Naturaleza eléctrica de la materia Rayos catódicos

Transcripción

Química General
Antecedentes históricos de la Teoría atómica moderna
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Naturaleza eléctrica de la materia
En las cercanías del año 1834, es decir a mediados del siglo XIX, Michael Faraday, haciendo
pasar una corriente eléctrica continua en un recipiente que contenía soluciones acuosas de sustancia
iónicas obtuvo transformaciones químicas, indicando que la materia tenía naturaleza eléctrica.
Estableciéndose una relación entre la materia y la electricidad.
Faraday llamó anión a la sustancia que se dirigía al ánodo (+) y catión al que se dirige al cátodo
( -) e iones a ambos. Los iones metálicos se dirigen al cátodo, es decir son cationes y llevan carga
positiva y los aniones tienen carga negativa y se dirigen al ánodo.
En el año 1874 G. Stoney indicó que tales hechos podían interpretarse postulando la
existencia de unidades discretas de carga eléctrica, sugiriendo para cada una de ellas el nombre de
electrón.
Rayos catódicos
En el año 1854 , Geissler , quien era soplador de vidrio, fabricó un tubo de vidrio en cuyo
interior se colocaron dos electrodos de metal y efectuó el vacío del mismo utilizando una bomba de
vacío inventada por él.
A presión ordinaria no hay paso de corriente, pero a una presión de 50 a 10 mm de mercurio
aparecen una series de descargas muy débiles que van aumentando en potencia a mediada que
seguimos bajando la presión, hasta alcanzar a 5 mm de mercurio, un flujo continuo que tiene una
luminosidad color púrpura cuando el tubo contiene aire, color rojo anaranjado, cuando contiene neón,
azul con argón, etc...
Para la experiencia se necesita generar una diferencia de potencial de 15000 a 20000 voltios
esto se logra utilizando una bobina de inducción electromagnética. En realidad hay dos bobinas: la
primera o inductor está arrollada sobre un núcleo de hierro con menos de 100 espiras de alambre
grueso, la segunda se arrolla alrededor de la primera con hasta 100.000 espiras de alambre fino.
Este dispositivo, con un interruptor a martillo, y una pila voltaica de unos 2 voltios, puede generar
entre 15.000 y 20.000 voltios en la salida de la segunda bobina.
Para estudiar la naturaleza de los rayos catódicos se utiliza un tubo de rayos catódicos como
puede ser el de la figura, en el que el ánodo, situado cerca del cátodo, consiste en un cilindro
metálico con un orificio muy estrecho y taladrado a lo largo del eje.
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Detrás del ánodo se encuentran dos placas metálicas entre las que puede producirse un
campo eléctrico vertical X al aplicar a las mismas una diferencia de potencial y en el extremo del
tubo está situada una pantalla de sulfuro de cinc, la cual fluoresce en el punto en que llega el haz de
rayos catódicos.
Mediante un electroimán aplicado externamente puede producirse un campo magnético
horizontal H que actuará perpendicularmente al campo eléctrico y exactamente en la misma región
de éste.
Tubo de rayos catódicos
Al aplicar el campo eléctrico el haz de rayos catódicos se desvía algo hacia la placa positiva
situada, por ejemplo, encima, pero el hecho de no ser dirigido totalmente a ella muestra que estos
rayos tienen inercia, esto es, que están constituidos por partículas que tienen masa y, naturalmente
carga eléctrica negativa. Estas partículas fueron denominadas electrones.
Si se aplica el campo magnético y no el eléctrico, y el polo Norte está situado delante y el
polo Sur detrás, la desviación de los rayos catódicos tiene lugar también verticalmente pero hacia
abajo.
Los Rayos catódicos producidos son independientes de la naturaleza de los electrodos y del
gas residual que llena el tubo de descargas.
La velocidad media de las partículas catódicas es 2,8 x 10
9 cm
/seg. .
Las propiedades de los rayos catódicos son las siguientes:
•
Si en el interior del tubo de descarga, se coloca un objeto sólido que se interponga a la
trayectoria de los rayos, aparece una sombra profunda, lo que esta indicando que los
mismos se mueven en línea recta
•
Estos rayos pueden ser desviados por campos eléctricos y magnéticos, la dirección de la
desviación nos indica que están formados por partículas negativas
•
Si se interpone un molinete, este gira, lo que nos indica que poseen momento. Es decir
tienen masa
•
Producen fluorescencia en muchas sustancias, como por ejemplo sulfuro de cinc
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En el año 1897, JJ. Thomson se valió del tubo de rayos catódicos, junto a sus
conocimientos acerca de los efectos de las fuerzas eléctricas y magnéticas ejercidos sobre una
partícula cargada negativamente, de esta manera pudo obtener la relación existente entre la carga y
la masa del electrón.
Dicha relación es de -1.75 x 10 8 C/gr. Millikan realizó experimentos entre 1908 y 1917
que le permitieron determinar que:
La carga de un electrón es igual a -1.60 x 10-19 C.
