conceptos fundamentales de quimica 2008
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CONCEPTOS FUNDAMENTALES DE LA
QUIMICA
Ing. Amado Castro Chonta 2014 Ministerio de
UniversidadesRenovadas (MUR-UNMSM)
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QUÍMICA
La química es una ciencia que estudia la transformación de la materia.
La química es una ciencia netamente experimental y cuantitativa.
La química es una ciencia central.
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1. MATERIA
Es todo aquello que nos rodea y es susceptible a los sentidos
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio (volumen) y tiene masa.
Es energía condensada. Es nueva y creación.
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MASA Y PESO MASA es cantidad de materia, es una
magnitud fundamental, básica, escalar y su valor es constante en cualquier punto del universo. Ej1. 100 kg. masa es el mismo en cualquier punto del universo.
PESO es una fuerza, W= m g / gc , es una magnitud variable, vectorial y cantidad variable que depende de la gravedad. Ej2. es decir 60 kg masa es 60 kgf peso en la tierra y solo 10 kgf peso en la luna.
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CLASIFICACION DE LA MATERIA
La materia se clasifica en mezcla y sustancia.
MEZCLA.- Es un sistema formado por dos o mas sustancias, cada una de las cuales conserva sus propiedades que la caracterizan; que pueden separarse por métodos físicos: tamizado, filtración evaporación, destilación centrifugación cristalización, etc. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas.
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MEZCLA HOMOGÉNEA
Se caracteriza por presentar una sola fase, y donde cada parte y el todo tienen la misma apariencia e igual composición, que puede variar al cambiar las condiciones. Ej3: Agua dulce; agua salada; vinagre; gasolina; ácido clorhídrico al 10%; hidróxido de sodio al 7%.
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SOLUCIÓN Tales mezclas homogéneas se
denominan solución. Una solución es una mezcla homogénea
de dos o mas sustancias, las cuales pueden variar su composición dentro de ciertos límites de presión, temperatura, etc. Ej4. Una bebida gaseosa es una solución líquida, ¿por qué?
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MEZCLA HETEROGÉNEA Se caracterizan por presentar varias
fases, y cada componente conserva sus propiedades. Ej5: agua con sílice; sal con sílice; agua con papel; hielo con agua. etc.
LOS COMPONENTES DE UNA MEZCLA se separan por métodos físicos. Ej6. El agua de una solución azucarada se separa por vaporización y al final queda el azúcar.
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Métodos de separación de mezclas:
Ej7. Las partículas sólidas que se encuentran en el aire se separan por filtración.
Ej8. Una mezcla de agua y aceite se separa por centrifugación.
Ej9. La grasa de la leche se separa por centrifugación.
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SUSTANCIA Es un material puro, de la misma
naturaleza química, de composición y estructura química definida, donde el todo y cada parte de la sustancia tienen las mismas propiedades físicas y químicas. Ej10: Oxígeno, ozono, nitrógeno, ácido sulfúrico, ácido acético, oro , calcio, cobre, azufre, etc.
UNA SUSTANCIA puede ser elemento o compuesto.
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ELEMENTOS O SUSTANCIA SIMPLE
Son sustancias que están constituidos por una sola clase de átomos que no pueden separarse en otras mas simples por métodos químicos. Ej11: todos los elementos de la TABLA PERIÓDICA y las moléculas simples como : O2, N2, H2, O3, etc.
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COMPUESTOS Son sustancias formada por dos o mas
átomos diferentes unidos por enlace químico en proporción fija y definida y que pueden separarse en sus elementos por métodos químicos. Ej12: NaCl, MgO , CO2 ,CaCO3 , H2SO4, SO3, HNO3, etc.
Las sustancias pueden ser moléculas, unidades iónicas o átomos.
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MOLÉCULA Es una sustancia constituido por átomos
de la misma naturaleza química , llamada molécula elemental, Ej13: N2, O2, H2, He, Ne; o por compuestos de la misma naturaleza química, cuyos átomos están unidos mediante enlace químico covalente, llamadas moléculas compuestas, Ej14. SO2, CO2, HCl, HNO3, H2SO4, C6H6, fenol, éter , alcohol, hidrocarburo, cetona, etc.
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ÁTOMO Los átomos son las unidades más pequeñas
de un elemento, que son capaces de combinarse consigo mismo y con otros elementos. Un átomo, un elemento se representa mediante un símbolo, que puede ser: la primera letra con mayúscula; y si tiene dos letras, la primera con mayúscula y la segunda con minúscula. Ej15: Carbono C, hidrógeno H, boro B, etc. Con dos letras: Ej16: Calcio Ca, helio He, bario Ba, etc.
