Apuntes sobre la Estructura del átomo y sistema periódico, Apuntes de Química

Química

Descripción: Apuntes de Química sobre la Estructura del átomo y sistema periódico, Modelo atómico de bohr, Mecánica cuántica, Principio de incertidumbre, Modelo atómico de la mecánica cuántica.
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ESTRUCTURA DEL ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO
MODELO ATÓMICO DE BOHR
El átomo sólo puede poseer unas pocas y determinadas energías; las demás están prohibidas. Este
comportamiento se describe diciendo q el átomo está cuantizado. Bohr supone q el electrón no puede girar a
cualquier distancia del núcleo, sino, en ciertas órbitas solamente. Como en cada una tiene una energía
diferente (mayor cuanto más alejado esté del núcleo), de ahí q las energías permitidas al electrón, y por tanto
al átomo en su conjunto, sean únicamente un num limitado. Así pues, cada átomo está caracterizado por una
conjunto definido de niveles de energía: E1, E2, E3, etc.
Otra interesante idea de Bohr para explicar las variaciones de energía q puede experimentar el átomo es
suponer q el electrón puede saltar de una órbita a otra. Al suministrar energía al átomo el electrón absorbe una
cantidad precisa de ésta y salta a una órbita superior. Como la situación no es estable, termina cayendo a una
órbita de menor energía y emite la energía sobrante en forma de luz de frecuencia dada por la ecuación de
Planck (E=hv). De esta manera se explican las distintas líneas espectrales.
A n se le llama número cuántico principal. Dándole valores a n obtenemos los diversos niveles de energía.
El electrón del H (hidrógeno) tiende a ocupar el nivel de menor energía o estado fundamental, más estable,
aunque con aporte energético suficiente dicho electrón puede encontrarse en un estado excitado, ocupando
otro nivel distinto del primero.
LA MECÁNICA CUÁNTICA
Principio de incertidumbre
Heisenberg afirma q es imposible conocer simultáneamente la velocidad y la posición de una partícula con
absoluta exactitud. Así, cuanto más exacta es la medida de la posición de un electrón, más grande es la
incertidumbre con respecto a su velocidad. Como ambas magnitudes son las q permiten predecir la trayectoria
de una partícula, es imposible conocer la trayectoria de un electrón. La idea del electrón girando en órbitas
circulares o elípticas, bien definidas, en torno al núcleo es incompatible con el principio de incertidumbre, y
demasiado simple para explicar los complejos aconteceres atómicos.
MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA
Orbitales. Cada orbital se caracteriza porq:
1) La energía del átomo está característica. La energía del átomo está cuantizada2) Describe una distribución espacial del electrón. Lo q marca la diferencia con el modelo de Bohr es
la descripción del comportamiento del electrón. La ecuación no determina la posición o la trayectoria
del electrón, sino la mayor o menor probabilidad de q se encuentre en los diversos puntos del átomo.
Cada orbital indica una distribución diferente de la densidad electrónica en el espacio.
Números cuánticos
El número cuántico principal, n, indica el nivel de energía
El número cuántico secundario, l, indica el subnivel de energía q corresponde a un tipo de orbital.
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El número cuántico magnético, ml, describe la orientación espacial permitida para un mismo tipo de orbital.
Cada electrón en el átomo viene definido por los valores de los tres números cuánticos anteriores n, l y ml, q
son los mismos del orbital q ocupa, y además por el valor de un cuarto, llamado número cuántico de espín,
ms.
DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES
Principio de exclusión de Pauli. En un mismo átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro
valores de los números cuánticos iguales (en un orbital, sólo puede haber como máximo dos electrones,
q han de tener espines contrarios (1/2, −1/2)).
SISTEMA PERIÓDICO
El sistema periódico se construye ordenando los elementos según su número atómico (Z) creciente. Así se
pone en evidencia la llamada ley periódica, q dice: las propiedades de los elementos son función periódica de
sus números atómicos.