A partir de estos datos es posible calcular la masa de un electrón:
Masa del electrón =
Carga
Carga / Masa
Masa del electrón = -1.60 x 10-19 C / -1.76 x 108 C/gr.
Masa del electrón =9.09 x 10-28gr
Rayos Canales
Si se utiliza un tubo de rayos catódicos con un cátodo perforado, puede reconocerse la
existencia de una radiación corpuscular, que tienen sentido opuesto a los rayos catódicos. Las
partículas que forman esta radiación se desplazan a través de la perforación del cátodo alejándose
del ánodo; por ende deben tratarse de partículas cargadas positivamente. Se producen a través del
choque de los rayos catódicos con los átomos o moléculas del gas contenido en el tubo, por estar
constituidos por partículas materiales cargadas positivamente se denominan ahora “rayos positivos”.
La masa de los rayos canales es mucho mayor que la masa del electrón y depende de cual
sea el gas que se halla utilizado para llenar los tubos (corresponde a la masa a la masa de los átomos o
moléculas del gas). Puede determinarse de la misma forma que la masa electrónica por medio de
desviaciones en campos eléctricos y magnéticos.
La partícula más ligera que ha sido observada en los rayos canales tiene aproximadamente la
masa atómica correspondiente a 1 UMA y una carga elemental positiva (+ e); se denomina protón.
Como ejemplo si tenemos el tubo de descarga lleno de hidrógeno se obtienen partículas de
carga específica igual a 9,573 x 104 coulombs/ gramo y que es la misma encontrada de los
fenómenos de electrólisis para los iones hidrógeno.
La gran importancia de las experiencias con los rayos canales radica en que con ellos pudo
demostrarse por primera vez que los electrones forman parte de los átomos y de las moléculas.
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Tanto los rayos catódicos como los rayos canales son invisibles. Sin embargo pueden hacer
que los gases diluidos que llenan los tubos emitan luz y actúan como la luz sobre las películas y placas
fotográficas.
Los Rayos X
En 1895 Wilhelm.K.Roentgen descubrió accidentalmente, los rayos X mientras experimentaba con la
fluorescencia producida por los rayos catódicos de un tubo catódico. Roentgen descubrió una
radiación penetrante invisible que partía del tubo. Tal radiación atravesaba las sustancias opacas
para la luz visible y producía fluorescencia de ciertos compuestos químicos como el platino cianuro de
bario, el sulfuro de zinc y el silicato de zinc. También se observó que los rayos causaban
oscurecimiento o velado de las placas fotográficas. . Estos rayos no eran desviados por un imán.
Röntgen los llamó Rayos X.
En 1912, Von Laue sugirió que los rayos X eran una radiación análoga a la luz, pero con una
longitud de onda menor, es decir de mayor frecuencia. Los rayos X son rayos de alta frecuencia
Radiactividad
Radiactividad es la emisión espontánea de partículas, radiación o ambas. Radiación es el término
empleado para describir la emisión y transmisión de energía a través del espacio en formas de ondas.
Una sustancia radiactiva se desintegra espontáneamente. A fines del siglo pasado, los científicos
descubrieron varios tipos de “rayos” radiactivos.
Al estudiar estos rayos y sus efectos en otros materiales se pudo comprender de manera
significativa la estructura del átomo.
Pocos después Antoine Becquerel, profesor de física en París, empezó a estudiar las propiedades
fluorescentes de las sustancias. Descubrió que algunos compuestos de uranio eran capaces de
oscurecer placas fotográficas protegidas con papel delgado o incluso hojas metálicas delgadas en
ausencia de los rayos catódicos. La radiación que causó esto era desconocida, dicha radiación era
semejante a los rayos X. Marie Curie, discípula de Becquerel, sugirió el término de “radiactividad”
para este fenómeno. Es radiactivo cualquier elemento que como el uranio presenta radiactividad.
Luego se demostró que los elementos radiactivos pueden emitir tres tipos de rayos, dos de
los tres tipos de rayos podían desviarse al pasar entre dos placas metálicas con cargas opuestas,
dependiendo del sentido de la desviación, se llamaron rayos alfa y rayos beta. El restante que no es
afectado por las placas cargadas, se lo llamó rayos gamma.
Los rayos o partículas resultaron ser iones de helio, con carga positiva +2, son
atraídos por la placa cargada negativamente. Los rayos beta o partículas están
formados por electrones cargados negativamente, y son atraídos hacia la placa con
carga positiva.
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Como los rayos gamma no son partículas cargadas, su movimiento no resulta afectado por un
campo eléctrico externo. Constan de radiación de alta energía.
Los modelos atómicos teniendo en cuenta los nuevos descubrimientos
A principios de la década de 1900, dos hechos relativos a los átomos estaban muy claros, que
los átomos:
•
contienen electrones y protones
•
son eléctricamente neutros.
