2.estructura de la materia

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2.estructura de la materia

  1. 1. ESTRUCTURA DE LA MATERIA Las propiedades intensivas del agua contenida en una pileta son iguales a las del agua que contiene un vaso, o una gota y caracteriza a la sustancia agua. Pero, ¿ Cuál es la menor partícula de agua que contiene dichas propiedades? ; ¿cómo está constituida dicha partícula?, además; ¿en qué difiere en cuanto a su constitución el agua, la sal ,el azúcar?. En la unidad anterior estudiamos una forma de clasificar a la materia que resulta muy útil en el campo macroscópico, o sea, para las cantidades de materia que podemos ver, tocar y pesar. Pero, si pretendemos entender un poco más acerca de su estructura íntima, debemos forzosamente preguntarnos si la materia es continua o discontinua. ¿Qué significa esto? Muy sencillo, equivale a preguntarnos si podemos dividir a la materia indefinidamente sin encontrar nunca una unidad constituyente mínima. Si esto fuese posible, diríamos que la materia es continua. Toda la experiencia acumulada en siglos de estudio e investigación nos muestra que la materia es, en realidad, discontinua y se halla formada por partículas unitarias (que pueden ser átomos o moléculas). La división de estas partículas provoca pérdida de las propiedades particulares de esa materia. Hace menos de 200 años, cuando la química nacía como ciencia, una maestro de escuela inglés, John Daltón, fundamentó su teoría atómica en base a diversos hechos experimentales, pero su modelo de átomo como partícula indivisible , fue superado en base a diversos hechos experimentales, como los relacionados con la electroquímica, la radioactividad y en particular, por la producción de descargas eléctricas en tubos conteniendo gases a bajas presiones. Una serie de experiencias a fines del siglo 19 permitieron detectar en experiencias de laboratorio, la presencia de diversas partículas constituyentes del átomo y formular ideas sucesivas acerca de la constitución del átomo. Podemos sintetizar las ideas actuales sobre la estructura de la materia en los siguientes enunciados fundamentales: 1) Muchas sustancias están constituidas por partículas extraordinariamente pequeñas llamadas moléculas. En realidad, la pequeñez de una molécula supera lo imaginable; si consideramos una sola gota de agua, calculando que en 1 ml de agua entran aproximadamente 20 gotas, el número de moléculas sería de 1,67.1021 moléculas. 2) Las moléculas de una sustancia son iguales ( o muy similares) y tienen iguales ( o muy similares) propiedades: Las moléculas de distintas sustancias son distintas. Sabemos que existen diferencias físicas, químicas y biológicas, entre el agua y alcohol, entre el oxígeno y 1
  2. 2. nitrógeno, etc. Ello se debe a que las moléculas de agua son diferentes a las del alcohol y las del oxígeno, distintas a las del nitrógeno. 3) Toda molécula está constituida por un número entero (que puede ser uno) de pequeñas partículas denominadas átomos. La molécula de agua por ejemplo, esta conformada por dos átomos de oxígeno y uno de hidrógeno, la de cloro por dos átomos de cloro; pero también existen moléculas monoatómicas, constituidas por un único átomo, como las de los llamados gases inertes. 4) Los átomos están constituidos por tres tipos de partículas fundamentales: neutrones, protones y electrones. Protones y electrones constituyen el núcleo, los electrones forman parte de la nube extranuclear. Pero el núcleo es extremadamente pequeño respecto del tamaño total del átomo ( el radio aproximado de un átomo es en general del orden de 10 – 8 cm y el del núcleo del átomo,. unas 100000 veces menor, de acuerdo con estas cifras, si quisiéramos construir un átomo a escala, si representamos al núcleo del tamaño de la cabeza de un alfiler, le corresponde al átomo una esfera de unos 100 metros de diámetro. 5) Protones y electrones poseen carga de igual valor, pero de signo opuesto ( +, -) respectivamente, los neutrones carecen de carga eléctrica. Todos los protones , tienen en consecuencia cargas positivas de igual intensidad, los electrones también tienen cargas eléctricas del mismo valor absoluto, pero de signo contrario, como los neutrones no poseen carga y el átomo es eléctricamente neutro, en todo átomo el número de protones será igual al de electrones. El siguiente cuadro resume las propiedades de estas partículas: Partícula Símbolo Carga relativa Masa (g) Carga Eléctrica (C) Electrón Protón Neutrón ep n -1 +1 0 9,109.10-28 1,673.10-24 1,675.10-24 -1,602 x 10-19 + 1,602 x 10 -19 0 6) El número de protones de un átomo determina su número atómico y su ubicación en la clasificación periódica de los elementos. 2
