francés (1799). . Establece
que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los
mismos elementos y en la misma proporción de masa.
� les. Establece que si dos elementos pueden
combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los
elementos que se combina con una masa fija del otro mantiene una relación
de números enteros pequeños.
� . Establece que la materia no se crea ni se
destruye.
� Es la unidad básica de un elemento que puede intervenir en
una combinación química.
� En un tubo de rayos catódicos, los electrones se
desplazan del electrodo negativo (cátodo) al electrodo
positivo (ánodo).
(a) En un tubo de rayos catódicos, los electrones se desplazan del electrodo negativo
(cátodo) al electrodo positivo (ánodo).
(b) Fotografía de un tubo de rayos catódicos que contiene una pantalla fluorescente para
mostrar la trayectoria de los rayos.
(c) La presencia de un imán desvía la trayectoria de los rayos catódicos.
Tubo de rayos catódicos con campos magnético y eléctrico perpendiculares. Los rayos
catódicos (electrones) se originan en la placa negativa de la izquierda y se aceleran hacia la
placa positiva, que tiene un agujero en el centro. Un haz de electrones pasa por el agujero, y
su trayectoria se desvía posteriormente con los campos magnético y eléctrico. La relación
carga-masa del electrón puede determinarse midiendo los efectos de los campos magnético
y eléctrico sobre la dirección del haz.
Representación del aparato que Millikan usó para medir la carga del electrón. El experimento consiste en
dejar caer pequeñas gotas de aceite, que habían capturado electrones de más, entre dos placas cargadas
eléctricamente. Millikan vigiló las gotitas, midiendo cómo el voltaje de las placas afectaba su rapidez de
caída. Con base en estos datos, calculó las cargas de las gotas. Su experimento demostró que las cargas
siempre eran múltiplos enteros de 1.60x10-19 C, cantidad que, según dedujo él, era la carga de un solo
electrón.
Comportamiento de los rayos alfa (α), beta (β) y gamma (γ) en un campo eléctrico.
En 1896, el científico francés Henri Becquerel (1852-1908) al estar estudiando un
mineral de uranio llamado pechblenda, descubrió que emitía espontáneamente
radiación de alta energía. Esta emisión espontánea de radiación se denomina
radiactividad. A sugerencia de Becquerel, Marie Curie y su esposo, Pierre,
iniciaron sus famosos experimentos para aislar los componentes radiactivos del
mineral.
Radiactividad: emisión espontánea de partículas o radiación.
Al aumentar los indicios de que el átomo se componía de partículas aún más pequeñas, la
atención se centró en la relación entre dichas partículas. A principios del siglo XX,
Thomson razonó que, como los electrones constituyen una fracción muy pequeña de la
masa de un átomo, probablemente había una relación con el tamaño del átomo, y propuso
que el átomo consistía en una esfera uniforme de materia positiva en la que estaban
incrustados los electrones
Modelo de Rutherford que explica la dispersión de partículas. La laminilla de oro tiene
unos cuantos miles de átomos de espesor. Cuando una partícula choca con un núcleo
de oro (o pasa muy cerca de él), experimenta una fuerte repulsión. La partícula , menos
masiva, es desviada de su trayectoria por esta interacción repulsiva.
Bohr basó su modelo en tres postulados:
1. Sólo están permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientes
a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo.
2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y
está 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 hacia el núcleo.
3. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un
estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o
absorbe en forma de fotón, E = hv.
� Si bien el modelo de Bohr una explicación del espectro de líneas del átomo
de hidrógeno, no puede explicar los espectros de otros átomos, o sólo lo
hace de manera muy burda.
� Además, describir un electrón meramente como una partícula pequeña que
da vuelta en torno al núcleo presenta un problema.
� Como veremos posteriormente, el electrón exhibe propiedades de las ondas,
y nuestro modelo de la estructura electrónica debe contemplar ese hecho.
� El modelo de Bohr sólo fue un importante paso en el camino hacia el
desarrollo de un modelo más completo.
� Lo más importante del modelo de Bohr es que introduce dos ideas
fundamentales que están incorporadas en nuestro modelo vigente:
1. Los electrones sólo existen en ciertos niveles discretos de energía,
que se describen con números cuánticos; y
2. En el movimiento de un electrón de un nivel a otro interviene
energía. Además, una parte de la terminología asociada a nuestro
nuevo modelo se remonta al modelo de Bohr.
