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- 1. QUÍMICA 2º BACHILLERATOQUÍMICA 2º BACHILLERATO TEMA 2TEMA 2 LA ESTRUCTURA DE LA MATERIALA ESTRUCTURA DE LA MATERIA
- 3. ¿DE QUÉ ESTÁ FORMADA LA MATERIA?¿DE QUÉ ESTÁ FORMADA LA MATERIA? LO QUE SABEMOS AHORALO QUE SABEMOS AHORA EL ÁTOMO partícula símbolo Propiedades electrón e- Partículas de masa muy pequeña y carga negativa protón p+ Partículas de masa 1800 veces mayor que el electrón y carga positiva, igual en valor a la del electrón neutrón n Partículas de masa casi igual que el protón, sin carga. - + + + + + - - - - NÚCLEO CORTEZA
- 4. CARACTERIZACIÓN DE LOS ATÓMOSCARACTERIZACIÓN DE LOS ATÓMOS ¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS?¿QUÉ DIFERENCIA UNOS ÁTOMOS DE OTROS? Nº ATÓMICO (Z): Nº de protones = Nº de electrones Nº MÁSICO (A): Nº de protones + Nº de neutrones Al 27 13 Número másico Número atómico
- 5. IONESIONES ¿QUÉ LE OCURRE A UN ATÓMO SI PIERDE¿QUÉ LE OCURRE A UN ATÓMO SI PIERDE ELECTRONES?ELECTRONES? ¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA?¿Y SI TIENE MÁS DE LA CUENTA? Un ion es un átomo, o grupo de átomos, con carga eléctrica, debido a que haya perdido o ganado electrones. Pérdida de electrones Ion positivo CATIÓN Ganancia de electrones Ion negativo ANIÓN catión calcio: Ca+2 anión cloruro: Cl-
- 6. LOS MODELOS ATÓMICOSLOS MODELOS ATÓMICOS TEORÍA ATÓMICA DE DALTON MODELO ATÓMICO DE THOMSON Explicaba las leyes de las reacciones químicas. Explicaba las propiedades eléctricas de la materia y rayos catódicos. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Explicaba el experimento con partículas alfa. - Era un átomo inestable según las leyes de la física clásica. - No podía explicar los espectros de emisión de los elementos.
- 7. LOS ESPECTROS ATÓMICOSLOS ESPECTROS ATÓMICOS Espectro de la luz visible Espectro del hidrógeno El modelo de Rutherford no era capaz de explicar los espectros de emisión de los elementos
- 8. LA TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCKLA TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK En 1901 Max Planck, para explicar la emisión de luz por cuerpos calientes, propone que cada átomo sólo puede absorber o emitir energía radiante en pequeños paquetes energéticos (cuantos o fotones), de valor: ν = frecuencia de oscilación del átomo h = constante de Planck (6.626 · 10 -34 J· s) E = h · ν
- 9. EL MODELO ATÓMICO DE BOHREL MODELO ATÓMICO DE BOHR ● PRIMER POSTULADO: El electrón puede girar en un cierto número de órbitas circulares o “estados estacionarios” alrededor del núcleo sin emitir energía radiante. ● SEGUNDO POSTULADO: Solo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular, L, de las mismas sea un múltiplo entero de h/2π. L = r · m · v = n· h/2π siendo n = 1, 2, 3... ● TERCER POSTULADO: Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo o emitiendo energía en forma de radiación electromagnética, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck, ΔE = h·ν.
- 10. + - - - E - luz - EL MODELO ATÓMICO DE BOHREL MODELO ATÓMICO DE BOHR Ver vídeo Las órbitas están caracterizadas por n (número cuántico principal) que cuantifica el valor del radio y de la energía de cada órbita.
- 11. EL MODELO ATÓMICO DEEL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELDBOHR-SOMMERFELD Se observó en espectros de mayor resolución que la mayoría de líneas eran varias muy próximas, y que bajo la acción de un campo magnético las líneas se desdoblaban (efecto Zeeman):
- 12. EL MODELO ATÓMICO DEEL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELDBOHR-SOMMERFELD Sommerfeld introdujo dos modificaciones: ● Posibilidad de órbitas elípticas. Hace falta un 2º número cuántico, secundario o azimutal, (l), que puede variar entre 0 y n-1. ● Posibilidad de diferentes orientaciones de la órbita en un campo magnético, introduciendo un tercer número cuántico, llamado magnético (m) y que varía entre – l y + l incluido el 0.
- 13. EL MODELO ATÓMICO DEEL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELDBOHR-SOMMERFELD Posteriormente, con técnicas más sofisticadas se observó el desdoblamiento en dos de cada línea espectral, lo que llevó a introducir un último número cuántico llamado de spin, s o ms , relacionado con el momento de giro del electrón sobre sí mismo, y que puede tomar valores +1/2 y – 1/2.