Cada átomo deberá tener igual número de cargas positivas y negativas
Durante esos años, el modelo aceptado para los átomos era el propuesto por J.J.Thomson.
Modelo de Thomson
Según el modelo de Thomson el átomo se encuentra formado por una
esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas
negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva
en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas
es igual a la cantidad de cargas negativas.
El modelo de Thomson fue el primer intento de explicación teniendo
en cuenta las existencias del electrón y del protón
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Propiedades de las ondas
Una Onda: es una perturbación vibracional por medio de la cual se transmite energía. Un ejemplo
muy común es la onda en el agua. Las ondas se generan por diferencias de presión ejercidas sobre la
superficie del agua. Las ondas poseen un carácter periódico, es decir, la forma de la onda se repite a
sí misma en intervalos regulares de tiempo.
La distancia entre puntos idénticos en ondas sucesivas se llama Longitud de onda ( λ ). La
frecuencia ( f ) de una onda es el número de ondas que pasa a través de un punto específico en un
segundo. La amplitud es la distancia vertical de la línea media de la onda a la cresta o valle.
La propiedad más importante de la onda es su velocidad, que depende de la naturaleza de la
misma y el medio por donde viaja. La velocidad de una onda (u) está dada por el producto de su
longitud de onda y su frecuencia:
V
V == λλ •• ff
La longitud de onda (λ) expresa la longitud de una onda o distancia/onda. La frecuencia ( f ) índica
el número de estas ondas que pasan por un punto en una unidad de tiempo, u ondas/tiempo. De esto se
desprende el producto que es igual a distancia tiempo (velocidad).
Teoría de Maxwell
La radiación es la emisión y transmisión de energía a través del espacio en formas de ondas. En
el año 1873 el físico escocés James Maxwell demostró teóricamente que la luz visible consta de ondas
electromagnéticas. De acuerdo con esta teoría, una Onda electromagnética, está compuesta por un
campo magnético y otro eléctrico estos poseen la misma longitud de onda y frecuencia, solo que viajan en
planos perpendiculares.
Maxwell describió matemáticamente el comportamiento de la luz y propuso un modelo más que
exacto para especificar como se puede propagar la energía en forma de radiación en el espacio por
vibración de campos eléctrico y magnético.
La velocidad de las ondas electromagnéticas a la cual viajan es 3.00 x 108, que es la velocidad
de la luz en el vacío. Esta varía de un medio a otro, dicha variación es pequeña, por lo tanto,
despreciable. Por convención, se usa el símbolo c para la velocidad de la luz.
Las longitudes de onda visibles son más cortas que las de radio. Las primeras son producidas
por el movimiento de electrones dentro de átomos y moléculas. Las ondas de mínima longitud y máxima
frecuencia (rayos gamma) son el resultado de cambios en el interior del núcleo del átomo.
Mientras mayor sea la frecuencia mayor es la energía que tendrá la radiación.
Teoría cuántica de Planck
Durante el siglo pasado se sabía que “la cantidad de energía radiante emitida depende
de la longitud de onda”.
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Las leyes de la Física clásica no eran del todo exitosas, según la teoría ondulatoria establecida y
las leyes termodinámicas no se pudo hallar un modelo apropiado que pudiera regir con exactitud ondas
cortas y largas.
Durante el 1900 un joven físico alemán llamado Max Planck realizó experimentos donde analizó
la radiación emitida por sólidos calentados a distintas temperaturas. Según Planck los átomos y
moléculas emiten energía únicamente en números enteros múltiplos de ciertas cantidades bien definidas.
Hasta ese entonces para los físicos, la energía era continua, es decir, que la cantidad de energía
que se puede liberar de cualquier proceso de radiación variaba en forma continua. Planck determinó que
la energía que se puede liberar sólo en múltiplos de una cantidad. Se llamó cuanto a la mínima cantidad
de energía que podía ser emitida (o absorbida) en forma de radiación electromagnética.
La energía (E) de un sólo cuanto de energía es proporcional a la frecuencia de radiación. La
constante de proporcionalidad (h) conocida como constante de Planck:
E =n hf
h = 6,63 x 10-34 J
La energía siempre se emite en múltiplos de h (h, 2h, 3h,...).El valor de n es un número natural
La teoría cuántica de Planck puso de cabeza a la física clásica. Fue debido a esto que la
comunidad científica tomó con marcado escepticismo dicha idea. La teoría fue tan revolucionaria que aún
el mismo Planck no estaba del todo convencido de su validez, por eso durante algunos años experimentó
buscando formas alternativas de explicar su hallazgo.
La comunidad científica no solo aceptó la teoría propuesta por el alemán, sino que durante los
treinta años posteriores impulsó la investigación que transformaría la física clásica en forma definitiva.
Radiación del cuerpo negro
Un cuerpo que tiene la particularidad de absorber la totalidad de la radiación que incide sobre él,
se llama “cuerpo negro”.