3. Por ejemplo, todavía usamos la idea de estados basales y estados
excitados para describir las estructuras electrónicas de los
átomos.
� La es la clave de todo en química.
� Las propiedades de una sustancia dependen de los átomos que contiene y de la forma
en que éstos estén conectados.
� Lo que es menos obvio, pero muy importante, es la idea de que alguien que sabe de
química puede observar la fórmula estructural de una sustancia y decir mucho sobre sus
propiedades.
� Este estudio de empieza con el enfoque de Lewis acerca de la
.
� Al aplicar estos principios, se reconoce los patrones estructurales que son más
y se desarrolla habilidad para la comunicación de información estructural que se usará
durante todo el tiempo que se estudie química orgánica.
� Es importante aprender los fundamentos de la desde una
perspectiva estructural para relacionar lo esencial entre la estructura y las propiedades
químicas de un compuesto orgánico.
� , que es el número atómico, el cual es igual al número de protones
en su núcleo.
� Un tiene igual número de protones, los cuales tienen
carga positiva, de electrones, los cuales tienen carga negativa.
http://www.iupac.org/
� Desde el momento de su descubrimiento, en 1887, se pensó que los electrones eran
partículas, pero en 1924 el físico francés Louis de Broglie sugirió que también tenían
comportamiento de onda.
� Dos años después, Erwin Schrödinger dio el siguiente paso y calculó la energía de un electrón
en un átomo de hidrógeno usando ecuaciones que trataban al electrón como si fuera una onda.
� En lugar de una sola energía, Schrödinger obtuvo una serie de niveles de energía, cada uno de
los cuales correspondía a una descripción matemática diferente de la onda electrónica.
� Estas descripciones matemáticas se llaman funciones de onda y se simbolizan con la letra
griega ψ (psi).
� De acuerdo con el , no se puede determinar con
exactitud dónde está un electrón, pero sí se puede determinar dónde es más probable que
esté.
� La probabilidad de encontrar un electrón en un punto particular en relación con el núcleo de
un átomo está dada por el cuadrado de la función de onda (ψ² ) en ese punto.
� La siguiente figura ilustra la probabilidad de encontrar un electrón en varios puntos en el estado de menor
energía (más estable)de un átomo de hidrógeno.
� Cuanto más oscuro es el coloren una región, será mayor la probabilidad.
� La probabilidad de encontrar un electrón en un punto particular es mayor cerca del núcleo y
disminuye con el aumento de la distancia del núcleo, pero nunca se vuelve cero.
� Por lo común se describe en la figura como una “nube electrónica” para hacer hincapié sobre la
naturaleza extendida de la probabilidad del electrón.
� Sin embargo, se debe ser cuidadoso. La “nube electrónica” de un átomo de hidrógeno, aunque
se dibuje como una serie de muchos puntos, representa sólo un electrón.
� La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un
conjunto de funciones de onda con sus correspondientes energías. Estas funciones de
onda se denominan . Cada orbital describe una distribución específica de
densidad electrónica en el espacio, dada por su densidad de probabilidad. Por tanto,
cada orbital tiene una energía y una forma características. Por ejemplo, el orbital de más
baja energía del átomo de hidrógeno tiene una energía de -2.18x10-18 J y la forma que
se ilustra en la siguiente diapositiva. Cabe señalar que un (
) no es lo mismo que una ( ). El modelo de la mecánica
cuántica no habla de órbitas porque no es posible medir ni seguir con precisión el
movimiento del electrón en un átomo ( de Heisenberg).
� El modelo de Bohr introdujo un solo número cuántico, n, para describir una órbita.
� El modelo de la mecánica cuántica emplea tres números cuánticos, , y , para
describir un orbital. Consideremos qué información se obtiene de cada uno de éstos y
cómo están relacionados entre sí.
� Este número cuántico está relacionado tanto con la
energía como con la distancia median entre el núcleo y el electrón, medida en niveles
energéticos.
Puede tener valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. Al aumentar n, el orbital se hace
más grande, y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo.
, y por tanto, está unido menos firmemente
al núcleo. En el caso del átomo de hidrógeno,
igual que en el modelo de Bohr.
