Quimica i - Unidad 1 - Parte 1

8/4/2019 Quimica i - Unidad 1 - Parte 1

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UNIDAD 1

ESTRUCTURA

ATÓMICA



Estructura

Atómica

• El modelo atómico Moderno

• Propiedades Periódicas

• Enlace Químico y Estructura Molecular



I. El modelo atómico Moderno:

Contenidos:

Radiación electromagnética

Teoría cuántica de Planck

Postulado de de Broglie, principio de incertidumbre de Heisenberg y la ecuación

de Schrodinger Números cuánticos, orbitales atómicos, espectros atómicos, configuraciones

electrónicas, principio de exclusión de Pauli, regla de Hund, dia yparamagnetismo, principio de Aufbau.



• El desarrollo de está teoría durante la

década de 1920 es el resultado de lascontribuciones de destacados científicosentre ellos Einstein, Planck (1858-1947), deBroglie, Bohr (1885-1962), Schrödinger (1887-1961) y Heisenberg.

• El modelo actual del átomo se basa en la mecánica cuántica ondulatoria, lacual está fundamentada en cuatro números cuánticos, mediante los cuales

puede describirse un electrón en un átomo.

Introducción



Gran parte del desarrollo de la teoría atómica moderna se basó en dos ampliostipos de Investigación:

Naturaleza eléctrica de la materia . los átomos están compuestos departículas más fundamentales (disposiciones aproximadas ).

Interacción de la materia con la energía en forma de luz: estudios de loscolores de la luz que las sustancias emiten o absorben (comprensión másdetallada de las disposiciones de las partículas en los átomos → determina laspropiedades químicas y físicas de cada elemento.

Evidencia de la naturaleza eléctrica de la materia y Espectroelectromagnético



Espectro electromagnético, emisión y absorción de luz: Planck

• Una de las maneras en que la energía viaja a través del espacio es comoradiación electromagnética

Ejemplos: luz solar, rayos X, microondas, ondas de radio

• Todas estas tienen el mismo comportamiento ondulatorio y viajan a la

velocidad de la luz en el vacío.



Una onda es una perturbación vibracional por medio de la cual setransmite energía

Dirección depropagación

LONGITUD DE

ONDA

AMPLITUD DE ONDA



1 segundo 1 segundo

Mayor frecuenciaMenor Longitud de onda

Menor frecuenciaMayor Longitud de onda

Frecuencia (): Es el número de ondas que pasan por un punto determinado

en un segundo (s-1)

Velocidad de una onda c =

distanciaonda ondatiempo = distanciatiempo

Las ondas electromagnéticas viajan en el vacío a 3,00·10 8 m/s . Esta velocidaddifiere de un medio a otro, pero no lo suficiente para alterar de manerasignificativa los cálculos



Ejemplo: La longitud de onda () de la luz verde de un semáforo se centra

en 522 nm, ¿cuál es la frecuencia de esta radiación?

c =

2° reemplazo en la ecuación y calculo

Datos = 522 nm y c= 3.00 x 108 m/s

3.00 x 108 m/s= 522 x 10‐9m x

= 5.75 x 1014 s‐1

1°Convierto unidades1 nm 10‐9m

522 nm x

X= 522 x 10‐9m

3° contesto la pregunta que me hicieron

La frecuencia de la luz verde es 5.75 x 1014 s‐1



TIPOS DE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA





Emisión y Absorción de Luz

• A finales del siglo XIX las teorías de los científicos permitían explicar muchos fenómenos como el movimiento de los planetas y la dispersión de

la luz visible por un prisma.

• En este tiempo prevalecía la idea de que la materia y la energía erandistintas y que no interactuaban

Materia partículas (tenía masa y podía especificarse suposición en el espacio)

Energía luz (onda, carentes de masa y posiciónindeterminada)

A principios del siglo XX, los resultados de ciertos experimentos demostraron que esta descripción era incorrecta



• Estos experimentos estaban relacionados con la radiación emitida por cuerpossólidos cuando se calientan hasta la incandescencia

• En 1900 el físico alemán Max Planck planteó que los átomos y moléculaspueden absorber o emitir energía en cantidades discretas , como pequeñospaquetes (cuantos). A diferencia de la física clásica que establecía que la

energía de la materia era continua , es decir, podía ceder o emitir cualquier cantidad de energía.



• Según la teoría de Planck los átomos y moléculas pueden emitir o absorber energía únicamente en números enteros múltiplos de h

• Donde h es la constante de Planck, que se determinó experimentalmente ycuyo valor es 6.63 x 10-34 J s.