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2. Unidades y Dimensiones
Para conocer un material, una forma de energía, un fenómeno (físico, químico o nuclear , etc.), primero es necesario recoger información, datos que es el conjunto de mediciones.
Para medir se usa una unidad de medida, es decir, una dimensión es una propiedad que puede medirse tal como una longitud, el tiempo, la masa o la temperatura.
Las unidades medibles son valores específicos de dimensiones que se han definido por convención, costumbre o ley.
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¿Cómo se usan las Unidades?
Las unidades se usan como símbolos algebraicos:
1.- Los términos sumandos se suman o restan sólo si tienen las mismas unidades.
Ej17. 3 m+ 10 Pa- 5 W Ej18. 3 psia+ 10 Pa Ej19. 10 Pa- 3 Pa+ 15 Pa = 22 Pa
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2.- Las unidades se multiplican y/o dividen siempre que el resultado concuerde con la realidad.
P1. Determinar el volumen del salón de clase cuyas medidas son: (4)x(5)x(3) m ?
P2. Un auto recorre 220 km en 100min ¿Calcular la velocidad del auto?
P3. Se tiene 120 Gg de arroz y se quiere poner en bolsitas de 500 g. ¿Cuántas bolsitas se necesitan para esta operación?
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Las unidades se elevan a potencia o se extraen raíz.
3.- Las unidades se pueden elevar a potencia o extraer raíz, siempre que el resultado concuerde con la realidad.
P4. Calcular la masa de agua en kg que hay en un recipiente de forma cúbica. (L= 8m)?
P5. Determinar la velocidad de una piedra de 100 kg. que cae desde una altura de 250m, en el instante antes que choque el suelo?.
En resumen, las unidades se usan como símbolos algebraicos, es decir se aplica las propiedades de los símbolos algebraicos.
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2.- Factor de Conversión
Un factor de conversión es el cociente indicado que expresa una relación de:
1. Equivalencia de unidades
Ej20. 1atm = 101 325Pa = 101,325kPa
1atm = 10,33m H2O = 14,696psia
1atm = 14,696 lbf /plg2
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Continua factor de conversión
2. Equivalencias estequiométricas: Ej21. Combustión completa del
metano CH4+ 2O2 CO2 + 2 H2O
3. Equivalencia de concepto: Ej22. Densidad = Masa/Volumen Molaridad = mol/Litro
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3.- Sistemas de Unidades
SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES (SI): Es el uso de un mismo sistema de unidades ( un solo lenguaje universal) por todos los países para que la comunicación de Ciencia, Ingeniería y Tecnología sea una y fluida. El sistema internacional de unidades comprende:
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Magnitudes básicas y unidades básicas.
a) Unidades Básicas: Son unidades fundamentales, independientes y no geométricas. En el SI, son siete las unidades básicas:
Magnitud física Unidad Símbolo
Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Intensidad de corriente eléctrica amperio A Temperatura kelvin KCantidad de sustancia mol molIntensidad luminosa candela cd
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Magnitudes suplementarias y derivadas:
b) Unidades Suplementarias: Son unidades fundamentales, independientes y geométricas. Son dos:
Angulo Plano radián rad Angulo Sólido estereorradián src) Unidades Derivadas: Son unidades que
se generan de las unidades fundamentales, mediante operaciones algebraicas y que el resultado concuerde con la realidad del fenómeno en estudio.
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Ejemplos de unidades derivadas:
Magnitudes físicas Expresada en unidades derivadas básicas
Área m2
Volumen m3
Aceleración m/s2
Fuerza kg. m/s2
Velocidad angular en el plano rad/sVelocidad angular en el sólido sr/sVelocidad lineal m/sPresión Pa = kg/ m s2
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d) Unidades Múltiplos: Los objetos de la naturaleza son macro y micro, por lo tanto es necesario manejar macro unidades y micro unidades. Las unidades múltiplos usan prefijos que son base potencia de 10.
Longitud (m): Em Pm Tm Gm Mn km m mm µm nm pm fm
am 1018 1015 1012 109 106 103 1 10-3 10-6 10 -9 10-12 10-15 10-
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Masa (kg): Eg Pg Tg Gg Mg kg g mg µg ng pg fg
ag1018 1015 1012 109 106 103 1 10-3 10-6 10 -9 10-12 10-15 10-18
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Ej23. de unidades múltiplos:
Tiempo (s) Es Ps Ts Gs Ms ks s ms µs ns ps fs as1018 1015 1012 109 106 103 1 10-3 10-6 10 -9 10-12 10-15 10-18
Presión (Pa)EPa PPa TPa GPa MPa kPa Pa mPa µPa nPa pPa fPa aPa 1018 1015 1012 109 106 103 1 10-3 10-6 10 -9 10-12 10-15 10-18
Energía ( J )EJ PJ TJ GJ MJ kJ J mj µJ nJ pJ fJ aJ1018 1015 1012 109 106 103 1 10-3 10-6 10 -9 10-12 10-15 10-18
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4. Densidad La densidad de un material es el cociente
indicado de la masa del material con su volumen.