�
Puede tener valores enteros de 0 a n -1 para cada valor de n. Este número cuántico
define la forma del orbital. El valor de l para un orbital dado generalmente se designa
con las letras s, p, d y f que corresponden a valores de l de 0, 1, 2 y 3, respectivamente,
como se resume aquí:
� Subórbita "s" (forma circular) → proviene de harp (nítido)
� Subórbita "p" (forma semicircular achatada) → proviene de rincipal
� Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) → proviene de ifuse (difuso)
� Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) → proviene de undamental
� Indica la orientación espacial del subnivel de
energía.
Puede tener valores enteros entre l y -l, lo que incluye cero. Este número cuántico
describe la orientación del orbital en el espacio, como vemos en la siguiente tabla:
� Las letras s, p, d y f provienen de las palabras inglesas sharp (agudo),
principal, diffuse (difuso) y fundamental, que se usaban para describir ciertas
características de los espectros antes de que se desarrollara la mecánica
cuántica.
� El conjunto de orbitales que poseen el mismo valor de se denomina
Por ejemplo, decimos que todos los orbitales que tienen n=3 están en la
tercera capa.
Además, el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y l se
llama
Cada subcapa se designa con un número (el valor de n) y una letra (s, p, d o
f, que corresponde al valor de l).
Por ejemplo, los orbitales que tienen n = 3 y l = 2 se denominan orbitales 3d
y están en la subcapa 3d.
� Las funciones de onda también se conocen como . Por conveniencia, los
químicos usan el término “orbital” de varias formas. Con frecuencia se dice que un
dibujo como el de la figura anterior representa un orbital. Se verán otras clases de
dibujos en esta sección, y también se usará la palabra “orbital” para describirlos.
� Los orbitales se describen al especificar su tamaño, forma y propiedades direccionales.
Los que son simétricos en forma esférica, como el que se muestra en la figura anterior,
se llaman orbitales s. La letra s es precedida por el n ( n = 1,
2, 3, etc.), el cual especifica el y se relaciona con la energía del orbital. Es probable
que un electrón en un orbital 1s se encuentre más cerca del núcleo, tenga menos
energía y se sostenga con más fuerza que un electrón en un orbital 2s.
� En lugar de representar los orbitales con distribuciones de probabilidad, es más común
representarlos por sus , como se muestra en la siguiente figura
para los orbitales 1s y 2s. El contorno de superficie encierre la región donde la
probabilidad de encontrar un electrón es alta, del orden Al igual que el
gráfico de distribución de probabilidad del que se deriva, una ilustración de un contorno
de superficie, por lo general, se describe como el dibujo de un orbital.
� Un átomo de hidrógeno (Z=1) tiene un electrón; un átomo de helio (Z=2) tiene dos.
� El electrón único del hidrógeno ocupa un orbital 1s, al igual que los dos electrones de
helio.
� Su configuraciones electrónicas se escriben como:
� Además de tener carga negativa, los electrones poseen la propiedad de .
� de un electrón puede tener un valor ya sea de o .
� De acuerdo con el , dos electrones pueden ocupar el
mismo orbital sólo cuando tienen espines opuestos, o espines “apareados”.
� Por esta razón, ningún orbital puede contener más de dos electrones.
� Debido a que dos electrones llenan el orbital 1s, el tercer electrón en el litio (Z=3) debe
ocupar un orbital de mayor energía.
� Después del orbital 1s, el siguiente de mayor energía es el orbital 2s.
� Por consiguiente, el tercer electrón en el litio ocupa el orbital 2s, y la configuración
electrónica del litio es:
� El (o ) de la tabla periódica en que aparece un elemento
corresponde al número cuántico principal más alto en el que hay un orbital
ocupado (n=1 en el caso del hidrógeno y el helio). El hidrógeno y el helio
son elementos de la primera fila; el litio (n=2) es un elemento de la segunda
fila.
� En el caso del berilio (Z=4) se llena el nivel 2s y los siguientes orbitales que
se ocuparán son 2px, 2py y 2pz.
� Estos tres orbitales que se muestran en la siguiente figura tienen la misma
energía y se caracterizan por representaciones de contorno de superficie que
por lo general se describen con “forma de pesas”.
� Los ejes de los tres orbitales 2p están en ángulo recto entre sí. Cada orbital
consta de dos “lóbulos”, representados en la siguiente figura por regiones de
tonos azules. Las regiones de un solo orbital, en este caso cada orbital 2p,
pueden separarse por superficies nodales donde la función de onda cambia
de signo y la probabilidad de encontrar un electrón es cero.