- 14. EL MODELO ATÓMICO DEEL MODELO ATÓMICO DE BOHR-SOMMERFELDBOHR-SOMMERFELD Cada electrón queda caracterizado por cuatro números cuánticos: n,l, m y s. LIMITACIONES DEL MODELO
- 15. DUALIDAD ONDA-PARTÍCULADUALIDAD ONDA-PARTÍCULA En 1905 Einstein aplicó la dualidad onda- partícula a la luz para explicar el efecto fotoeléctrico. En 1923 De Broglie aplicó esta hipótesis al electrón. E = h · ν E = m · c2 h · ν = h · c/λ = m · c2 λ = h m · v
- 16. PRINCIPIO DE INCERTIDUMBREPRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE El Principio de Incertidumbre de Heisenberg, postulado en 1927, establece que no es posible determinar con precisión la posición del electrón y su momento, sino que se cumple que: Δx · Δp > h/4π Δx = incertidumbre en la posición Δp = incertidumbre en el momento
- 17. MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMOMODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO En 1926 Schrödinger, partiendo de la dualidad onda-partícula del electrón, de la teoría cuántica de Planck y el Principio de incertidumbre de Heisenberg, elabora un modelo matemático para describir el comportamiento del electrón en el átomo.
- 18. MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMOMODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO Este modelo usa una función matemática, la función de onda (Ψ), cuyo cuadrado (Ψ2 ) es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada zona del espacio. ORBITAL ATÓMICO:ORBITAL ATÓMICO: Región del espacio en torno al núcleo en la cual puede encontrarse al electrón con una probabilidad de, al menos, el 90%.
- 19. MODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMOMODELO ONDULATORIO DEL ÁTOMO La resolución de la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno implica la introducción de tres números cuánticos, n, l y ml . símbolo número cuántico valores determina n principal 1, 2, 3 ... tamaño y energía del orbital l del momento angular 0 a (n - 1) forma del orbital ml magnético de + l a – l incluido 0 orientación del orbital s de spín +1/2 y -1/2 momento magnético
- 20. ORBITALES ATÓMICOSORBITALES ATÓMICOS n = 1 l = 0 ml = 0 1s l = 0 ml = 0 2s ml = 1 l = 1 ml = 0 2p (px , py , pz ) ml = -1 n = 2 l = 0 ml = 0 3s ml = 1 l = 1 ml = 0 3p (px , py , pz ) ml = -1 ml = 2 ml = 1 l = 2 ml = 0 3d ml = -1 ml = -2 n = 3
- 22. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICACONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA ● K 1s ● L 2s 2p ● M 3s 3p 3d ● N 4s 4p 4d 4f ● O 5s 5p 5d 5f ● P 6s 6p 6d ● Q 7s 7p Distribución de los electrones en un átomo en las distintas capas y subcapas. Ejemplo: 17 Cl: 1s2 , 2s2 2p6 , 3s2 3p5
- 23. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULIPRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Consecuencia: en un orbital sólo puede haber dos electrones, uno con s = ½ y otro con s = - ½. (electrones apareados)
- 24. REGLA DE HUNDREGLA DE HUND En orbitales que tiene iguales valores de n y l los electrones tenderán a ocupar orbitales con distintos valores de ml . Tienden a estar lo más desapareados posible.
- 25. TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICA Bloque s Bloque d Bloque p Bloque f
- 26. TABLA PERIÓDICATABLA PERIÓDICA Bloque s Bloque p grupo 1 2 13 14 15 16 17 18 Configuración ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6 Bloque d grupos 3 a 12 Configuración (n-1)d1 ns2 hasta (n-1)d10 ns2 Bloque f Configuración (n-2)f1 (n-1)s2 p6 d1 ns2 hasta (n-2)f14 (n-1)s2 p6 d1 ns2
- 27. PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICAS - En los períodos, al avanzar hacia la derecha, aumenta en una unidad la carga nuclear y se añade un electrón, pero estos electrones no apantallan con efectividad de una unidad a los electrones de la misma capa, por lo que los electrones de la capa de valencia serán cada vez más atraídos por la carga positiva del núcleo. - En los grupos, al bajar en los mismos, los electrones entran cada vez en capas de mayor valor de n, por lo que irá aumentando su distancia al núcleo y por tanto, se sentirán menos atraídos.
- 28. PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICAS RADIO ATÓMICORADIO ATÓMICO Los radios aumentarán al descender en un grupo y disminuirán al aumentar el número atómico en un periodo. Periodos Grupos Aumenta
- 29. PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICAS ENERGÍA DE IONIZACIÓN (ENERGÍA DE IONIZACIÓN (II)) Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo de ese elemento cuando se encuentra en estado fundamental y gaseoso, para formar un ion positivo. Se expresa referida a 1 mol. La E.I. aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
- 30. PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICAS AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.AFINIDAD ELECTRÓNICA (A. E.E.)) Es la energía liberada cuando un átomo en estado fundamental y gaseoso incorpora un electrón libre, para formar un ion negativo. Se expresa referida a 1 mol. La A.E. aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
- 31. PROPIEDADES PERIÓDICASPROPIEDADES PERIÓDICAS ELECTRONEGATIVIDADELECTRONEGATIVIDAD Es la tendencia que tiene un átomo a atraer sobre si los electrones que comparte con otro átomo. La electronegatividad aumentará al avanzar en un periodo y disminuirá a lo largo de un grupo. Periodos Grupos Aumenta
- 33. AGRUPACIONES DE ÁTOMOSAGRUPACIONES DE ÁTOMOS ENLACES:ENLACES: Los átomos se agrupan formando combinaciones más estables (con menos energía) que los átomos individuales. Estas uniones se llaman enlaces. En la formación de enlaces se desprenderá una energía, llamada energía de enlace.