Densidad = Masa/Volumen El volumen de una sustancia pura y
homogénea depende de la temperatura y la presión V= f (T, P) entonces D= f (T, P).
En los sólidos o líquidos el V= f (T) entonces la D= f (T); y para los gases el V= f (T, P) entonces D=f (T, P) .
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Ejemplos de la densidad del agua y del aire:
T(K) H20 (L) Aire seco a la presión
D (kg /m3) atmosférica D (kg/m3)
273 999.3 1,252 293 999,2 1,164 313 992,2 1,092 333 983,2 1,025 353 971,8 0,968 373 958,4 0,916
La densidad del agua líquida depende de la temperatura, en cambio la densidad del aire depende de la temperatura y de la presión.
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Densidad Relativa (Dr) de sólidos o líquidos:
Para los sólidos o líquidos la Dr = DT / Dref
La densidad de la sustancia de referencia es el agua a la temperatura de 40C, entonces sus valores en los diferentes sistemas es:
DH2O =1000 kg/m3 =1,000 g/cm3 = 62,4287 lb/pie3
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Preguntas de auto evaluación
P6. Determinar la Dr del agua líquida a diferentes temperaturas?
P7. Determinar la D del agua líquida a 920C y exprese en tres diferentes sistemas unidades?
P8. A 200C la Dr del oro es 19,300 sin pulir ¿Qué volumen ocupa 10 kg de lingote de oro?
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Densidad relativa de gases (Dr)
Para los gases la sustancia de referencia es el aire a condiciones normales de presión y temperatura ( CN ), es decir la presión es 1 atm y la temperatura es 0ºC
Entonces para los gases la densidad relativa es: Dr = DTP
gas / DCNaire
La Daire (CN) = 1,289 g/L = 1,289 kg/m3
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Preguntas de auto evaluación:
P9. Determinar la Dr del aire seco a diferentes temperaturas?
P10. ¿Cuántos gramos de aire seco a: a) 220C, 35ºC, c) 69ºC, y d) 105ºC y 1 atm está contenido en un ambiente de (6m)x(20mx2,50m?
A) Calcule la densidad del aire seco. B) Calcule el volumen del ambiente. C) Calcule la masa de aire seco en el
ambiente.
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Preguntas de auto evaluación:
P11. Una sustancia sólida a 20ºC tiene una D20
r =0,669 y una D =0,669 g/cm3, entonces se observa que tienen el mismo valor numérico.
Las densidades relativas de las sustancias y materiales comerciales están tabulados en el Chemical Enginniers Handbook en la Pág. 3-
P12. Calcular la DHg a 20ºC en tres sistemas diferentes y su volumen en pie3 ocupados por 560 kg de mercurio?
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Lord Kelvin
(1824-1907)
Anders Celsius (1701-1744).
Daniel Fahrenheit
(1686-1736)
W. J. Rankine
(1820-1872)
Antoine Reamur (1683-1757)
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5. TEMPERATURA
Es una medida de la cantidad de energía sensible almacenada en la masa del material, capaz de trasmitir a otro medio.
Hay diferentes tipos de termómetros que sirven para medir la temperatura de un material.
Hay dos escalas de temperatura: escala relativa y absoluta.
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Escalas de temperatura
La escala relativa de temperatura son: los grados celsius (ºC) y los grados fahrenheit (ºF ), por estar referidos a un cero arbitrario, elegidos por conveniencia.
La escala absoluta de temperatura son: los grados kelvin (K) y los grados rankine (R), por estar referidos al cero absoluto de temperatura.
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Diagrama de escalas de temperaturas
Figura 19.1: Os pontos de referência nas diferentes escalas
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Tamaño, rango, incremento, diferencia de temperaturas:
P13. Demostrar que: a) 100 K = 100ºC = 180ºF = 180 R b) 1K = 1ºC = 1,8ºF = 1,8 R c) 1ºF = 1 R y 1ºC = 1 K P14. Se calentó 50 kg de agua líquida
de 20ºC a 70ºC. ¿ Calcular este incremento de temperatura en ºC, ºF, K, y R ?