� También se usan otros métodos para indicar las regiones de un orbital
donde los signos de la función de onda son diferentes.
� Algunos marcan un lóbulo de un orbital poco + y el otro -.
� Otros sombrean un lóbulo y dejan el otro en blanco. Cuando no es necesario
este nivel de detalle, no se hace ninguna diferenciación entre los dos lóbulos.
� En la siguiente tabla se muestran las configuraciones electrónicas de los primeros 12
elementos, de hidrógeno a magnesio. Observe que, en el llenado de los orbitales 2p,
cada uno se ocupa por un solo electrón antes que cualquiera se ocupe en forma doble.
� Este principio general para los orbitales de la misma energía se conoce como
, la cual establece que “
”.
� Son de particular importancia en esta tala, el , , y .
� Innumerables compuestos orgánicos tienen nitrógeno, oxígeno o ambos, además de
carbono, el elemento esencial de la química orgánica. La mayoría de ellos también
contienen hidrógeno.
� Con frecuencia es conveniente hablar de los de un átomo.
� Éstos son los electrones externos, aquellos que tienen más probabilidad de estar
implicados en .
� Para los elementos de las segunda fila éstos son los electrones 2s y 2p.
� Debido a que están implicados cuatro orbitales (2s, 2px, 2py y 2pz),
.
� El neón, con todos sus orbitales 2s y 2p ocupados doblemente, tiene ocho electrones de
valencia y completa la segunda fila de la tabla periódica.
�
.
� Una vez que están llenos los orbitales 2s y 2p, el siguiente nivel es el 3s, seguido por los
orbitales 3px, 3py y 3pz. Los electrones en estos orbitales están más lejos del núcleo que
aquéllos en los orbitales 2s y 2p, y son de mayor energía.
� El neón, en el segundo periodo, y el argón, en el tercero, tienen ocho
electrones en su capa de valencia; se dice que tienen un completo de
electrones.
� El helio, el neón y el argón pertenecen a la clase de elementos conocidos
como o . ( )
� Los gases nobles se caracterizan por tener configuraciones electrónicas de
“ ” estable en extremo y son muy poco reactivos.
�
.
� Todos los protones de un elemento están en su núcleo, pero los electrones
del elemento están distribuidos en orbitales de diferente energía y a
distancias variables del núcleo.
� Cuando se desea entender cómo se comporta un elemento, más que
cualquier otra cosa, se observa su configuración electrónica.
� 1. El número cuántico principal, n.
� 2. El número cuántico azimutal, l.
� 3. El número cuántico magnético, ml.
� 4. El número cuántico de espín.
Ejercicio: mencionar las propiedades de la Tabla Periódica, nombrar
los grupos, enumerarlos, clasificarlos, poner las valencias comunes de
los iones.
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� Que es un material cristalino
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de los siguientes elementos: Na, Mg, K, Ca, Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni,
Cu, Zn, Ag, Pd, Pt, Au, Hg, Al, C, N, O, Cl, H, I.
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Estructura electrónica de los átomos. unidad i

  • 1. Ramón Rodríguez INSTITUTO TECNOLÓGIO DE LOS MOCHIS DEPARTAMENTO DE ING. QUÍMICA, BIOQUÍMICA Y LIC. EN BIOLOGÍA ACADEMIA DE INGENIERÍA QUÍMICA Agosto de 2015
  • 2.
  • 3.
  • 4.
  • 5.
  • 6. � Siglo v a.C., el griego expresó la idea de que toda la materia estaba formada por muchas partículas pequeñas e indivisibles que llamó átomos (que significa indestructible o indivisible). � A pesar de que la idea de Demócrito no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos (entre ellos Platón y Aristóteles), ésta se mantuvo. � Las evidencias experimentales de algunas investigaciones científicas apoyaron el concepto del «atomismo», lo que condujo, de manera gradual, a las definiciones modernas de elementos y compuestos.