Con gran aproximación se puede realizar mediante una cavidad ennegrecida interiormente, y
provista de un pequeño orificio; un rayo que penetra por éste, no vuelve a salir hasta haber
experimentado un gran número de reflexiones con lo cual su intensidad a disminuido haciéndose
prácticamente nula.
El estudio de las radiaciones emitidas por los sólidos tiene gran interés y ha conducido a leyes de
gran importancia. Para eliminar las peculiaridades de naturaleza especial de cada sólido, se estudia la
radiación emitida por un cuerpo negro. Ocurre que las propiedades de la radiación emitida por una
cavidad o cuerpo negro dependen de la temperatura y no de la naturaleza de las paredes.
Las leyes que rigen a un cuerpo negro son:
1. La radiación total (incluyendo la totalidad de las longitudes de onda) es proporcional a
la 4ta. Potencia de la temperatura absoluta (Ley de Stefan-Boltzman).
2. La longitud de onda a que corresponde la energía máxima es inversamente
proporcional a la temperatura (Ley del corrimiento de Wien).
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3. La tercera ley llamada de Planck, la cual relaciona la energía emitida por cada cm2 en
un segundo con las longitudes de onda.
El estudio de la Radiación de Cuerpo Negro, fue lo que condujo a Planck a crear la Teoría de los
“cuantos”, que le permitió enunciar la tercera ley.
El efecto fotoeléctrico
En 1905 Albert Einstein utilizó la teoría científica para resolver otro misterio como lo era el Efecto
fotoeléctrico. Ciertos metales expuestos a la luz de una frecuencia mínima o umbral, emiten electrones
desde su superficie.
El número de electrones es proporcional a la intensidad de la luz (brillantez), su energía no.
Con valores inferiores a la frecuencia umbral no se emitían electrones.
La teoría ondulatoria no podía explicar este fenómeno. Einstein sugirió que no se debe pensar en el rayo
de luz como si esta fuera una onda sino como un rayo de partículas, llamadas Fotones. El fotón posee
una energía igual a:
E = hf
Los electrones se mantienen en un metal por fuerza de atracción, para removerlos la luz deberá
ser de frecuencia lo suficientemente alta (energía lo suficientemente alta).
La frecuencia de los fotones es igual a la energía de enlace de los electrones, entonces la luz
deberá tener suficiente energía como para soltar los electrones. Si la luz posee mayor energía, por lo
tanto, mayor frecuencia, romperá los enlaces y los electrones tomarán algo de energía cinética.
h = EC + EE
EC : Energía cinética
EE : Energía de enlace
Si reformamos
EC = h - EE
A la vista se ve que cuanto más enérgico sea el fotón mayor será la energía cinética del electrón.
Resumiendo, entre más intensa sea la luz, mayor será el número de electrones emitidos por el
metal; a mayor frecuencia de luz, mayor energía tendrán los electrones emitidos.
Modelo de Rutherford
A principios del siglo veinte, Rutherford utilizó el conocimiento que se tenía sobre las
sustancias radioactivas y experimentó con las mismas, bombardeando una lamina delgada de oro con
partículas alfa provenientes de la sustancia radiactiva. Analizando los resultados obtenidos, propuso
un modelo atómico, ya que el modelo de Thomson no explicaba satisfactoriamente lo ocurrido.
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El modelo atómico de Rutherford propone que los átomos estaban compuestos por un núcleo
central, en el que se hallaba concentrada toda su masa y que tenia carga eléctrica positiva, además es
muy pequeño con respecto al tamaño de un átomo, consideró que los electrones giran alrededor del
núcleo describiendo diferentes trayectorias, sin definirlas.
Los electrones no pueden estar en reposo, pues las fuerzas electro estáticas harían que los
electrones cayesen en el núcleo. Propuso que los electrones giran en orbitas circulares de forma tal
que la fuerza centrípeta generada anula el efecto de la fuerza de origen electroestático.
Este modelo tampoco es valido, pues la física clásica establece que:
•
Cualquier cuerpo que se mueve con velocidad constante describiendo una trayectoria circular
genera una aceleración dirigida hacia el centro del círculo.
•
Toda carga eléctrica sometida a una aceleración emite energía, la perdida de energía del electrón
haría que cayese sobre el núcleo en un movimiento en forma de espiral.
El modelo planetario no prosperó ya que contradecía los principios de la física clásica
Este modelo no explica los espectros de emisión, que son naturaleza descrita.
La salida de este problema la encontró Niels Bohr en el año 1913, año en que se postulo la nueva
teoría atómica.
Modelo de Bohr
Bohr aplica las ideas de Planck, derivadas de su estudio de la radiación del cuerpo negro,
introdujo el concepto de cuantizacion energética, a fin de que las orbitas circulares fuesen estables
y concordasen con los espectros de emisión.