- 34. ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE TEORÍA DE LEWISTEORÍA DE LEWIS Cuando los átomos se unen entre sí tienden a conseguir una configuración electrónica con la última capa llena o con 8 electrones. La forma de conseguirlo es compartir pares de electrones entre los átomos que se unen para así conseguir la configuración de gas noble en la última capa.
- 35. + 9 F: 1s2 , 2s2 2p5 9 F: 1s2 , 2s2 2p5 F2 ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE Se comparten uno o más pares de electrones para formar una agrupación más estable, la molécula. +
- 36. Cl + Cl Cl Cl O + O O OO O O OO O= Cl Cl_ N + N N N N N≡ ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE DIAGRAMAS DE LEWISDIAGRAMAS DE LEWIS
- 37. ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE DIAGRAMAS DE LEWISDIAGRAMAS DE LEWIS H H C H H H H N H. . H O H. .:
- 38. TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.)TEORÍA DE ENLACE VALENCIA (T. E. V.) ENLACE COVALENTEENLACE COVALENTE Se considera que el enlace covalente se forma por solapamiento de orbitales atómicos de los átomos que forman la molécula, produciéndose el apareamiento de los espines electrónicos. En algunos casos, los electrones inicialmente apareados en sus O.A. pueden desaparearse para participar en el enlace si existen orbitales vacíos en la misma capa (p. e. orbitales d).
- 39. En general se denomina enlace σ cuando los electrones que forman el enlace se encuentran simétricamente distribuidos con respecto al eje que une ambos núcleos
- 40. Se denomina enlace π cuando los electrones que forman el enlace se encuentran distribuidos por encima y por debajo del eje que une ambos núcleos
- 41. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOSHIBRIDACIÓN DE ORBITALES ATÓMICOS Orbitales híbridos: Son orbitales atómicos que se forman cuando dos o más orbitales no equivalentes del mismo átomo se combinan preparándose para la formación del enlace covalente. 1. Los orbitales atómicos que se combinan deben tener energías semejantes. 2. El número de orbitales híbridos obtenidos es igual al de orbitales atómicos combinados. 3. Los orbitales híbridos son mayores que los atómicos y su capacidad de solapamiento mayor, al estar dirigidos en la dirección del enlace. 4. Los orbitales híbridos estarán dirigidos desde el átomo central hacia unas direcciones determinadas dependiendo del número de orbitales atómicos combinados.
- 45. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DETEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIAELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.)(R. P. E. C. V.) ●Método para predecir la geometría de moléculas o iones. ●Supone que los pares de electrones de la capa de valencia del átomo central del compuesto se encuentran ordenados de manera que existe una separación máxima y, por tanto repulsión mínima, entre ellos determinando la geometría de la molécula.
- 46. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DETEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIAELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.)(R. P. E. C. V.) 1. Calculamos el número total de electrones de valencia de la molécula. 2. Se divide entre dos para obtener el número de pares de electrones. 3. Se asigna un par de electrones para cada enlace entre cada átomo terminal y el central. 4. Se reparte el resto de pares de electrones empezando por los átomos terminales y terminando por el central (para adquirir el octeto) 5. Se cuenta el número de electrones que rodean al átomo central y se distribuyen de forma que las repulsiones sean mínimas. 6. Si todos los pares forman enlaces la geometría será la correspondiente a esa distribución.
- 47. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DETEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIAELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.)(R. P. E. C. V.)
- 48. TEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DETEORÍA DE REPULSIÓN DE PARES DE ELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIAELECTRONES DE LA CAPA DE VALENCIA (R. P. E. C. V.)(R. P. E. C. V.) AB2 P AB3 P AB2 P2
- 49. RESONANCIARESONANCIA Algunas moléculas pueden describirse con más de un diagrama de Lewis válido. Para explicar estas situaciones se propuso el concepto de resonancia: la estructura real de la molécula es una mezcla de todas las estructuras, llamadas formas resonantes o canónicas.
- 50. POLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLARPOLARIDAD DEL ENLACE Y MOMENTO DIPOLAR F H δ- δ+ Enlace polarizado Molécula dipolar F B F Enlaces polarizados Molécula apolar
- 51. ENLACE COVALENTE: MOLÉCULASENLACE COVALENTE: MOLÉCULAS
- 52. ENLACE COVALENTE: CAPAS O REDESENLACE COVALENTE: CAPAS O REDES
- 53. ENLACE METÁLICOENLACE METÁLICO Unión entre átomos de un metal que, convertidos en cationes, comparten los electrones cedidos. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + MODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONESMODELO DEL GAS ELECTRÓNICO O MAR DE ELECTRONES
- 54. ENLACE METÁLICOENLACE METÁLICO Los átomos que forman la red metálica, muy compacta, están muy próximos, de forma que sus orbitales atómicos de valencia se superponen entre sí, dando lugar a un conjunto de orbitales de energías muy parecidas que constituyen lo que se denomina banda de niveles energéticos. MODELO DE BANDASMODELO DE BANDAS n OA E átomos aislados banda átomos en el cristal
- 55. ENLACE METÁLICOENLACE METÁLICO MODELO DE BANDASMODELO DE BANDAS O.A O.A Energía superposición Metales O.A O.A Energía semiconductores ΔE pequeño Banda vacía Banda llena O.A O.A Energía aislantes ΔE grande Banda vacía Banda llena
- 56. PROPIEDADES DE LOS METALESPROPIEDADES DE LOS METALES ● En la mayoría de los casos son sólidos de altos puntos de fusión. ● Buenos conductores de la electricidad. ● Son dúctiles y maleables. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + - - - -- - - - - - -- - - - -
- 57. SUPERCONDUCTIVIDADSUPERCONDUCTIVIDAD Fenómeno por el cual muchos metales y otros materiales conductores dejan de tener resistencia eléctrica por debajo de una determinada temperatura, llamada temperatura crítica. La teoría BCS explica el fenómeno en función del movimiento conjunto de pares de electrones que interactúan con la red de iones.
