Apuntes Tema 2 Quiimica

INTRODUCCIÓN
ÁTOMO: formado por un núcleo (protones y neutrones) y una corteza (electrones). El átomo es neutro.

1 u.m.a: doceava parte de la masa del isótopo 12C. 1 u.m.a= 1,6606x10-24g.

X: elemento Z: nº atómico= nºprotones=nºelctrones. A: nº másico= nºprotones+nº neutrones. ISÓTOPO: átomos q tienen el mismo nº atóico, pero distinto nº másico. • • Masa atómica: masa de un átomo. Masaatómica promedio: masas de los isótopos y su abundancia relativa.

MODELOS ATÓMICOS
THOMSON Definía el átomo como una esfera material de electricidad positiva, en cuyo interior estarían embebidos los electrones. La carga positiva está dispersa sobre la esfera completa.

RUTHERFORD La mayoría de las partículas atraviesan la lámina metálica sin cambiar de dirección. La dispersión es causada por unpequeño núcleo cargado positivamente. ATOMO: núcleo de carga positiva y gran masa. Electrones girando alrededor del núcleo. Átomo casi hueco. Fatrac=Fcentr rátomo=10-10m. rnúcleo=10-14m.

TEORÍA CUÁNTICA

TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK (tª clásica) Los átomos emiten o absorben energía en paquetes mínimos ( cuanto). La energía está cuantizada. FOTÓN: part. Pequeña de radiación electromagnética.EFECTO FOTOELÉCTRICO

TEORÍA CUÁNTICA (BOHR) Se basa en la tª cuántica de Planck, el efecto fotoeléctrico y los espectros atómicos. ESPECTRO ATÓMICO: • • De Emisión: previamente excitado. De Absorción.

Van desde la región infrarroja, pasando por la visible hasta la ultravioleta del espectro electromagnético. Espectro atómico del átomo de hidrógeno:

BOHR se basa en los siguientespostulados: 1. 2. 3. El electrón solo puede girar en ciertas órbitas circulares y no radiará energía. No todas las órbitas son posibles. El electrón solo emitirá energía cuando pasa a una órbita de menor energía.

SOMMERFELD Mejores espectroscopios: las líneas del espectro aparecen desdobadas. Para ello es necesario definir un 2º nº cuántico q indicará el subnivel energético ( l: nº cuántico azimutal).ZEEMANN Se hizo necesario introducir un 3º nº cuántico ( ml: nº cuántico magnético). Se descubrió q 2 electrones, en el mismo orbital, no tienen exactamente la misma energía. Condujo a un 4º nº cuántico (ms: nº cuántico de spin). Solo tiene dos valoes permitidos: +1/2 y -1/2. Un electrón viene definido por 4 nº cuánticos. DOS ELECTRONES DEL MISMO ÁTOMO NO PUEDEN TENER LOS MISMOS NÚMEROSCUÁNTICOS.

MECÁNICA CUÁNTICA
HIPÓTESIS DE BROGLIE Todas las partículas de la materia tienen naturaleza doble: onda, partícula. Electrón: puede comportarse como partícula y onda.

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE DE HEISENBERG La incertidumbre de la posición de un electrón es mayor q el tamaño del átomo en sí. Existe una probabilidad de encontrar el electrón.

ECUACIÓN DE SCHÖDINGER

Las soluciones deesta ecuación son funciones de onda, no nº.

ORBITAL: volumen en el espacio dnd es probable encontrar un electrón con un dtminada energía.

CONCEPTOS IMPORTANTES • • • • Átomos y moléculas están en estados de energía dtminados. En cada uno de esos estados, tienen un valor de energía dtrminado. Los estados de energía de los átomos moléculas se pueden expresar a través de los NÚMEROSCUÁNTICOS, obtenidos de la resolución de la ec.de SchÖDINGER. Cuando los átomos o moléculas cambian de estado de energía, absorben o liberan energía. Cuando los átomos o moléculas cambian de estado de energía, absorben o emiten radiación.

Átomo de hidrógeno: la solución de la ec.de schödinger roduce un conjunto de funciones de onda y sus energías correspondientes ( Funciones de onda orbitales).ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI: no pueden existir en un átomo 2 electrones con los mismos nº cuánticos. PRINCIPIO DE HUND: para orbitales con el mismo contenido de energía el llenado de orbitales es primeramente de todos ellos, la semiocupan y luego se completan.

TABLA PERIÓDICA
Está ordenada en función del nº atómico, el cual señala el nº de electrones. • • Grupos:...