Cuando mediante la energía eléctrica se transforma en calor en el filamento de una lámpara
eléctrica, y que parte de ese calor se convierte en energía radiante (luz visible) y se ha notado
además que:
•
En las lámparas eléctricas de vapor de sodio se transforma en vapor de sodio la radiación emitida
es amarilla y no blanca.
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•
Cuando se calienta en la llama un trozo de vidrio (que contiene sodio) la llama también tiene color
amarillo.
•
Si se calienta a la llama un trozo de cobre emite una radiación de color verde.
Estas experiencias cotidianas permiten deducir que:
CUANDO UNA SUSTANCIA ES EXITADA POR LA ACCION DE LA ENERGIA, EMITE
RADIACCIONES.
Las radiaciones emitidas por distintos elementos en estado excitado no son universales,
consiste en una serie de radiaciones, de frecuencia perfectamente definida para cada clase de
átomo y en el espectroscopio se observan como líneas.
El espectroscopio es un instrumento que permite estudiar las radiaciones luminosas, cada
átomo emite una serie de radiaciones al ser excitado que en el espectro aparecen una serie de líneas,
el primero en ser estudiado fue el hidrógeno.
Los espectros de línea fueron estudiados matemáticamente, obteniéndose una expresión
matemática para los mismos, del mismo surge que.
LA ENERGIA RADIANTE NO SE EMITE EN FORMA CONTINUA, SINO EN FORMA DE
PARTICULAS DISCRETAS, LLAMADAS CUANTOS DE LUZ O FOTONES.
Bohr elaboró estos conocimientos y finalmente presento los postulados fundamentales para la
estructura atómica.
Los postulados de la teoría atómica de Bohr son las siguientes:
1.
Los electrones giran alrededor del núcleo en orbita estacionarias, que corresponden a los niveles
de energías espectrales. Mientras el electrón se encuentre en una orbita estacionario no emite ni
absorbe energía radiante.
2. Las orbitas están perfectamente definidas, solo son posibles ciertas orbitas, las distancias de
estas orbitas al núcleo también son perfectamente definidas y son múltiplos de una frecuencia
de radiación, aquí aparece el número cuántico n.
3. Cuando un electrón pasa de un nivel energético mayor a uno menor, emite una radiación cuya
frecuencia es igual a:
E = h v
donde h = constante d Planck y v es la frecuencia de radiación.
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Cuando ocurre el proceso inverso se absorbe radiación de igual frecuencia.
Estos niveles energéticos fueron designados por Bohr como capas electrónicas que denomino
K, L, M, N, .........., en función de la energía creciente.
Este modelo permitió explicar el espectro de emisión obtenido por el hidrógeno atómico, e
incluso permitió calcular las frecuencias de las distintas líneas espectrales con muy buena
concordancia con los resultados experimentales.
El problema es que solo se podía calcular para el hidrógeno, ya que ni para el helio se podía
resolver.
Este modelo, permite visualizar con sencillez, aunque con limitaciones, tanto la estructura
atómica como las uniones químicas.
En el año 1932, Chadwick descubrió el neutrón, componente del núcleo atómico. Es decir que
a partir de allí, ya sé sabia que el átomo estaba constituido por electrones, protones y neutrones.
El número atómico- Ley de Moseley
Las radiaciones visibles, infrarrojas y ultravioletas informan fundamentalmente sobre los niveles
de energía sobre los electrones externos.
Los rayos X, son radiaciones electromagnéticas, que no son universales, y nos proporcionan
información sobre los átomos interiores.
Moseley estudio los rayos X de distintos elementos y encontró una relación matemática conocida
como Ley de Moseley.
V = c ( Z – b) 2
Donde v = frecuencia, c y b son constantes y Z = numero atómico.
Moseley encontró que para cada elemento, le corresponde un numero atómico, ese numero
atómico es el numero natural y va de uno en uno.
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El numero atómico Z corresponde al numero de orden de cada elemento en la Tabla Periódica. La
ley de Mendeleev y Moseley establece:
LAS PROPIEDADES QUÍMICAS Y LA MAYORIA DE LAS PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS
ELEMENTOS SON FUNCION PERIÓDICA DEL NUMERO ATOMICO.
Representación convencional de un átomo
El átomo se representa con el símbolo del elemento, indicando el numero de masa ( A ) y el numero
atómico ( Z ), como por ejemplo:
23
Na
11
Donde A = 23 y Z = 11, el numero másico es mayor o igual (solo para el hidrógeno) al numero
atómico.
El número atómico da:
•
•
•
El numero de orden en la tabla periódica.
El numero de electrones.
El numero de protones.
El numero másico es igual a la suma de protones y neutrones.
En el caso del ejemplo tenemos que el sodio tiene:
• 11 electrones.
• 11 protones.
• ( A – Z) neutrones = 23 – 11 = 12 neutrones.
Cuando uno consulta la Tabla Periódica, por ejemplo el caso del cloro, se tiene que el peso
atómico es 35, 46, no es un numero natural, ¿Cómo calculo la estructura atómica?