  • 7. � En 1808, el científico inglés, profesor (1766-1844). Químico, matemático y filósofo inglés. � Además de la teoría atómica, también formuló varias leyes sobre los gases y proporcionó la primera descripción detallada de la ceguera al color, la cual padecía. � Se ha descrito a Dalton como un experimentador indiferente con muy pocas habilidades en las áreas del lenguaje y la ilustración. � Su único pasatiempo era el juego de bolos en césped los jueves por la tarde. � Tal vez la división de esos bolos de manera fue lo que inspiró su idea de la teoría atómica. � El trabajo de Dalton marcó el principio de la era de la química moderna. Las hipótesis sobre la naturaleza de la materia, en las que se basa la teoría de Dalton, se resumen y detallan a continuación:
  • 8. 1. Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. 2. Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de todos los demás elementos. 3. Los compuestos está formados por átomos de más de un elemento. En cualquier compuesto, la relación del número de átomos entre dos de los elementos presentes siempre es un número entero o una fracción sencilla. 4. Una reacción química implica sólo la separación, combinación o reordenamiento de los átomos; nunca supone la creación o destrucción de los mismos.
  • 9. � Joseph Proust. Francés (1799). . Establece que muestras diferentes de un mismo compuesto siempre contienen los mismos elementos y en la misma proporción de masa. � les. Establece que si dos elementos pueden combinarse para formar más de un compuesto, la masa de uno de los elementos que se combina con una masa fija del otro mantiene una relación de números enteros pequeños. � . Establece que la materia no se crea ni se destruye.
  • 10. � Es la unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química.
  • 11. � En un tubo de rayos catódicos, los electrones se desplazan del electrodo negativo (cátodo) al electrodo positivo (ánodo).
  • 12. (a) En un tubo de rayos catódicos, los electrones se desplazan del electrodo negativo (cátodo) al electrodo positivo (ánodo). (b) Fotografía de un tubo de rayos catódicos que contiene una pantalla fluorescente para mostrar la trayectoria de los rayos. (c) La presencia de un imán desvía la trayectoria de los rayos catódicos.
  • 13. Tubo de rayos catódicos con campos magnético y eléctrico perpendiculares. Los rayos catódicos (electrones) se originan en la placa negativa de la izquierda y se aceleran hacia la placa positiva, que tiene un agujero en el centro. Un haz de electrones pasa por el agujero, y su trayectoria se desvía posteriormente con los campos magnético y eléctrico. La relación carga-masa del electrón puede determinarse midiendo los efectos de los campos magnético y eléctrico sobre la dirección del haz.
  • 14. Representación del aparato que Millikan usó para medir la carga del electrón. El experimento consiste en dejar caer pequeñas gotas de aceite, que habían capturado electrones de más, entre dos placas cargadas eléctricamente. Millikan vigiló las gotitas, midiendo cómo el voltaje de las placas afectaba su rapidez de caída. Con base en estos datos, calculó las cargas de las gotas. Su experimento demostró que las cargas siempre eran múltiplos enteros de 1.60x10-19 C, cantidad que, según dedujo él, era la carga de un solo electrón.
  • 15.
  • 16. Comportamiento de los rayos alfa (α), beta (β) y gamma (γ) en un campo eléctrico. En 1896, el científico francés Henri Becquerel (1852-1908) al estar estudiando un mineral de uranio llamado pechblenda, descubrió que emitía espontáneamente radiación de alta energía. Esta emisión espontánea de radiación se denomina radiactividad. A sugerencia de Becquerel, Marie Curie y su esposo, Pierre, iniciaron sus famosos experimentos para aislar los componentes radiactivos del mineral. Radiactividad: emisión espontánea de partículas o radiación.
  • 17. Al aumentar los indicios de que el átomo se componía de partículas aún más pequeñas, la atención se centró en la relación entre dichas partículas. A principios del siglo XX, Thomson razonó que, como los electrones constituyen una fracción muy pequeña de la masa de un átomo, probablemente había una relación con el tamaño del átomo, y propuso que el átomo consistía en una esfera uniforme de materia positiva en la que estaban incrustados los electrones
  • 18. Modelo de Rutherford que explica la dispersión de partículas. La laminilla de oro tiene unos cuantos miles de átomos de espesor. Cuando una partícula choca con un núcleo de oro (o pasa muy cerca de él), experimenta una fuerte repulsión. La partícula , menos masiva, es desviada de su trayectoria por esta interacción repulsiva.
  • 19.
  • 20.
  • 21.
  • 22. Bohr basó su modelo en tres postulados: 1. Sólo están permitidas órbitas con ciertos radios, correspondientes a ciertas energías definidas, para los electrones de un átomo. 2. Un electrón en una órbita permitida tiene una energía específica y está 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 hacia el núcleo. 3. Un electrón sólo emite o absorbe energía cuando pasa de un estado permitido de energía a otro. Esta energía se emite o absorbe en forma de fotón, E = hv.