Los elementos de una misma fila horizontal forman un periodo. Los periodos empiezan siempre con un metal
alcalino (IA) y terminan con un alógeno (VIIA) seguido de un gas noble (VIIIA), q es el q cierra el periodo. A
grandes rasgos, los metales ocupan la parte izquierda y central de la tabla, mientras q los no metales se sitúan
a la derecha. El primer periodo sólo contiene dos elementos (H y He). El segundo y el tercero, ocho cada uno.
El cuarto y el quinto están formados por 18 elementos. El sexto tiene 32, y el séptimo permanece abierto.
Existen 16 familias: ocho de ellas se anotan con el número seguido de una A, y otras ocho con una B.
Elementos representativos. Son los q constituyen las familias largas y van marcadas por la letra A y se
sitúan a ambos extremos de la tabla.
Elementos de transición. Son los q constituyen las familias situadas en el centro de la tabla. Van marcadas
con las letra B.
Elementos de transición interna. Son los elementos lantánidos y actínidos, ambos con 14 elementos cada
uno.
JUSTIFICACIÓN DEL SISTEMA PERIÓDICO
Las propiedades químicas de un elemento dependen casi exclusivamente de la distribución electrónica del
nivel energético más externo.
PROPIEDADES PERIÓDICASRadio atómico
Los rayos atómicos se terminan principalmente por valores medios de datos de diversas moléculas q contienen
el átomo de estudio. Dentro de una misma familia, el radio atómico aumenta con Z (o sea, hacía abajo) ya q el
número de capas pobladas de electrones crece gradualmente. En un periodo disminuye al aumentar Z (es
decir, hacia la derecha).
b) Energía de ionización
Es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo aislado en su estado fundamental. El
proceso da origen a la formación de un ión positivo o catión:
Átomo + Ei ! ión+ + e−
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En una familia, la energía de ionización (Ei) disminuye al aumentar Z (hacia abajo), puesto q los electrones
periféricos están más más alejados del núcleo y sienten más débilmente la atracción del núcleo. En un periodo
aumenta con Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear y menor radio. Cuanto menor sea la
energía de ionización de un elemento, mayor tendencia tendrá a formar su ión positivo, es decir, más
electropositivo.
c) Afinidad electrónica
Es la energía desprendida, cuando un átomo capta un electrón. La afinidad electrónica es una propiedad
inversa a la de la energía de ionización. En un periodo aumenta hacia la derecha, por regla general, y en una
familia aumenta al disminuir el radio (hacia arriba), puesto que así el núcleo manifiesta con mayor poder su
fuerza atractiva.
d) Electronegatividad
Mide la mayor o menos atracción que un átomo ejerce sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo.
Las electronegatividades varían periódicamente. En un periodo aumentan hacia la derecha y en una valencia,
hacia arriba.
Valencia: viene dada por el número de electrones que un átomo tiende a captar o cedes para tener 8 electrones
en la última capa, q es la configuración electrónica de un gas noble. La valencia de un elemento viene dada
por el número de electrones desapareados q tiene o q puede tener.
ENLACE QUÍMICO
ENLACE QUÍMICO
La sustancias están constituidas por agrupaciones de átomos. Unas veces, tales agrupaciones forman
agregados neutros: las moléculas, y otras, resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles, y algunos
metales en estado de vapor, están constituidos por moléculas monoatómicas. La unión entre átomos, iones o
moléculas es lo q consituye el enlace químico.
El enlace químico desempeña un papel decisivo la configuración electrónica de la capa más externa de los
átomos, o capa de valencia. Con objetivo de destacar los elctrones de valencia se utilizan los llamados
diagramas de puntos de Lewis.
Los gases nobles presentan una distribución electrónica de máxima estabilidad, con los orbitales s y p de
valencia ocupados por completo, es decir, con 8 electrones. Los demás elementos poseen incompletos sus
niveles de valencia, y de ahí su mayor o menor reactividad. En general, cuando se unen dos elementos
representativos tienden ambos a alcanzar estructura de gas noble. Se conoce como regla del octeto: los átomos
tienden a ganar, a perder o a compartir electrones hasta quedar rodeados de 8 electrones de valencia.