En 1920 Aston invento el espectrógrafo de masa, y observo que había átomos de un mismo
elemento que tenían distinta masa atómica relativa.
ISÓTOPOS: Son átomos de un mismo elemento (tienen igual Z) que difieren en el numero
másico.
La masa atómica relativa o peso atómico que se encuentra en la Tabla, es el promedio
ponderado de los isótopos que hay en la Naturaleza.
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ISÓBAROS: Son nucleidos (especies nucleares) que tienen igual numero másico pero distinto
numero atómico.
Modelo de Bohr - Sommeerfeld
Sommerfeld modificó el modelo de Bohr con la ayuda de la teoría de la relatividad de Einstein,
mejorando notablemente el modelo. En las ecuaciones de Sommerfeld aparecen dos parámetros, n que
determina el valor energético y l. Las orbitas del modelo de Sommerfeld son circulares y elípticas.
De Broglie, en 1924, dio el primer paso para el desarrollo de la nueva mecánica cuántica
establece el paralelismo entre la estructura de la materia y la estructura de la luz, de la misma forma que
la radiación, en ciertas condiciones, se manifiesta en forma de cuantos y al igual que la teoría
electromagnética era capaz de describir el campo eléctrico, en el caso de la materia debería existir un
fenómeno ondulatorio asociado a la partícula electrón.
Esta teoría fue confirmada dos años mas tarde por Davisson y Germer.
Los electrones, al igual que los fotones producen el fenómeno de difracción e interferencia,
característicos de los fenómenos ondulatorios, por tanto significa que tiene una onda asociada.
En el año 1926, Schroedinger partiendo de las ideas de Planck y de De Broglie, y aplicando la
matemática de Hamilton. Que cien años antes había desarrollado para describir las distribuciones espacioenergéticas de las mareas de un determinado planeta hipotético uniformemente inundado, de núcleo muy
pesado, ataca el problema del átomo, cuyas características son similares. Como consecuencia de la
aplicación matemática surge una ecuación diferencial parcial de segundo grado, donde aparecen tres
parámetros: n, l y m es el conocido de Bohr, l el de la teoría Bohr – Sommerfeld y m que esta
relacionado al impulso magnético del electrón.
La función de la onda de Schroedinger esta caracterizada por tres parámetros n, l y m
denominados parámetros quánticos.
Con el modelo de Schroedinger se desvanece el concepto de orbita o de trayectoria
perfectamente definida. Bohr interpreta el significado físico de la función de onda de Schroedinger y hace
una comparación con las ecuaciones de Maxwell aplicadas para describir un campo eléctrico y establece
que el cuadrado del modulo de la función de onda nos da la probabilidad electrónica, corpuscular u
ondulatoria, según las condiciones experimentales.
Heisemberg, al mismo tiempo que Schroedinger, con base en las ideas de Planck y de De Broglie,
pero empleando álgebra de matrices establece el principio de incertidumbre que explica que no se puede
describir la trayectoria exacta del electrón en una región espacio – energética y solo debemos
conformarnos con una idea bastante aproximada de la región espacio energética de manifiesta
probabilidad electrónica ( reempe ), nombre actual de lo que se denomino orbital.
Orbital es la zona del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.
Las ecuaciones de Schroedinger y de Heisemberg son indeterminadas y para resolverlas es
necesario aplicar las restricciones de Diofanto de Alejandría para este tipo de ecuaciones, donde aparecen
números enteros positivos en la solución.
Al aplicar estas ecuaciones se deben tener en cuenta las restricciones de Pauli establecidas en la
época de Bohr, que nos indica que cada uno de los electrones, en la vecindad del núcleo, debe de estar
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caracterizado por cuatro números quánticos en forma particular, y que en un reempe formado por dos
electrones como máximo, por lo menos uno de estos números quánticos debe de ser distinto.
Pauli proporciono el principio de orden necesario para que los resultados obtenidos por Bohr,
Schroedinger y Heisemberg estuviesen en concordancia con la clasificación periódica de Mendeleev y
Moseley.
De los trabajos de Schroedinger y Heisemberg nace la mecánica ondulatoria y la mecánica
quántica.
Modelo de Dirac Jordan
Dirac y Jordan son los que ampliaron los conocimientos previos, incorporaron la Teoría de la
relatividad de Einstein a la mecánica ondulatoria, y precisamente en sus ecuaciones es donde aparece el
cuarto parámetro con características quánticas denominado s, además de los ya conocidos n, l y m
actualmente la ecuación de Dirac y Jordan describe con mayor exactitud la distribución electrónica en la
vecindad del núcleo. El numero s, es denominado spin, que se le atribuye el sentido de rotación sobre su
propio eje, para satisfacer el principio de Pauli.
El concepto de impulso relaciona los conceptos tiempo, espacio – energía y materia.
Heisemberg estableció el principio de incertidumbre al estudiar las interacciones materia –
energía.
Einstein estableció la teoría general de la relatividad al estudiar las interacciones espacio –
tiempo.