  • 23. � Si bien el modelo de Bohr una explicación del espectro de líneas del átomo de hidrógeno, no puede explicar los espectros de otros átomos, o sólo lo hace de manera muy burda. � Además, describir un electrón meramente como una partícula pequeña que da vuelta en torno al núcleo presenta un problema. � Como veremos posteriormente, el electrón exhibe propiedades de las ondas, y nuestro modelo de la estructura electrónica debe contemplar ese hecho. � El modelo de Bohr sólo fue un importante paso en el camino hacia el desarrollo de un modelo más completo. � Lo más importante del modelo de Bohr es que introduce dos ideas fundamentales que están incorporadas en nuestro modelo vigente:
  • 24. 1. Los electrones sólo existen en ciertos niveles discretos de energía, que se describen con números cuánticos; y 2. En el movimiento de un electrón de un nivel a otro interviene energía. Además, una parte de la terminología asociada a nuestro nuevo modelo se remonta al modelo de Bohr. 3. Por ejemplo, todavía usamos la idea de estados basales y estados excitados para describir las estructuras electrónicas de los átomos.
  • 25. � La es la clave de todo en química. � Las propiedades de una sustancia dependen de los átomos que contiene y de la forma en que éstos estén conectados. � Lo que es menos obvio, pero muy importante, es la idea de que alguien que sabe de química puede observar la fórmula estructural de una sustancia y decir mucho sobre sus propiedades. � Este estudio de empieza con el enfoque de Lewis acerca de la . � Al aplicar estos principios, se reconoce los patrones estructurales que son más y se desarrolla habilidad para la comunicación de información estructural que se usará durante todo el tiempo que se estudie química orgánica. � Es importante aprender los fundamentos de la desde una perspectiva estructural para relacionar lo esencial entre la estructura y las propiedades químicas de un compuesto orgánico.
  • 26.
  • 27. � , que es el número atómico, el cual es igual al número de protones en su núcleo. � Un tiene igual número de protones, los cuales tienen carga positiva, de electrones, los cuales tienen carga negativa.
  • 28.
  • 29.
  • 31.
  • 32. � Desde el momento de su descubrimiento, en 1887, se pensó que los electrones eran partículas, pero en 1924 el físico francés Louis de Broglie sugirió que también tenían comportamiento de onda. � Dos años después, Erwin Schrödinger dio el siguiente paso y calculó la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno usando ecuaciones que trataban al electrón como si fuera una onda. � En lugar de una sola energía, Schrödinger obtuvo una serie de niveles de energía, cada uno de los cuales correspondía a una descripción matemática diferente de la onda electrónica. � Estas descripciones matemáticas se llaman funciones de onda y se simbolizan con la letra griega ψ (psi). � De acuerdo con el , no se puede determinar con exactitud dónde está un electrón, pero sí se puede determinar dónde es más probable que esté. � La probabilidad de encontrar un electrón en un punto particular en relación con el núcleo de un átomo está dada por el cuadrado de la función de onda (ψ² ) en ese punto. � La siguiente figura ilustra la probabilidad de encontrar un electrón en varios puntos en el estado de menor energía (más estable)de un átomo de hidrógeno. � Cuanto más oscuro es el coloren una región, será mayor la probabilidad. � La probabilidad de encontrar un electrón en un punto particular es mayor cerca del núcleo y disminuye con el aumento de la distancia del núcleo, pero nunca se vuelve cero. � Por lo común se describe en la figura como una “nube electrónica” para hacer hincapié sobre la naturaleza extendida de la probabilidad del electrón. � Sin embargo, se debe ser cuidadoso. La “nube electrónica” de un átomo de hidrógeno, aunque se dibuje como una serie de muchos puntos, representa sólo un electrón.
  • 33.
  • 34.
