¡Descarga Estructura atómica y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!
QUÍMICA. TEMA 1: ESTRUCTURA ATÓMICA.
1. MECÁNICA CLÁSICA.
Según la mecánica clásica, las partículas tienen una posición determinada y se mueven a una velocidad determinada. Además, si conocemos la posición, la velocidad y las fuerzas que actúan en un instante t=t0, mediante las leyes de Newton podemos calcular la posición y la velocidad en cualquier instante t>t0.
La energía de una partícula está compuesta de dos términos: la energía cinética, y la energía potencial, por lo que el valor total puede tomar cualquier valor.
En cuanto a las ondas, la mecánica clásica dice que una onda se define mediante:
- La amplitud: A.
- La longitud de la onda: λ.
- La frecuencia: ν.
- La velocidad de propagación: v=λ.ν
La energía de la onda depende de su amplitud, y por tanto también puede tomar cualquier valor.
En cuanto a la radiación electromagnética.
- E: amplitud del campo eléctrico.
- B: amplitud del campo magnético.
- λ: longitud de onda (m).
- ν: frecuencia (1/s)
En el vacio la velocidad de propagación es c.
A principios del siglo XX, Rutherford (1911) dijo que el átomo está formado por un núcleo pequeño que contiene la mayor parte de la masa y toda la carga positiva.
(dibujo del experimento, posite)
Algunas partículas alfa atravesaban la lámina de oro, otras se desviaban ligeramente y la mayoría rebotaban, lo que demostraba la existencia de un núcleo.
2. MECÁNICA CUÁNTICA.
A finales del siglo XIX o principios del siglo XX, se obtuvieron una serie de resultados experimentales que no se podían explicar mediante la mecánica clásica. Esto llevará al desarrollo de la mecánica cuántica.
En química, la mecánica cuántica se usa principalmente para describir el comportamiento de los electrones. Sus principales postulados son:
- Cuantización de la energía: la energía de los átomos y las moléculas solo podrá tomar determinados valores. Por ejemplo, el espectro de emisión del átomo de hidrógeno.
La energía que sale de cada uno de los orbitales atómicos se resume en esta ecuación.
4. ORBITALES ATÓMICOS Y SU REPRESENTACIÓN.
Así que los orbitales atómicos salen de resolver la ecuación de S., y nos indican la mayor probabilidad de encontrar el al electrón. El átomo de hidrógeno depende de tres números cuánticos:
- N: número cuántico principal: nos indica la energía y el tamaño del orbital. Puede ser cualquier número positivo.
- L: número cuántico secundario, nos indica la forma y depende de n. puede valer desde 0 hasta n-1; si el orbital es s l=0, si es p l=1, si es d l=2, si es f l=3,…
- M: número cuántico magnético: indica la orientación en un campo magnético. Puede valer desde – l, pasando por 0 y hasta l.
La energía de cada orbital depende del número cuántico principal, y todos los estados con la misma n tendrán la misma energía, por eso se les denomina estados degenerados.
Nos interesa concoer las regiones del espacio donde es más posible encontrar al electrón, por eso se busca una manera gráfica de dibujar los orbitales atómicos. Una
forma habitual es representar la región al interior de la cual la probabilidad de encontrar el electrón es mayor que un cierto valor establecido (95%).
a. Orbitales s: son esféricos, y a medida que aumenta el número n, la probabilidad de encontrar al electrón más alejado del núcleo es mayor, y por eso son mayores.
b. Orbitales p: tienen una dirección en el espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es más elevada que otra. No son esféricos. Tienen un plano nodal (l=1) que corresponde al plano perpendicular al eje de su nombre. Eso lleva a que los orbitales p presenten dos lóbulos donde la probabilidad de encontrar al electrón es igual. En el plano nodal la función es 0 y ahí no se puede encontrar el electrón.
c. Orbitales d: tienen dos planos nodales (l=2) tienen 4 lóbulos (un plano nodal=dos lóbulos).
Los orbitales con un mismo valor de n se dicen que pertenecen a la misma capa principal. Aquellos orbitales con las mismas n y l se dice que pertenecen a la misma
Los electrones más internos, penetrantes, apantallan los electrones más externos, y la fuerza atractiva del núcleo disminuye (si tengo un electrón en el n=1, le producirá un apantallamiento al n=2).
Así que : es la carga situada en el núcleo que incluye la carga de este y el efecto del resto
En un átomo polielectrónico la energía de los orbitales depende de n y l.
(apuntes)
La configuración electrónica es la distribución de los electrones en los orbitales del átomo.
El principio de exclusión de Pauli establece que en un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, por lo que la ocupación máxima de cada orbital es de dos electrones, y con los spines distintos.
De todas las configuraciones electrónicas que podemos escribir de un átomos polielectrónico, solo una corresponde al estado de mínima energía.
- Estado fundamental: configuración electrónica de menor energía. Es la que tienen en la naturaleza.
- Estado excitado: configuración electrónica que no es la de menor energía.
- Estado no permitido: configuración electrónica que no sigue el principio de exclusión de Pauli o que no cumple las relaciones entre números cuánticos.
El principio de Aufbau nos indica el orden con el que se completan los orbitales para obtener la configuración electrónica de la mínima energía. El diagrama sale del hecho de que para obtener la configuración electrónica fundamental los electrones ocupan los diferentes orbitales en orden creciente de n+l, y que en caso de igualdad de n+l se completa primero el orbital con menos valor de n.
La regla de Hund establece que primero hay que monoocupar cada orbital, y luego ya los electrones se van apareando y cada orbital va quedando ocupado por dos. Así que no se ocupan de todo hasta que no se ocupa por completo una subcapa. Cuando varios electrones ocupan orbitales degenerados, lo
en parte por la ocupación de la capa de valencia.
El periodo nos indica el valor máximo que toma el número cuántico en los orbitales llenos.
7. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
CARGA NUCLEAR EFECTIVA:
Es la carga situada en el núcleo que incluye la carga real del núcleo y el efecto de los electrones más internos. El apantallamiento que ejerce el electrón es siempre menos que el aumento de carga del núcleo.
La variación en la tabla periódica es:
Los electrones más internos están más cerca del núcleo y por eso decimos que compensan los protones del núcleo.
