Resumen Quimica I. Estructura atómica

Química General I

Valentina Guidotti Hormazábal

7° Unidad: Estructura atómica

[pic 1] Rutherford: Modelo Planetario

1. La mayor parte del átomo es espacio vacío.
2. Sus cargas positivas están concentradas en un núcleo central, que concentra toda la masa del átomo.
3. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas circulares de un modo similar a como los planetas giran alrededor del sol.

[pic 2]

Velocidad: longitud de onda por  frecuencia.

Ondas electromagnéticas: misma frecuencia y longitud de onda por lo que su velocidad es constante y se representa por C = 300000 km/s.

Planck

Los átomos y moléculas solo pueden emitir o absorber energía en forma de radiación electromagnética en cantidades pequeñas y definidas denominadas quanto.

Energía del quanto = h por frecuencia                h = constante de Planck

La energía del quanto solo toma valores enteros.

La luz también está compuesta por quantos, pero se denominan fotones.

Características del efecto fotoeléctrico

1. Ciertos metales cuando se exponen a la luz que tenga una frecuencia mínima llamada frecuencia umbral, emiten electrones desde su superficie.
2. El número de electrones es  proporcional a la intensidad (brillo) de la luz.
3. Por debajo de la frecuencia umbral no se emiten electrones aunque la luz sea muy brillante.

Explicación de Einstein

1. Cada fotón tiene la energía de un quanto.
2. Los electrones se mantienen en el metal por fuerzas de atracción, para sacarlos se debe usar luz de una frecuencia suficientemente alta (energía alta)
3. Si la frecuencia de los fotones es tal que la energía es exactamente igual que la energía de enlace de los electrones, entonces la luz tendrá la energía suficiente para sacar electrones.
4. Si se usa una luz de mayor frecuencia, los electrones adquieren  energía cinética.

Energía umbral = h por frecuencia umbral

Energía de radiación incidente =  energía umbral + energía cinética.

Energía cinética = ½ m V2

Si la radiación incidente es mayor que la energía umbral los electrones emitidos adquieren energía cinética; mientras mayor sea su frecuencia mayor será la energía cinética del electrón emitido.

Interacción de la luz con átomos y moléculas

1. La luz es absorbida por átomos y moléculas incluso por debajo de sus frecuencias umbrales, esto se denomina espectro de absorción y es característicos de cada átomo o molécula.
2. Si los átomos y moléculas  gaseosas se someten a condiciones de alta energía como temperaturas elevadas o descargas eléctricas  se emiten determinadas  longitudes de onda o frecuencia. Este espectro de emisión es propio de cada átomo o molécula.
3. Los espectros de emisión gaseosa no son continuos, presentan líneas.

Modelo atómico de Bohr

1. Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitas circulares de radios definidos.
2. Los electrones de esas orbitas están en estados estacionarios de energía (energía fija y definida) y no absorbe ni emite energía.
3. Cuando un electrón absorbe energía en forma de un fotón, sube a un estado estacionario superior, es decir a una órbita mas alejada del núcleo y de mayor energía.
4. Cuando un electrón baja a un estado estacionario inferior, emite energía en forma de fotón.
5. Energía fotón emitido = |Energía superior – Energía inferior | = h por frecuencia.
6. rn = (n2 h2)/ (2 pi)2me2 = n2 A0

n = número de orbita                

h = constante de Planck         m = masa del electrón                e = energía del electrón

h, m, e = constante = A0 =0,529 Amstrong = unidad radial de Bohr.

En = - (2 pi2me)/n2h2 = -2,18 * 10-11 erg/n2 = RH/n2

RH = constante de Ridberg para el átomo de hidrógeno.

Como n es un número discontinuo y entero, el radio y la energía de los niveles también son discontinuos.

1. La órbita mas estable se alcanza cuando n=1 y se la llama estado basal o fundamental.
2. Cuando n aumenta origina niveles o estados excitados los que tienen mayor energía y son mas inestables.
3. Cuando aumenta n aumenta E y cuando n es superior a 7 el electrón sale del átomo y su energía es cero, por ello los valores de E son negativos.

Dualidad onda-partícula

1. Un electrón que gira alrededor del núcleo se comporta como una onda estacionaria que no se desplaza.
2. Su longitud de onda debe caber en la circunferencia de la órbita, de lo contrario la onda se cancela y se anula. La circunferencia de la onda es igual a un número entero de longitud de onda.
3. La relación entre la circunferencia de una órbita permitida (2pi r) y la longitud de onda del electrón está dada por la relación:

2pi r = n longitud de onda                 r = radio de la órbita                 r= número entero

1. Como la energía del electrón depende del radio de la órbita, su valor debe estar cuantizado.
2. Conclusión: las partículas pueden comportarse como ondas y partículas, se expresa en la siguiente relación:

Longitud de onda = h/mV                m = masa partícula         V = velocidad partícula

Principio de la incertidumbre

• Implica que es imposible determinar con certeza simultáneamente la velocidad y posición de un electrón.
• Schrodinger propuso una ecuación que describe el comportamiento y la energía de los electrones, así el lugar mas favorecido para encontrar un electrón es aquel con mayor valor de fi2.
• Según Bohr se puede determinar el radio exacto del electrón en cualquier orbita del átomo de Hidrógeno.
• Los radios de la 1°, 2° y 3° órbita son ao, 4ªo, 9ªo, etc. Y no se permiten otras distancias.

Schrodinger

1. La densidad electrónica o nube de carga representa la probabilidad que el electrón se encuentre en una determinada región del átomo.
2. Para diferenciar de Bohr se reemplaza el término órbita por orbital. Si se dice que un electrón esta en un orbital significa que hay una alta probabilidad de que se encuentre allí.
3. Un orbital tiene una energía característica así como una distinción característica de la densidad electrónica.
4. La resolución de la ecuación requiere de 3 números cuánticos que describen los orbitales atómicos e identifican los electrones que están en ellos.
5. Existe un cuarto números cuántico: spin.

[pic 3]

Los valores de l se designan con letras

• Un conjunto de orbitales con el mismo valor de n se designa capa o nivel.
• Uno o mas orbitales con los mismos valores de n y l se llaman subnivel o subcapa.
• El número de los distintos valores de m se llama multiplicidad y es igual al número de orbitales de un determinado valor de l en un nivel. De esto se concluye que en un nivel solo puede haber un número máximo de un orbital s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 orbitales f.
• En un orbital se puede ubicar un máximo de 2 electrones siempre que ellos posean spines opuestos.

[pic 4]

Configuración electrónica

Es la representación de la estructura electrónica completa de un átomo.

1. Principio de exclusión de Pauli: en un átomo no pueden haber 2 electrones que tengan la misma configuración electrónica.
2. Principio de menor energía: un electrón ocupa siempre el orbital disponible de menor energía (s

Cuando los orbitales son de diferentes niveles se puede aplicar la regla de n+l: el orbital de menor energía es aquel con menor valor de n+l, si resultan ser iguales, se selecciona el de menor valor de n.

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