• El cambio de energía de un sistema se puede expresar como:

E= nh

Donde n es un número entero, h la constante de Planck y es la frecuenciade la radiación



• La energía se encuentra cuantizada

• Un sistema solo puede transferir energía en cuantosenteros, por lo tanto, “parece ser que la energía tiene propiedades de partículas”



• Albert Einstein propuso que la Radiación electromagnética se encuentracuantizada.

• Sugirió que la radiación electromagnética puede considerarse como unacorriente de partículas llamadas fotones . La energía de cada fotón estádada por la expresión:

Efotón = h = h c /



La frecuencia de la luz violeta es 7.31 x 1014 s-1 y la de la luz roja es4.57 x 1014 s-1. Calcule:

a) La longitud de onda de cada color

b) La energía en Joules de un fotón de cada color

Ejercicio:



Efecto fotoeléctrico

• Es el proceso por el cual se liberan electrones de un material por la acciónde la radiación

• Para cada sustancia hay una frecuencia mínima (0)

• La emisión electrónica aumenta cuando seincrementa la intensidad de la radiación que incide(hay más energía disponible para liberar electrones)

E0 = h 0

Energía mínima requerida para retirar un electrón:



Ejercicio

1. Cuando el cobre se bombardea con electrones de alta-energía, se emitenrayos X. Calcule la energía (en joules) asociada con los fotones si la

longitud de onda de los rayos X es 0,154 nm.

E = h

E = 6,63 x 10‐34 (J•s) x 3,00 x 10 8 (m/s) / 0,154 x 10‐9 (m)

E = 1,29 x 10 ‐15 J

E = h c /



• Si un fotón tiene energía menor que la energía umbral no puede retirar unelectrón:

0

no se emite electrón 0

emite electrón y la energía en exceso se entrega al electróncomo energía cinética

Ecelectrón=

½mv2

=

h h

m = masa del electrón

v = velocidad del electrónh = energía del fotón incidenteh0= energía umbral

o sea, la energía tiene masa!!



Einstein: E = mc2

m= E/c2

Para la radiación electromagnética de longitud de onda , la energía del fotón

está dada por:

Efotón = h c /

Entonces,

m= h c / = h__

c2

cConclusiones del trabajo de Planck y Einstein:

• La energía está cuantizada. Solo ocurre en unidades discretas llamadas cuantos

• La REM tiene una naturaleza dual: como onda y como partícula



Ejercicio

1. Comparar la longitud de onda de un electrón de masa 9.11 x 10‐31 kg que viaja a

la velocidad de 1.0 x 107 m/s con la de una pelota de tenis de masa 0.10kg que

viaja a 35 m/s

m= h__ = h__

c mc

(1J= kg m

2

s

-2

)



Espectro de emisión del átomo de hidrógeno

Cuando una muestra de hidrógeno gaseoso recibe una chispa de energía alta lasmoléculas de H2 absorben energía y se rompen algunos enlaces H‐H.

Los átomos de H resultantes están excitados, es decir, tienen un exceso de energía queliberan emitiendo luz en de diversas longitudes de onda (espectro de emisión delátomo de hidrógeno)



Continuo

Discreto

Espectros de emisión



Metal al rojo

o al blanco

Resplandor visible: percibidas por el ojo

Calor: del Infrarrojo (no percibidas por el ojo)

ESPECTROS DE EMISIÓN

El sol y los metales calientes emiten un espectro continuo, es decir, todas laslongitudes de onda están representadas en el espectro.



Espectro Discreto

Los átomos en fase gaseosa, no tienen distribución continua de longitudes deonda y emiten luz solo a específicas (espectro de líneas).

Cada elemento forma conjuntos de líneas característicos en el espectro deabsorción o de emisión

Entonces, solo ciertas energías son permitidas para los electrones del átomode hidrógeno, la energía del electrón del átomo de hidrógeno está cuantizada.



• Las líneas de emisión del espectro del hidrógeno fueron estudiadas por Rydberg, quien relacionó las de emisión con la siguiente ecuación

matemática

1 = R ( 1 - 1 ) nf

2 ni2

, es la longitud de onda de la radiación,

nf es el estado finalni el estado inicial de la transición.