  3. 3. 7) Los átomos de un mismo elemento tienen igual número de protones (igual número atómico) y poseen propiedades iguales o muy similares. Los átomos de distintos elementos tienen distinto número atómico ( o sea diferente número de protones) y difieren en sus propiedades. Todo el mundo que nos rodea, desde las estrellas más lejanas hasta los seres vivos que pueblan la tierra, los microorganismos, las montañas, el aire y los mares, están constituidos por unas 90 clases de átomos con diferentes propiedades. Y precisamente, presentan diferentes propiedades porque tienen distinto número de protones, y , consiguientemente, distinto número de electrones extranucleares. A cada elemento químico, le corresponden distinto número de protones y electrones, diferente número atómico. 8) Existen sustancias simples y compuestas, sustancias simples son aquellas que están conformadas por átomos de igual número atómico, las compuestas, están constituidas por átomos de distinto número atómico. 9) Existen sustancias no moleculares constituidas por partículas cargadas eléctricamente, que denominamos iones. Los iones están formados por un átomo o varios átomos (iguales o distintos) unidos entre si y poseen carga eléctrica ( + o - ). Número atómico y número másico Por convención internacional, el número atómico de los elementos se representa con la letra ( Z) . El número másico de un elemento que, se representa con la letra (A ) , surge de la suma del número de protones y de neutrones presentes en el núcleo de dicho elemento, el número de neutrones se representa con la letra N. La relación entre A, Z y N es por lo tanto: A=Z+N o también: N=A-Z Por convención, para representar el núclido de un elemento X , se coloca a la izquierda del símbolo químico de X como subíndice el número atómico Z que 3
  4. 4. corresponde a dicho elemento y , también a la izquierda, pero como supraíndice el número másico A. A ZX Núclidos Isótopos: son átomos de un elemento que tienen el mismo número atómico pero distinta masa atómica. Resulta fácil explicar la existencia de isótopos suponiendo que el núcleo atómico de un elemento posee un número fijo de protones y un número variable de neutrones. Los neutrones contribuyen a la masa de un átomo pero no influyen en el número de electrones necesarios para conseguir la neutralidad eléctrica. Por lo tanto un número distinto de neutrones para una mismo elemento, hace que cambie la masa de dicho elemento pero no sus propiedades químicas De esto surgen dos consecuencias importantes: a) Dos núclidos isótopos pertenecen siempre a un mismo elemento (igual Z) b) Dos núclidos isótopos difieren en el número de neutrones que contienen sus átomos Núclidos isóbaros: son átomos de diferentes elementos ( de distinto número atómico), pero de igual número másico (A) Distribución de electrones en la nube extranuclear: Es imposible establecer para un instante dado, cuál será la posición y la velocidad de un electrón de un átomo, o predecir su trayectoria alrededor del núcleo atómico. Sólo se puede hablar de probabilidad de encontrar a un determinado electrón, en un cierto lugar alrededor del núcleo. Si de alguna forma, se pudiese fotografiar a un electrón de un átomo en un instante, y se tomaran gran número de fotografías sucesivas, al superponerlas, se obtendría como resultado una nube electrónica difusa, sin límites definidos La mecánica clásica describía al átomo como un núcleo alrededor del cual se movían los electrones en trayectorias definidas , de manera similar a un sistema planetario. Pero , esta descripción no podía explicar por qué un electrón en su movimiento no pierde su energía para, finalmente ser atraído por el núcleo y chocar con él, es evidente que, la descripción de la mecánica clásica no da una explicación satisfactoria sobre esto. 4
  5. 5. Actualmente se considera que los electrones tienen un comportamiento de onda – partícula y por lo tanto su movimiento y energía se describen mediante ecuaciones semejantes a las empleadas para describir las ondas. La teoría matemática que, mediante ecuaciones diferenciales, describe el movimiento de los electrones alrededor del núcleo se conoce como mecánica cuántica o mecánica ondulatoria. Para determinar por donde se mueve el electrón alrededor del núcleo, se hace necesario resolver ecuaciones diferenciales cuyas soluciones definen la zona del espacio alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar el electrón es muy elevada(aproximadamente el 90%) y que se conoce como orbital. Además, para que esas soluciones sean coherentes con la realidad es necesario que los electrones sólo adquieran ciertos niveles de energía. Las ecuaciones de la mecánica cuántica dan lugar a introducir 4 números cuánticos que describen los estados de energía posibles para los electrones y, por lo tanto, la posibilidad de hallar dichos electrones en determinadas zonas del espacio alrededor del núcleo atómico. El número cuántico principal (n) está vinculado con el diámetro de la nube electrónica. Determina el nivel de energía y la capa electrónica a la cual pertenece el electrón dado. El número cuántico secundario o azimutal (l) , se vincula con la forma de la nube electrónica. Determina el subnivel o subcapa a la que pertenece el electrón. El número cuántico magnético (m) , se relaciona con la orientación de la nube electrónica respecto de un campo magnético exterior. Este número determina el orbital al cual pertenece el electrón. El número cuántico del spin (s), considera como si el electrón girase sobre si mismo como un trompo. Como sólo hay dos posibilidades de giro, este número puede tomar dos valores iguales, pero se signo opuesto, + ½ , - ½. Los números cuánticos (n), (m), (l) pueden tomar sólo determinados valores. El número cuántico principal (n) puede tomar valores enteros positivos entre 1 a infinito. El número cuántico secundario (l) puede tomar valores enteros de O a ( n – 1) El número cuántico magnético (m) , valores enteros positivos o negativos desde O hasta + /- (ele). 5