- 58. SUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONESSUPERCONDUCTIVIDAD: APLICACIONES - Aceleradores de partículas. - Levitación magnética. - Resonancia magnética nuclear. - Conducción y almacenamiento de corriente eléctrica.
- 59. ENLACES INTERMOLECULARESENLACES INTERMOLECULARES FUERZAS DE VAN DER WAALS - Fuerzas de orientación - Fuerzas de dispersión - Fuerzas dipolo-dipolo inducido. - Fuerzas ion-dipolo ENLACE DE HIDRÓGENO
- 60. FUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIÓNFUERZAS INTERMOLECULARES DE ORIENTACIÓN (dipolo-dipolo)(dipolo-dipolo)
- 61. FUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIÓNFUERZAS INTERMOLECULARES DE DISPERSIÓN (dipolo instantáneo-dipolo inducido)(dipolo instantáneo-dipolo inducido) La movilidad de las nubes electrónicas puede conducir a la formación de un dipolo instantáneo que, a su vez, origine dipolos inducidos en moléculas cercanas, produciendo atracciones entre ellos.
- 62. FUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDOFUERZAS DIPOLO-DIPOLO INDUCIDO
- 64. ENLACE DE HIDRÓGENOENLACE DE HIDRÓGENO
- 65. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOSPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTESCOVALENTES ● Se pueden presentar en los tres estados de agregación. Los sólidos suelen ser blandos y con puntos de fusión y ebullición bajos.
- 66. ● Suelen ser solubles en disolventes orgánicos y poco solubles en agua. ● No suelen ser conductores de la electricidad PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOSPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTESCOVALENTES
- 67. + ENLACE IÓNICOENLACE IÓNICO + + 3 Li 9 F ++ 3 Li+1 9 F-1 +1 -1 ÍNDICE DE COORDINACIÓN
- 68. ENERGÍA RETICULARENERGÍA RETICULAR La energía del enlace iónico dependerá de la carga de los iones de la distancia a la que se sitúen en la red. Energía reticular: La energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso.
- 69. CICLO DE BORN-HABERCICLO DE BORN-HABER K (s) + ½ Br2 (l) KBr (s) ΔHºf ½ ΔH vap ΔH sub EI ½ ΔH dis AE U R ½ Br2 (g) Br (g) K (g) Br- (g)K+ (g) + ΔHºf = ΔH sub + EI + ½ ΔH vap + ½ ΔH dis + AE + UR
- 70. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOSPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS SÓLIDOS CRISTALINOS: Por la disposición de los iones. ELEVADOS PUNTOS DE FUSIÓN Y EBULLICIÓN
- 71. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOSPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS DUROS PERO FRÁGILES: - + - + -+ - + - + - + - + - + -+ - + - + - + - + - + -+ - + - + - + - + - + -+ - + - + - +
- 72. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOSPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS SOLUBLES EN AGUA: + ¯ Ver vídeo 1 Ver vídeo 2
- 73. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOSPROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DISUELTOS EN AGUA O FUNDIDOS, PERO NO SÓLIDOS:
- 74. Rafael Ruiz Guerrero Departamento de Física y Química IES Fuensanta (Córdoba) Créditos imágenes: - Diapositiva 68: Conductividad compuestos iónicos, tomada de Kalipedia; disolución sal, tomada de Kalipedia. - Resto de imágenes han sido elaboradas por el autor o no se ha podido determinar su procedencia, pero aquí se usan con fines puramente educativos. Más recursos en www.pobrecaiman.blogspotcom www.fqrdv.blogspot.com
Notas del editor
- Sabemos que protones y neutrones no son partículas fundamentales sino que a su vez están formados por otras llamadas quarks. El núcleo está formado por protones y neutrones, unidos por fuerzas nucleares. En él se concentra casi toda la masa del átomo y su tamaño es pequeñísimo comparado con el volumen total del átomo. La corteza, parte externa, está formada por electrones que se mueven en torno al núcleo a gran distancia de él.
- El modelo de Rutherford y la física clásica no podían explicar correctamente la emisión de luz por los cuerpos calientes, los espectros de emisión ni el efecto fotoeléctrico. Para mejorar el modelo planetario de Rutherford hubo que introducir la mecánica cuántica, esto es lo que hizo Bohr.