  • 35. � La solución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno produce un conjunto de funciones de onda con sus correspondientes energías. Estas funciones de onda se denominan . Cada orbital describe una distribución específica de densidad electrónica en el espacio, dada por su densidad de probabilidad. Por tanto, cada orbital tiene una energía y una forma características. Por ejemplo, el orbital de más baja energía del átomo de hidrógeno tiene una energía de -2.18x10-18 J y la forma que se ilustra en la siguiente diapositiva. Cabe señalar que un ( ) no es lo mismo que una ( ). El modelo de la mecánica cuántica no habla de órbitas porque no es posible medir ni seguir con precisión el movimiento del electrón en un átomo ( de Heisenberg). � El modelo de Bohr introdujo un solo número cuántico, n, para describir una órbita. � El modelo de la mecánica cuántica emplea tres números cuánticos, , y , para describir un orbital. Consideremos qué información se obtiene de cada uno de éstos y cómo están relacionados entre sí.
  • 36. � Este número cuántico está relacionado tanto con la energía como con la distancia median entre el núcleo y el electrón, medida en niveles energéticos. Puede tener valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. Al aumentar n, el orbital se hace más grande, y el electrón pasa más tiempo lejos del núcleo. , y por tanto, está unido menos firmemente al núcleo. En el caso del átomo de hidrógeno, igual que en el modelo de Bohr. � Puede tener valores enteros de 0 a n -1 para cada valor de n. Este número cuántico define la forma del orbital. El valor de l para un orbital dado generalmente se designa con las letras s, p, d y f que corresponden a valores de l de 0, 1, 2 y 3, respectivamente, como se resume aquí:
  • 37. � Subórbita "s" (forma circular) → proviene de harp (nítido) � Subórbita "p" (forma semicircular achatada) → proviene de rincipal � Subórbita "d" (forma lobular, con anillo nodal) → proviene de ifuse (difuso) � Subórbita "f" (lobulares con nodos radiales) → proviene de undamental
  • 38. � Indica la orientación espacial del subnivel de energía. Puede tener valores enteros entre l y -l, lo que incluye cero. Este número cuántico describe la orientación del orbital en el espacio, como vemos en la siguiente tabla:
  • 39. � Las letras s, p, d y f provienen de las palabras inglesas sharp (agudo), principal, diffuse (difuso) y fundamental, que se usaban para describir ciertas características de los espectros antes de que se desarrollara la mecánica cuántica. � El conjunto de orbitales que poseen el mismo valor de se denomina Por ejemplo, decimos que todos los orbitales que tienen n=3 están en la tercera capa. Además, el conjunto de orbitales que tienen los mismos valores de n y l se llama Cada subcapa se designa con un número (el valor de n) y una letra (s, p, d o f, que corresponde al valor de l). Por ejemplo, los orbitales que tienen n = 3 y l = 2 se denominan orbitales 3d y están en la subcapa 3d.
  • 40. � Las funciones de onda también se conocen como . Por conveniencia, los químicos usan el término “orbital” de varias formas. Con frecuencia se dice que un dibujo como el de la figura anterior representa un orbital. Se verán otras clases de dibujos en esta sección, y también se usará la palabra “orbital” para describirlos. � Los orbitales se describen al especificar su tamaño, forma y propiedades direccionales. Los que son simétricos en forma esférica, como el que se muestra en la figura anterior, se llaman orbitales s. La letra s es precedida por el n ( n = 1, 2, 3, etc.), el cual especifica el y se relaciona con la energía del orbital. Es probable que un electrón en un orbital 1s se encuentre más cerca del núcleo, tenga menos energía y se sostenga con más fuerza que un electrón en un orbital 2s. � En lugar de representar los orbitales con distribuciones de probabilidad, es más común representarlos por sus , como se muestra en la siguiente figura para los orbitales 1s y 2s. El contorno de superficie encierre la región donde la probabilidad de encontrar un electrón es alta, del orden Al igual que el gráfico de distribución de probabilidad del que se deriva, una ilustración de un contorno de superficie, por lo general, se describe como el dibujo de un orbital.
  • 41.