El razonamiento de Dirac y Jordan, al modificar los estudios de Schroedinger, que tratan las
interacciones espacio – energía para el caso particular de electrón – materia, es el que proporciona la
mejor descripción entre las interacciones entre materia, energía, tiempo y espacio.
Dirac acepta la cuantizacion establecida previamente por Planck, además el fenómeno ondulatorio
de De Broglie.
Podemos decir entonces que los números quánticos son parámetros que describen el estado
espacio – energético de los electrones en las cercanías del núcleo, usando un modelo vectorial cuantizado
de acuerdo con la teoría de Dirac y Jordan.
Los números cuánticos
El numero quántico n:
Es el parámetro quántico espacio – energía fundamental, se denomina
numero quántico principal y se relaciona con el impulso lineal, los valores que este parámetro
puede tener son valores enteros positivos ( 1, 2, 3, 4, ..... ).
El numero quántico l:
Es el parámetro relacionado con la forma orbital, se denomina azimutal.
Esta relacionado con el impulso angular, este parámetro puede tener valores que van desde el
valor cero hasta el valor n – 1, siendo n el valor quántico principal.
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Si l = 0 se denomina s.
Si l = 1 se denomina p.
Si l = 2 se denomina d.
Si l = 3 se denomina f.
El numero quántico m:
Se denomina número quántico magnético, se relaciona con el impulso
magnético. Los valores permitidos van desde –1, +1, incluyendo el cero.
El numero quántico s:
Se denomina numero quántico spin, se relaciona con el giro del electrón
sobre sí mismo, los valores permitidos son dos, -1/2 y +1/2.
Notación
La notación que se utiliza para identificar las diferentes regiones del espacio es la siguiente:
1s
2
Cantidad de electrones
Número quántico azimutal
Número quántico principal
Cada electrón tiene entonces cuatro números que lo caracterizan, estos números son los
números quánticos.
n=
1
1=0
m=
0
1=0
m=0
n= 2
s = 1/2
s = -1/2
s = +1/2
Orbital 2s
s =-1/2
s = +1/2
m = -1
1=1
Orbital 1s
s =-1/2
s = +1/2
m=0
s =-1/2
s = +1/2
m=1
s =-1/2
15
Orbital
2p
Química General
1=0
s = +1/2
m=0
n= 3
s = +1/2
s =-1/2
s = +1/2
m=0
Orbital 3p
s =-1/2
s = +1/2
m=1
s =-1/2
s = +1/2
m=2
s =-1/2
s = +1/2
m = -1
1=2
Orbital 3s
s =-1/2
m = -1
1=1
16
s =-1/2
s = +1/2
m=0
Orbital 3d
s =-1/2
s = +1/2
m=
1
s =-1/2
s = +1/2
m=
2
s =-1/2
Los orbitales f aparecen para n = 4 y l = 3 y los valores de m pueden ser: -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
tiene como máximo 14 electrones
Los orbitales
Los orbitales s ( sharp ) tienen como máximo 2 electrones, hay orbitales
1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s
Los orbitales s son esféricos.
16
Química General
17
La probabilidad de encontrar un electrón decrece a medida que nos
alejamos del núcleo en cualquier dirección.
El tamaño se incrementa a medida que aumenta el valor de n, es decir del
numero quántico principal.
Los orbitales p
Los orbitales p ( principal ) tienen como máximo 6 electrones, hay tres
orbitales p, el orbital px, el py y el pz, donde en cada uno hay como máximo 2 electrones.
El tamaño se incrementa a medida que aumenta el numero quántico
principal.
No puede haber orbitales p con n inferior a 2. el primer orbital p es el 2p.
Los orbitales d : Tienen como máximo diez electrones, hay cinco orbitales d con 2 electrones
como máximo cada uno.
Los orbitales f: Tienen como máximo 14 electrones, hay 7 orbitales f con 2 electrones como
máximo cada uno.
Configuración electrónica: El hidrógeno con un electrón y un protón es el sistema atómico
más sencillo. Teniendo en cuenta que los sistemas mas energéticamente estables son aquellos
que poseen un mínimo de energía potencial.
Los electrones en el átomo se ubican teniendo en cuenta este principio
fundamental, es decir los orbitales de menor energía potencial se ocuparan primero. Al mismo
tiempo hay que tener en cuenta el principio de exclusión de Pauli que establece:
“En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los
cuatro números quánticos iguales”.
El hidrógeno, que tiene un solo electrón, tiene la siguiente estructura
electrónica:
H(Z=1)
1s
En el caso del helio, que es un gas inerte, que tiene 2 electrones, 2 protones y 2 neutrones.
He ( Z = 2 )
1s
2
17
Química General
18
Según el principio de Pauli como de esta manera es posible la agrupación de electrones en un
mismo orbital. Dicha configuración es aceptable, pues:
Un electrón tiene números quánticos ( 1, 0, 0, +1/2 ) y el otro ( 1, 0, 0, -1/2 ).