- Cuando los cuerpos sólidos, líquidos o gases a alta presión son excitados convenientemente con calor o electricidad, se observan sus colores característicos. Estos colores constituyen un todo continuo, lo que se traduce en el rojo de la resistencia de un calefactor o en el blanco de una bombilla. Esto sucede porque existen muchos átomos excitados que emiten ondas de luz cuyas coloraciones parciales se solapan produciendo un espejismo luminoso de continuidad. Si realizamos la misma experiencia con gases a bajas presiones, es decir con pocos átomos, es posible observar como la luz emitida por ellos y dispersada luego consta de una serie de líneas, sin que exista una banda continua de colores. Esto significa que los átomos de los elementos, aislados, emiten o absorben solo una determinadas frecuencias luminosas.
- Como la energía del átomo solo puede aumentar o disminuir en cantidades enteras hv, eso significa que la energía de la radiación es discontinua y está cuantizada en la forma E = n h v, donde n es un número entero y positivo. Los cuantos o fotones de energía radiante son tan pequeños que en el mundo macroscópico la luz nos parece continua, como ocurre con la materia, pero ambas son discontinuas.
- De esta forma explicó Bohr la causa de que los espectros de emisión de los átomos sean discontinuos, pues sólo se pueden emitir valores de ∆E que sean iguales a la diferencia de energía que hay entre distintas órbitas, pudiéndose calcular el valor de la frecuencia, v, por una ecuación semejante a la deducida empíricamente por los espectroscopistas para calcular la frecuencia de las radiaciones de los espectros de emisión de los elementos.
- El modelo de Bohr solo describía correctamente al átomo de hidrógeno (el más sencillo de todos). Para átomos más complejos los resultados eran incorrectos. El modelo de Bohr mezclaba la física clásica y la mecánica cuántica. La única física capaz de explicar correctamente el mundo subatómico era la física cuántica, que se basa en la teoría de Planck y toma como punto de partida la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie y el Principio de Incertidumbre de Heisemberg. El nuevo modelo mecanocuántico que sustituyese al de Bohr debería contemplar todos estos aspectos.
- En 1927 Davisson y Germer observaron que un cristal de níquel produce una dispersión de electrones similar a la que se obtendría con rayos X dispersados por el mismo cristal, comprobándose el comportamiento ondulatorio del electrón.
- Para observar algo hay que perturbarlo en cierto grado, hay que interaccionar con el sistema a medir. En el mundo macroscópico esta perturbación es despreciable. Si queremos “ver” un electrón es necesario que un fotón interaccione con él, pero al interaccionar con él alterará su estado. Cuánto menor sea el tamaño de la partícula, menor ha de ser la longitud de onda que se debe utilizar para poder “visualizarla” correctamente, eso significa que la radiación utilizada será de mayor energía y alterará más la partícula en cuestión. Como consecuencia del Ppio. Es preciso introducir el concepto de probabilidad de encontrar al electrón en un punto determinado.
- Este modelo plantea para el átomo de hidrógeno una ecuación diferencial, la ecuación de ondas o ecuación de Schrödinger cuyas soluciones son unas funciones llamadas funciones de onda, que dependen de 3 números cuánticos y llevan asociados unos valores discretos, es decir, discontinuos de energía.
- En el modelo ondulatorio del átomo no se puede situar al electrón en las órbitas del modelo clásico, sino que se define la probabilidad de encontrar el electrón en un punto. Cada función de onda recibe el nombre de orbital. Este modelo supone al electrón como una nube difusa de carga distribuida alrededor del núcleo, de manera que la densidad de dicha nube será mayor en las zonas donde haya mayor probabilidad de que esté el electrón.
- En el modelo de Bohr, los números cuánticos surgían de aplicar la cuantización a las energías del electrón (n) o se introducían para poder explicar los espectros atómicos (l, m, s), mientras que en el modelo ondulatorio surgen matemáticamente al resolver la ecuación de Schorödinger. Todos los orbitales con el mismo valor de n pertenecen a la misma capa o nivel y todos los que tienen el mismo l a la misma subcapa o subnivel. A la capa con n = 1 se le llama capa K, a la de n = 2 capa L, a la de n = 2 capa M, así sucesivamente. Cada orbital viene definido por los 4 números cuánticos.
- Los orbitales se nombran en función de l. l = 0, orbital s l = 1, orbital p l = 2, orbital d l = 3, orbiral f, a partir de este se nombran por orden alfabético. Dentro de cada orbital se pueden localizar dos electrones, uno con s ½ y otro con s -1/2. Al representar las soluciones de la ecuación de Schrödinger para cada conjunto de números cuánticos se obtiene la forma de los distintos orbitales.
- Hay algunas excepciones a este orden de llenado, debido a las repulsiones que se establecen y a la especial estabilidad de algunas configuraciones.
- Consecuencia del Principio de Exclusión de Pauli es que en cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con spin ½ y otro con spin – ½. Electrones apareados.
- Consecuencia del Principio de Exclusión de Pauli es que en cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con spin ½ y otro con spin – ½. Electrones apareados.