  6. 6. Acorde con estas restricciones si, por ejemplo, el número cuántico (n) tuviese el valor 3, existirían sólo tres valores posibles para el número cuántico secundario: 0, 1 y 2. Para cada valor del número cuántico secundario, existirían valores posibles distintos para el número cuántico magnético (m), por ejemplo para un valor de ele = 1 , -1, 0 + 1. Los diferentes valores que puede tomar el número cuántico secundario, corresponden a distintos subniveles de energía, los que se denominan respectivamente con las letras s, p, d, f , etc. Valores permitidos para n: números enteros 1, 2, 3,. para l: números enteros desde 0 hasta (n-1) para m: todos los números enteros entre +l y -l incluido el 0 para s: sólo los números fraccionarios -1/2 y +1/2 Las letras s, p, d, f identificativas de los tipos de orbitales proceden de los nombres que recibieron los distintos grupos de líneas espectrales relacionadas con cada uno de los orbitales: • sharp : líneas nítidas pero de poca intensidad • principal : líneas intensas • difuse : líneas difusas • fundamental : líneas frecuentes en muchos espectros A su vez, el subnivel (s ) se completa con dos electrones, el subnivel (p ) con seis electrones, el (d ) con 10 electrones y el ( f ) con 14. VALOR NRO CUANTICO SECUNDARIO 0 1 2 3 SUBNIV EL NUMERO DE NRO DE ELECTRONES ORBITALES s p d f 2 6 10 14 1 3 5 7 Configuración electrónica: Indica como están distribuidos los electrones de un átomo entre los distintos orbitales atómicos. 6
  7. 7. Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital. La secuencia de llenado es la siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f 14 6d 10 ¿ Por qué , antes del nivel principal de energía 3 , subnivel d ( 3d ), se coloca 4s .? Como se hizo mención anteriormente, los orbitales se van completando con electrones en orden creciente de energía, a tal efecto, para determinar el orden de la secuencia, se emplean dos reglas sencillas de carácter práctico. 1. Se suma el valor del número cuántico principal ( n) y el valor corresponde al subnivel en el cual se incorpora el electrón, en este caso: que 4s = 4+0 = 4 3d = 3+2 = 5 Se deduce fácilmente que, 5 es mayor que 4 , en consecuencia, 4s precede a 3d 2. Si la suma da por resultado un mismo valor, se ubica en la secuencia en primer término, la que responde al menor número cuántico principal; por ejemplo: 3 d y 4p 3d= 3+2 = 5 4p=4+1=5 Ambas sumas dan por resultado 5 , pero 3 ( valor de n) entonces, va primero 3d y después 4p es menor a 4, Representación de los electrones en orbitales Para visualizar la distribución de los electrones en orbitales, se puede representar cada orbital mediante un pequeño cuadrado, dividido por un línea diagonal y cada electrón mediante una flecha: El orbital puede estar: 7
  8. 8. Vacío incompleto completo En el caso del orbital completo, las flechas tienen sentido contrario para indicar que los electrones presentan spin de signo contrario El llenado de los orbítales por los electrones se realiza a partir de los niveles y subniveles en orden creciente de energía y cada electrón se incorpora a un orbital vacío H = 1s1 He = 1s2 Recordar que, por orbital se colocan únicamente dos electronesPrincipio de exclusión de Pauli Dos electrones pertenecientes al mismo orbital de un átomo no pueden tener sus cuatro números cuánticos con igual valor. Ejemplo: 1 H = n=1 l =0 m=0 s=-½ He = 2 n =1 l= 0 m=0 s=+½ Regla de Hund: No se completa un orbital hasta que haya un electrón en todos los orbitales de su subnivel. 5 B 1s 2s 2p 8
  9. 9. C 6 1s 2p 1s 2s 2p 1s 7 2s 2s 2p N O 8 Diagrama de flujo que presenta resumidamente la constitución interna de los átomos 9
  10. 10. Constitución interna de los átomos Constituidos fundamentalmente por electrones ubicados en la protones neutrones ubicados en determinan núcleo periferia número atómico determinan se representa número de masa Z se representa Asigna la identidad del elemento A Links http://www.youtube.com/watch?v=YeujZ4YWnOU&feature=related http://www.youtube.com/watch?v=YXbuo4oYwl8&feature=related http://www.youtube.com/watch?v=8XaTzA3pRiw&feature=fvw http://www.youtube.com/watch?v=NvexoH3xRTs&feature=related http://www.youtube.com/watch?v=RRn0zunXM8A&feature=related 10

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