En el caso del Litio, tiene Z = 3, tiene 3 electrones, su estructura electrónica es:
Li ( 3 )
1s2 2s1
Las flechas orientadas en sentidos contrarios indican que los dos electrones están girando en
sentido opuesto.
Be ( Z = 4 )
1s2 2s2
El boro que tiene 5 electrones, su estructura es:
1s2 2s2 2px
El carbono que tiene 6 electrones, su estructura es:
Aquí surge una pregunta: ¿Los dos electrones p están en el mismo orbital girando
en sentido contrario o están en orbitales distintos?
Para resolver esta pregunta utilizamos el principio de máxima multiplicidad o Regla de Hund,
que establece:
“Los electrones de un mismo valor de energía se ubican de forma tal
que están en orbitales distintos, uno a uno y luego comienzan a
aparecerse”.
Es decir si se tiene dos electrones p estos se ubican en el px, en el py.
1s2 2s2 2px 2py
1s
2s
2px
2py
Esta es la estructura electrónica del Carbono
En el caso del nitrógeno, que tiene 7 electrones, su configuración electrónica es:
1s2 2s2 2px 2py 2pz
1s
2s
2px
18
2py
2pz
Química General
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El oxigeno que tiene 8 electrones, tiene la siguiente configuración electrónica:
1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1
1s
2s
2px
2py
2pz
El fluor tiene 9 electrones, su configuración electrónica es:
1s2 2s2 2px2 2py2 2pz1
1s
2s
2px
2py
2pz
El gas inerte neon, Ne, tiene 10 electrones, se completa los orbitales s y p, con este gas inerte,
que se encuentra en el grupo 8 a de la Tabla Periódica, se completa el segundo periodo de la
misma.
La estructura electrónica del Ne, es:
1s2 2s2 2px2 2py2 2pz2
1s
2s
2px
2py
2pz
Para escribir la estructura electrónica de un átomo, conociendo su número atómico se aplica el
siguiente diagrama nemotécnico.
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
El orden de llenado de los orbitales es:
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d 4f
5d 5f
6d
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p,
6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, ..................
La configuración electrónica es una notación simbólica que muestra la ubicación de los
electrones de un átomo en cada uno de los orbitales correspondientes.
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Química General
20
Esta convención nos permite mediante una lectura adecuada ubicar un elemento en la Tabla
Periódica y agruparlo de acuerdo con sus características, además es posible conocer cantidad
de protones y electrones.
El sodio que tiene un número atómico igual a 11, tiene 11electrones y 11 protones, su estructura
electrónica es:
Grupo 1A
1s2 2s2 2p6 3s1
Tercer periodo
El número cuántico n mayor, da le periodo en que se encuentra el elemento en la Tabla Periódica
El ns np correspondiente a n máximo nos da el número de grupo.
El azufre tiene numero atómico igual a 16, tiene 16 electrones, 16 protones, su estructura electrónica
es:
Grupo 6A
1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
Tercer
periodo
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
este elemento es un gas inerte, se encuentra en
el cuarto periodo y en el grupo octavo. Su número atómico es igual a 36.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
este elemento, se encuentra en el cuarto
periodo y en el grupo tercero A . Su número atómico es igual a 31
Ejercicio: Escriba la configuración electrónica de un elemento que se encuentra en el tercer
periodo y en el segundo grupo
Este elemento tiene la siguiente configuración electrónica:
1s2 2s2 2p6 3s2 Su número atómico es igual a 12.
Ejercicio: Un elemento tiene número atómico z = 20. Escriba su configuración electrónica e
indique a que grupo y periodo pertenece.
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Química General
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
21
Este elemento se encuentra en el cuarto r periodo y en el
segundo grupo A.
Todos los periodos comienzan llenando los orbitales s y terminan cuando tienen llenos el
orbital p que corresponde al número cuántico n máximo
¿Cuántos elementos hay en el quinto período de la Tabla?
5s2 4d10 5p6
Hay 18 elementos
¿Cuántos elementos hay en el sexto período de la Tabla?
6s2 4f 14 5d 10 6p6
Hay 32 elementos
Los elementos que se encuentran en:
•
•
•
•
•
•
•
•
1
el grupo 1 A terminan su configuración en ns
2
2
np1
2
2
el grupo 4 A terminan su configuración en ns np
2
3
2
4
2
5
2
6
Siendo n igual al periodo en que se encuentra el elemento
Tabla de partículas
Nombre (símbolo)
masa
Protón ( p )
1,672648
27
kg
·
10- 1,602189 · 10-19C
1
+1
1,674954
kg
·
10-
0
1
0
-1,602189 · 10-19
0
-1
Neutrón ( n )
carga
Masa relativa
Carga relativa
27
Electrón ( e )
9,109534 · 10-31
21

Naturaleza eléctrica de la materia Rayos catódicos

Transcripción

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