- La tabla es un reflejo del llenado de los orbitales. Los elementos se organizan de izquierda a derecha en orden creciente de su número atómico. Las filas horizontales se denominan periodos y en cada uno están los elementos que tienen sus últimos electrones (externos o de valencia) en el mismo nivel energético (n). Hay 7 periodos. En las columnas o grupos se sitúan los elementos que tienen la misma configuración electrónica en su capa más externa (variando el número n). Hay 18 grupos. Esta configuración electrónica de los últimos orbitales es la que le da a cada elemento sus propiedades químicas, por ser los que intervienen en la formación de los enlaces. Por ello todos los elementos de un mismo grupo se parecen químicamente.
- En los metales se considera radio atómico a la mitad de su distancia internuclear. En los no metales se considera radio atómico a la mitad de la longitud del enlace molecular. Los iones positivos tendrán un radio menor que el átomo neutro, esta contracción será mayor a mayor carga positiva del ion. Los iones negativos tendrán un radio mayor que el del átomo neutro, esta expansión será mayor cuanto mayor sea la carga negativa del ion.
- Se puede arrancar un 2º electrón a un átomo por lo que puede haber una 2ª energía de ionización, o una 3ª, etc. Estas irán siendo cada vez mayores ya que va habiendo cada vez más carga positiva y se irá haciendo más difícil arrancar al último electrón. En un mismo periodo va creciendo la carga nuclear y con ella la E. I. En un mismo grupo la E. I. decrece al ir aumentando el radio atómico.
- Aquí también existen afinidades electrónicas sucesivas, pero en todos los casos se requeriría un determinado aporte de energía, pues los electrones ya captados ejercen una repulsión sobre los que pudieran capturarse. Los valores experimentales para la A. E. son bastante caóticos y desordenados en relación a la ordenación periódica, aunque se pueden apreciar algunos patrones: en muchos casos disminuye a lo largo de un grupo, y en los periodos se ve una cierta tendencia al aumento.
- Aquí también existen afinidades electrónicas sucesivas, pero en todos los casos se requeriría un determinado aporte de energía, pues los electrones ya captados ejercen una repulsión sobre los que pudieran capturarse. Los valores experimentales para la A. E. son bastante caóticos y desordenados en relación a la ordenación periódica, aunque se pueden apreciar algunos patrones: en muchos casos disminuye a lo largo de un grupo, y en los periodos se ve una cierta tendencia al aumento.
- Es muy raro encontrar en la naturaleza átomos individuales, libres, sin unir a otros. Esto sólo ocurre con algunos gases, llamados gases nobles. A excepción de estos los átomos de los elementos siempre los encontramos unidos, bien con ellos mismos, formando las sustancias simples (como el oxígeno, nitrógeno, etc.) o formando compuestos con otros elementos. Ello se debe a que las mencionadas uniones dan un conjunto más estables que los átomos por separado, y por más estables debemos entender con menos energía.
- Esta es la conocida como Regla del octeto, propuesta por Lewis: un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir se forman un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que un átomo individual complete su octeto.
- Se representan con puntos los electrones de la última capa de cada átomo enlazado (electrones de valencia), situando entre cada átomo la pareja o parejas de electrones compartidos, que pueden simplificarse con líneas. Los electrones que no forman enlace se llaman pares libres. Los átomos pueden formar distintos tipos de enlaces covalentes: sencillo, cuando se comparte un solo par de electrones, doble, cuando se comparten dos, y triple, cuando se comparten tres.
- Los átomos enlazados adquieren la configuración de gas noble en las moléculas indicadas en la figura.
- La teoría de Lewis no es completa. Se utilizan dos teorías mecanocuánticas para describir los enlaces covalentes: la teoría de enlace valencia (EV) y la de orbitales moleculares (OM). La primera supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales. La teoría de enlace de valencia justifica la energía de enlace mediante dos factores, por el solapamiento de los orbitales atómicos y por número de pares electrones que forman el enlace. La geometría de la molécula la justifican por la dirección de los orbitales que solapan, el máximo solapamiento se producirá en la dirección de los orbitales, el enlace covalente será direccional, es decir, se producirá en determinadas direcciones que serán las que condicionen la geometría de la molécula.
- Cuando los átomos están muy alejados la interacción entre ambos es nula, pero a medida que se van acercando comienzan a interaccionar. Por una parte se produce una atracción mutua entre el electrón de cada uno de los átomos por parte del núcleo del otro y, por otra, comienza a establecerse una repulsión entre las partículas con carga eléctrica del mismo signo de ambos átomos, especialmente entre sus núcleos. Al principio predominan las fuerzas atractivas electrón-núcleo lo que favorece el acercamiento de ambos átomos, pero a medida que éste se produce, aumentan las fuerzas repulsivas entre los núcleos hasta igualarse con las atractivas. En este momento se alcanza un mínimo de energía y un máximo de estabilidad del conjunto formado por los dos átomos de hidrógeno. Se ha formado el enlace y, como consecuencia, la molécula de hidrógeno.
- Cuando solapan los orbitales px se formará un enlace σ, pero si solapan los orbitales py o pz éstos lo harán lateralmente y el enlace formado ya no tiene simetría cilíndrica con respecto al eje internuclear, a este tipo de enlace se le denomina pi (π) y es lo que suele denominarse doble o triple enlace, según el número de electrones que comparta, dos pares enlace doble y tres pares enlace triple.