  • 42. � Un átomo de hidrógeno (Z=1) tiene un electrón; un átomo de helio (Z=2) tiene dos. � El electrón único del hidrógeno ocupa un orbital 1s, al igual que los dos electrones de helio. � Su configuraciones electrónicas se escriben como: � Además de tener carga negativa, los electrones poseen la propiedad de . � de un electrón puede tener un valor ya sea de o . � De acuerdo con el , dos electrones pueden ocupar el mismo orbital sólo cuando tienen espines opuestos, o espines “apareados”. � Por esta razón, ningún orbital puede contener más de dos electrones. � Debido a que dos electrones llenan el orbital 1s, el tercer electrón en el litio (Z=3) debe ocupar un orbital de mayor energía. � Después del orbital 1s, el siguiente de mayor energía es el orbital 2s. � Por consiguiente, el tercer electrón en el litio ocupa el orbital 2s, y la configuración electrónica del litio es:
  • 43. � El (o ) de la tabla periódica en que aparece un elemento corresponde al número cuántico principal más alto en el que hay un orbital ocupado (n=1 en el caso del hidrógeno y el helio). El hidrógeno y el helio son elementos de la primera fila; el litio (n=2) es un elemento de la segunda fila. � En el caso del berilio (Z=4) se llena el nivel 2s y los siguientes orbitales que se ocuparán son 2px, 2py y 2pz. � Estos tres orbitales que se muestran en la siguiente figura tienen la misma energía y se caracterizan por representaciones de contorno de superficie que por lo general se describen con “forma de pesas”. � Los ejes de los tres orbitales 2p están en ángulo recto entre sí. Cada orbital consta de dos “lóbulos”, representados en la siguiente figura por regiones de tonos azules. Las regiones de un solo orbital, en este caso cada orbital 2p, pueden separarse por superficies nodales donde la función de onda cambia de signo y la probabilidad de encontrar un electrón es cero. � También se usan otros métodos para indicar las regiones de un orbital donde los signos de la función de onda son diferentes. � Algunos marcan un lóbulo de un orbital poco + y el otro -. � Otros sombrean un lóbulo y dejan el otro en blanco. Cuando no es necesario este nivel de detalle, no se hace ninguna diferenciación entre los dos lóbulos.
  • 44.
  • 45. � En la siguiente tabla se muestran las configuraciones electrónicas de los primeros 12 elementos, de hidrógeno a magnesio. Observe que, en el llenado de los orbitales 2p, cada uno se ocupa por un solo electrón antes que cualquiera se ocupe en forma doble. � Este principio general para los orbitales de la misma energía se conoce como , la cual establece que “ ”. � Son de particular importancia en esta tala, el , , y . � Innumerables compuestos orgánicos tienen nitrógeno, oxígeno o ambos, además de carbono, el elemento esencial de la química orgánica. La mayoría de ellos también contienen hidrógeno.
  • 46. � Con frecuencia es conveniente hablar de los de un átomo. � Éstos son los electrones externos, aquellos que tienen más probabilidad de estar implicados en . � Para los elementos de las segunda fila éstos son los electrones 2s y 2p. � Debido a que están implicados cuatro orbitales (2s, 2px, 2py y 2pz), . � El neón, con todos sus orbitales 2s y 2p ocupados doblemente, tiene ocho electrones de valencia y completa la segunda fila de la tabla periódica. � . � Una vez que están llenos los orbitales 2s y 2p, el siguiente nivel es el 3s, seguido por los orbitales 3px, 3py y 3pz. Los electrones en estos orbitales están más lejos del núcleo que aquéllos en los orbitales 2s y 2p, y son de mayor energía.
  • 47. � El neón, en el segundo periodo, y el argón, en el tercero, tienen ocho electrones en su capa de valencia; se dice que tienen un completo de electrones. � El helio, el neón y el argón pertenecen a la clase de elementos conocidos como o . ( ) � Los gases nobles se caracterizan por tener configuraciones electrónicas de “ ” estable en extremo y son muy poco reactivos. � . � Todos los protones de un elemento están en su núcleo, pero los electrones del elemento están distribuidos en orbitales de diferente energía y a distancias variables del núcleo. � Cuando se desea entender cómo se comporta un elemento, más que cualquier otra cosa, se observa su configuración electrónica.
  • 48. � 1. El número cuántico principal, n. � 2. El número cuántico azimutal, l. � 3. El número cuántico magnético, ml. � 4. El número cuántico de espín.
  • 49.
  • 50.
  • 51. Ejercicio: mencionar las propiedades de la Tabla Periódica, nombrar los grupos, enumerarlos, clasificarlos, poner las valencias comunes de los iones.
  • 52.
  • 53. � Que es un material vítreo � Que es un material tipo gel � Que es un material cristalino � Importancia económica, industrial y ambiental en la región y el país de los siguientes elementos: Na, Mg, K, Ca, Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ag, Pd, Pt, Au, Hg, Al, C, N, O, Cl, H, I.