R es la contsante de Rydberg 1.097 x 10 7 m‐1



Ejercicio

1. Calcule la longitud de onda de la transición n=4 a n= 2 en el átomo de hidrógeno

1 = R ( 1 - 1 ) nf 2 ni2

1 = 1.097 x 10 7 m‐1 ( 1 ‐ 1 )

22 42

1 = 1.097 x 10 7 m‐1 ( 1 ‐ 1 )

4 16

1 = 1.097 x 10 7 m‐1 ( 4 ‐ 1 )

16

1 = 1.097 x 10 7 m‐1 ( 3 )

16

1 = 2.06 x 10 6 m‐1

= 4.86 x 10 ‐7 m‐1

= 486 nm



• Niels Bohr explicó teóricamente las observaciones deRydberg. Propuso un modelo teórico del átomo de H quepermite calcular las posiciones de las líneas en el

espectro de Hidrógeno.

• Esta relación fue hecha en función de observacionesexperimentales (ecuación empírica)



Átomo de Hidrógeno 1 electrón

- El electrón gira en órbitas circulares de radios definidos y no se permiten otras órbitas

Rn= 0,529 x n2 (A)

n r (Å) Energía(cal x 10‐19)

1 0,529 ‐5,209

2 2,12 ‐1,3

3 4,76 ‐0,574 8,46 ‐0,32

… … …

∞ ∞ ∞

Cuando n= 1 r= 0,529 x 12 = 0,529 Å (a0)

E=hn

Fotón emitido con Energía

n = 1

n = 2

n = 3

MODELO ATÓMICO DE BOHR



En estas órbitas los electrones se encuentran en estado estacionario, es decir,

poseen una energía fija.

La energía está cuantizada: Un electrón en estado estacionario no absorbe ni emiteenergía.

Cuando un electrón pasa de una órbita a otra la energía absorbida o emitida es igual ala diferencia de energía entre los niveles que se ha movido

ABSORBE EMITE

n=1 Estado fundamental o basalMenor energía

n=2 o mayor Estado excitado

E= Ef ‐ Ei



Bohr demostró que las diferencias de energías pueden calcularse por la ecuación

E= RH ( 1 ‐ 1 )ni

2 nf 2

donde, RH= Cte. De Rydberg = 2,18 x 10‐18 Jn = número cuántico u órbita

n=3

n=1

E (-)

n=3

n=1

E (+)

EMISIÓN ABSORCIÓN

E= RH ( 1 ‐ 1 ) < 09 1

E= RH ( 1 ‐ 1 ) > 01 9



Para que la absorción ocurra necesita un fotón que tenga esa energía. En la emisión elfotón se emite como radiación electromagnética , con frecuencia y energía h. Por lotanto podemos escribir:

E = h = RH ( 1 ‐ 1 )ni

2 nf 2



Ejercicio

1. Calcule la energía necesaria para excitar el electrón del hidrógeno del nivel n=1 al

n=2.

E = RH ( 1 ‐ 1 )

ni2

nf 2

E = 2,18 x 10‐18 J ( 1 ‐ 1 )1 4

2. Calcule la longitud de onda que debe absorber el átomo de hidrógeno en el estadobasal para llegar a este estado excitado.

E = 1.64 x 10‐18 J

= 6,63 x 10‐34 (J s) x 3.00 x 108 m/s1.64 x 10‐18 J

= 1.22 x 10‐7 m

E = h E = hc/

= hc/E



Modelo de la Mecánica Cuántica

• Modelo de Bohr fue útil solo para el átomo de hidrógeno. Los electrones NO se

mueven en órbitas circulares.

• Modelo nuevo: Werner Heisenberg, Louis de Broglie y Erwin Schrodinger

(Modelo ondulatorio o modelo de la mecánica cuántica)



Lo electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía) se comportancomo partículas (masa) y ondas (energía)

Principio de Dualidad de De-Broglie (1923)

Principio de Incertidumbre de Heisenberg

Dualidad onda partícula

“Es imposible conocer simultáneamente el momentum(m x v) y la posición de las partículas”

Se habla entonces de regiones en donde es mas probable encontrar alelectrón: orbitales o nubes electronicas



En 1926 Schrodinger presentó la ecuación de onda, que incorpora la dualidad

onda partícula

La función de la onda () describe:

1. la energía del e‐

con un dado2. la probabilidad de encontrar el e‐ en un volumen del espacio

La ecuación de Schrodinger sólo se puede resolver exactamente para el átomo de

hidrógeno. Debe aproximar su solución para los sistemas multi‐electrón.

Ĥ = E

Radio de Bohr

Probabilidad de encontrar el e-

ORBITA ORBITAL



Modelo atómico de ThompsonModelo de Rutherford proponía la existencia

de un núcleo en el átomo

Modelo atómico de Bohr Modelo atómico de Schrödinger

E=hn

n = 1

n = 2n

=

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