- El simple solapamiento de orbitales atómicos de la teoría EV no conseguía explicar la geometría de moléculas poliatómicas como el CH4. Para ello se introducen los orbitales híbridos. Esta teoría explica no solo como se forman los enlaces, sino que prevé además la estructura espacial de las moléculas. Por ello es extremadamente útil, aunque básicamente no representa una situación real, sino que consiste en un desarrollo matemático que indica que los orbitales que se solaparán serán una mezcla o híbrido de las funciones orbitales atómicas.
- Los orbitales híbridos sp3 se dirigirán desde el núcleo del átomo central, situado en el centro de un tetraedro, hacia los vértices del mismo, el ángulo que formarán los citados orbitales será de 109.5º que es el ángulo del tetraedro regular.
- Los orbitales híbridos sp2 se dirigen desde el centro del núcleo del átomo central, el cual se encuentra situado en el centro de un triángulo equilátero, hacia los vértices del mismo. Los tres orbitales híbridos sp2 forman entre sí ángulos de 120º Un ejemplo de molécula BF3.
- Los orbitales híbridos sp se dirigen desde el núcleo del átomo central hacia los lados opuestos del eje internuclear formando entre ellos un ángulo de 180º
- Una vez establecida la forma de la molécula se busca la hibridación del átomo central que pueda explicarla. El modelo calcula los pares de electrones que rodean al átomo central (puede hacerse con el modelo de Lewis adecuadamente modificado). A continuación se reparten esos pares de electrones desde el centro de una esfera hacia la superficie de la misma de forma que las repulsiones entre esos pares sean mínimas (los pares de electrones tienen cargas negativas y por tanto se repelerán). Estas repulsiones aumentarán la energía de la molécula y disminuirán la estabilidad de la misma, la distribución con menor energía dará lugar a la geometría más probable.
- Cuando el compuesto objeto de estudio es un ion, hay que sumar al número total de electrones de valencia un electrón por cada carga negativa o restarle un electrón por cada carga positiva.
- Esta situación ocurre en moléculas con dobles enlaces, especialmente conjugados (alternados), ya que presentan diferentes formas resonantes obtenidas por la mera migración de electrones que intervienen en sus enlaces.
- En moléculas heteronucleares el átomo más electronegativo atraerá más a los electrones compartidos por lo que la distribución del par de electrones será asimétrica, formándose un dipolo, el enlace está polarizado. Se define como momento dipolar químico (μ) a la medida de la intensidad de la fuerza de atracción entre dos átomos. Es la expresión de la asimetría de la carga eléctrica en un enlace químico. Está definido como el producto entre la distancia "d" que separa a las cargas (longitud del enlace) y el valor de las cargas iguales y opuestas en un enlace químico.
- Los átomos unidos por enlaces covalentes pueden formar también capas o redes extensas, en este caso las propiedades cambiarán, serán siempre sólidos.
- Cada átomo metálico pertenece a una estructura tridimensional en la que cada uno está rodeado de otros ocho a doce átomos iguales. Se supone que cada átomo cede uno o más electrones de valencia a la red, quedando los electrones deslocalizados, perteneciendo al conjunto. Los electrones gozan así de una gran movilidad, lo que explicaría su relativa facilidad para desplazarse por la estructura metálica, lo que produce las elevadas conductividades halladas y los efectos de emisión electrónica.
- Los metales con 1 e en el orbital s, como el Li, tendrán una banda formada por la combinación de todos los orbitales s de los átomos metálicos. Estará semillena, pues contendrá la mitad de los electrones que caben en ella, será la banda de valencia. Los electrones se situarían en la parte baja de la banda. La aportación de una mínima cantidad de energía a dicha banda provocaría una fácil movilidad de sus electrones, lo que explicaría su gran conductividad. Lo mismo ocurrirá con los metales con orbitales d sin rellenar completamente, la movilidad de los electrones por la banda d formada será grande y, por tanto, la conductividad también.
- En los elementos con el orbital s lleno, la banda de valencia también lo estará, pero la banda superior formada por los orbitales p vacíos, llamada banda de conducción, solapa con la anterior creándose un espacio de libre movilidad electrónica con poca energía que se les comunique. En los semiconductores las bandas no se superponen, pero la separación energética entre ellas es pequeña, y así es posible el salto de algunos electrones con la suficiente energía. En los aislantes la separación entre las bandas es tan grande que impide el paso de electrones.
- Sólidos a T ambiente, excepto el mercurio, debido a la red de iones. Conductores debido a la movilidad de los electrones en la red. Dúctiles y maleables debido a la no direccionalidad del enlace metálico y a que los "restos positivos" son todos similares, con lo que cualquier tracción no modifica la estructura de la red metálica, no apareciendo repulsiones internas.
- Entre las moléculas deben existir fuerzas de atracción, responsables de que los compuestos covalentes puedan licuar y solidificar.
- Se da entre moléculas dipolares, el dipolo de una molécula se orientará respecto al de otra vecina. La atracción es débil (las cargas de los dipolos es pequeña) pero a alta presión y baja temperatura puede hacer que sustancias gaseosas pasen a líquidas e incluso sólidas.