Sean unas u otras configuraciones, la formación espontánea de un enlace es una manifestación de la tendencia
de cada átomo a alcanzar la ordenación electrónica más estable posible. Es decir, la molécula formada
representa un estado de menor energía q los átomos aislados.
1.2 ESTRUCTURA DEL ENLACE IÓNICO
Cuando se encuentra un elemento de los más metálicos con otro de carácter de muy no metálico, es decir, dos
elementos de electronegatividad muy diferente, se forma entre ellos un enlace iónico.
Se llama electrovalencia, o valencia iónica de un elemento, al número de electrones q gana o pierde para
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formar sus iones. A la electronegatividad se le suele anteponer el signo correspondiente. La fórmula de un
compuesto iónica es siempre una fórmula empírica. El número de iones q rodea a cada ión de signo contrario
se llama índice de coordinación.
1.3 CICLO DE BORH−HABER
Se define la energía reticular de una sustancia como la energía necesaria para separar totalmente las partículas
de un mol de la misma en estado cristalino. En general, cuanto mayor sea la energía reticular, más estable será
el cristal, más elevados sus puntos de fusión, más duro, etc.
1.4 PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS
La atracción entre iones de signo opuesto es fuerte y se necesita mucha energía para romper la red. Es decir,
los compuestos de fusión serán elevados; lo segundo exige disolventes muy polares como el agua. Referente a
las propiedades mecánicas, los sólidos iónicos son duros, pero al mismo tiempo quebratizados. Son malos
conductores, puesto q los electrones están firmemente sujetos por los iones. En cambio, fundidos conducen
corriente eléctrica.
1.5 ENLACE COVALENTE
El enlace covalente consiste en un par de electrones compartido con dos átomos, que, situado entre ellos,
ejerce una atracción sobre los núcleos de ambos y así los mantiene unidos. Puede suceder que el par de
electrones sea suministrado por un solo átomo, y el enlace se llama entonces covalente coordinado. La regla
del octeto se aplica a elementos del segundo periodo.
1.6 GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS
La teoría de Lewis no indica nada acerca de la geometría de las moléculas. La forma de una molécula es
consecuencia de los ángulos de sus enlaces, hay un procedimiento sencillo q permite predecir la geometría si
se conoce el número de electrones q rodea al átomo central. Es el modelo de las repulsiones entre pares de
electrones de la capa de valencia. Éste modelo, basado en simples ideas electroestáticas, supone que los
distintos pares de electrones de valencia que rodean al átomo central de una molécula, son enlazantes, se
repelen entre sí, y adoptan la distribución más alejada posible en el espacio.
Así, los átomos como C, N, O y F que suelen tener en sus compuestos 4 pares de electrones de valencia,
distribuirán cada uno de los pares en los vértices de un tetraedro.
1.7 ENLACE COVALENTE. TEORIA DEL ENLACE DE VALENCIA
La formación del enlace H−H puede expresarse también diciendo q los orbitales 1s de los dos átomos de H se
solapan. El solapamiento supone q ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos
núcleos. Al aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s y la fuerza de atracción entre lo átomos
se incremente, con lo q la energía del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo. El tipo de enlace
constituido por solapamiento de dos orbitales siguiendo la línea de los núcleos se llama enlace sigma.
Para formar un enlace covalente cada uno de los átomos debe poseer un orbital con un electrón desapareado,
porq, como se solapan, en la zona común no puede haber más de dos electrones. La formación del enlace
covalente supone el apareamiento de ese par de electrones, q por ello han de tener uno y otro, espines
contrarios. Así pues, la covalencia de un elemento, o número de enlaces covalentes que puede formar uno de
sus átomos, es igual al número de electrones desapareados de q dispone, o puede disponer.
HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
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Universidad: Desconocido
Subject: Química
Fecha de la carga: 14/01/2014
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