- Se da entre moléculas dipolares, el dipolo de una molécula se orientará respecto al de otra vecina. La atracción es débil (las cargas de los dipolos es pequeña) pero a alta presión y baja temperatura puede hacer que sustancias gaseosas pasen a líquidas e incluso sólidas.
- Este tipo de interacción se da cuando una molécula polar como el agua se pone en contacto con una molécula apolar como el oxigeno. La molécula polar induce un pequeño dipolo en la molécula no polar y entre el dipolo permanente (de la molécula polar) y el dipolo inducido (de la molécula apolar) se establece una pequeña atracción. Este tipo de interacción es responsable de que moléculas apolares como el oxigeno sean algo solubles en agua y permitan la vida en su seno. Este tipo de interacción no se da entre moléculas iguales.
- Cuando un ion como el Na+ se pone en el seno de una sustancia polar como el agua, el dipolo del agua se sitúa de forma que la parte negativa del dipolo se orienta hacia el ion Na+, produciéndose una atracción entre cargas de distinto signo. La atracción del sodio no se limita a una sola molécula de agua sino que atraerá moléculas en todas las direcciones y la energía desprendida será por lo tanto, mayor. Estas fuerzas son las responsables de que los compuestos con enlace iónico se puedan disolver en agua. Cuando se pone cloruro de sodio en agua, tanto los iones sodio como los iones cloruro se rodearán de moléculas de agua, se solvatan, y cuando la energía desprendida en esas interacciones es mayor que la energía reticular, la red se rompe y el compuesto iónico se ha disuelto. Cuanta más energía de red tenga un determinado compuesto menos soluble será
- Cuando en una molécula el hidrógeno se encuentra unido a un elemento muy electronegativo que tenga un par de electrones sin compartir (N, O, F), como por ejemplo flúor, en ese caso el flúor atrae tanto al par de electrones que el hidrógeno casi queda desnudo (queda el núcleo). El núcleo del hidrógeno es tan pequeño que atraerá hacia si al par de electrones no compartidos de un átomo de una molécula vecina. Este enlace es más fuerte que las fuerzas de Van der Waals. Es responsable del elevado punto de fusión y ebullición del agua, así como de la existencia de la doble hélice del ADN. También es responsable de la menor densidad del hielo respecto al agua líquida, debido a la posibilidad de formación de una estructura poco compacta.
- En los sólidos separar moléculas supone romper enlaces intermoleculares, que son débiles. En el caso de macromoléculas, como el diamante, se rompen enlaces covalentes, por eso son materiales duros. Las sustancias de bajo peso molecular son gaseosas debido a la debilidad de las fuerzas intermoleculares. Al ir aumentando la masa pueden encontrarse como líquidos o como sólidos.
- Los que se disuelven en agua suele ser debido a la formación de puentes de hidrógeno, como ocurre con el etanol, o a que reaccionen con ella, como ocurre con el ácido clorhídrico, que forma iones H+ y Cl- rodeados por moléculas de agua. Debido a la aparición de fuerzas dipolo-dipolo inducido las sustancias apolares no son totalmente insolubles en el agua.
- Este enlace se da cuando la diferencia de electronegatividad es muy grande. Un átomo con pocos electrones en su última capa (baja energía de ionización) pierde electrones y otro átomo con muchos electrones en su última capa (alta afinidad electrónica) los gana. El litio con un único electrón en su capa 2 lo cede al flúor, al que le falta un único electrón para completar su capa 2. El litio se convierte en un catión con carga +1 y el flúor en un anión con carga -1, atrayéndose electrostáticamente. Los iones Li+ y F- se van disponiendo en una red tridimensional, debido a las fuerzas electrostáticas de atracción, resultando un conjunto de gran estabilidad. El número de iones de signo contrario que rodean a uno dado se llama índice de coordinación.
- Se basa en la Ley de Hess: la totalidad de las variaciones energéticas deberá coincidir con el calor de la reacción química directa, si el conjunto de los procesos parciales coincide con ella. Todas las variables que aparecen en la ecuación final son fáciles de obtener (suelen estar tabuladas) y de ella puede despejarse el valor de la energía reticular del cristal (U). Los procesos que aparecen dependen de la naturaleza de las sustancias implicadas y cada uno de ellos debe multiplicarse por el factor necesario para el correcto ajuste estequiométrico de la reacción.
- Como para fundir hay que romper la red los puntos de fusión suelen ser altos y aumentan al aumentar la carga de los iones y al disminuir la distancia entre ellos.
- Para rayar un compuesto iónico es necesario romper la red, por lo tanto la dureza es directamente proporcional a la energía reticular
- Para disolver un compuesto iónico es necesario romper la red iónica para lo que hay que suministrarle una energía equivalente a la energía reticular y esto se consigue cuando el disolvente es polar como el agua; en ese caso se establecen atracciones ion-dipolo, entre los iones de la red y el dipolo del agua. Las moléculas de agua rodean los iones por su parte de carga opuesta, debilitando la atracción de la red iónica. Cuando la suma de todas esas interacciones es mayor que la energía reticular, el compuesto se disuelve. Por lo tanto, cuanto mayor es la energía reticular menos soluble será el compuesto.
- Tanto los iones fundidos como solvatados pueden moverse y desplazarse bajo la acción de un campo eléctrico por lo que conducen la electricidad en ambas situaciones.