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Transformación de unidades:
P15. Demostrar que : K – 273,15 = R- 491,67 = ºC = ºF– 32 100 180 100 180
P16.Demostrar las siguientes ecuaciones: a) ºF = 1,8 ºC+32 c) R = 1,8ºC+491,67 b) K = ºC+273,15 d) R = 1,8K P17.A qué temperatura los grados Celsius y
los grados Fahrenheit tienen el mismo valor?
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PRÁCTICA DIRIGIDA P18. Se ha inventado una nueva escala de
temperatura en la que el punto de fusión de un material es 100ºC y el punto de ebullición es 360ºC que se toman como 0ºS y 100ºS respectivamente; donde ºS es el símbolo para la nueva escala de temperatura. a) Derivar una ecuación que relacione la nueva escala de temperatura ºS con la escala Celsius. b) Que lectura daría este termómetro a la temperatura ambiente de 20ºC y 100ºF.
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PRACTICA DIRIGIDA P19. ¿ Qué temperatura en ºC resuelve
la expresión 3ºC – K = 5ºF –R ? P20. El volumen de una barra de hierro
varía V (cm3)= 105+0,003 58 (ºC). a) ¿Cuáles son las unidades de las constantes 105 y 0,003 58? b) ¿Calcular el volumen de una barra en m3 a una temperatura de 660 K?, c) ¿Derivar una ecuación en el SI.?
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6. PRESIÓN (P)
Presión es el cociente de una fuerza (F) perpendicular a una superficie (A) sobre la cual
actúa: P = F/A. La P y F son vectores. Las unidades de PRESIÓN son unidades de
fuerza por unidad de área, que también se expresan en unidades de altura de líquido manométrico: Pa = N/m2; dina/cm2; psi= lbf/pulg2; m H2O (4ºc); cm Hg (0ºC); mm Hg (0ºC).
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PRÁCTICA DIRIGIDA P21.Un recipiente contiene un fluido líquido de D
(kg/m3), y tiene una altura de h (m). Determine su presión en la superficie de separación y en el fondo del recipiente. Solución:
La presión en el nivel A, PA, que es la superficie de separación del fluido líquido con el aire es PA= P0
Ej24. La presión atmosférica (Po) de Lima es 756 mmHg. ¿Cómo se mide?
La presión atmosférica (Po), depende de la altitud, latitud y de la temperatura.
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PRESIÓN ESTANDAR Es la presión atmosférica medido a nivel del
mar, latitud 45º y a 0ºC; que se usa en la conversión de unidades en todos los problemas de: ciencia, ingeniería,…:
1 atm= 101 325 Pa= 101,325 kPa = 1,033 kgf/cm2= 10,33 m H2O (4ºC)= 14, 696 lbf/ pulg2= 14,696 psi = 760 mm Hg = 76 cm Hg = 29, 921 pulg Hg (0ºC)
Entonces la presión en el fondo del recipiente del P21, nivel B, es PB = P0 +Pman; donde Pman es la presión manométrica, y Pman = D g h /gc.
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Otros conceptos de Presión
Presión atmosférica (Po).- es la presión del aire, del medio atmosférico del lugar que nos rodea y que varía día a día.
Presión Barométrica.- Es lo mismo que presión atmosférica. Se llama así porqué se utiliza un barómetro para medir la presión atmosférica.
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Otros conceptos de Presión:
Presión absoluta (P). Es una medida de la presión con respecto al vació total: P = Pman + Po
Presión manométrica (Pman). Es la presión medida con respecto a la presión atmosférica , o cualquier otra presión de referencia: Pman = Dhg/gc.
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Práctica de evaluación: Vacío.- Es un método de expresar
las presiones menores que la presión atmosférica, o respecto a una presión de referencia. La presión de vació es una presión manométrica negativa.
P22. Un manómetro marca -30 cm Hg. ¿calcular su presión de vació y presión absoluta?
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Práctica de evaluación:
P23. la presión manométrica de un gas contenido en un balón es -55 mm Hg. ¿Expresar esta presión en otras dos formas?.
P24.
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7. MODELOS ATÓMICOS Los modelos atómicos explican la estructura
interna del átomo. 7.1 MODELO ATÓMICO DE DALTON.- La
teoría atómica de John Dalton se publicó en el período 1803 a 1807. Los postulados básicos de este modelo son : a) Cada elemento está compuesto de partículas extremadamente pequeñas llamada átomos. b) Todos los átomos de un elemento son idénticos.
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7.1 Modelo atómico de Dalton
c) Los átomos de diferentes elementos tienen distintas propiedades incluyendo diferente masa. d) Los átomos de un elemento no pueden ser transformados en otro tipo de átomos. Los átomos no pueden ser creados, ni destruidos. e) Los compuestos se forman cuando los átomos de más de un elemento se combinan. f) En un compuesto, el número relativo y la clase de átomos son constantes.
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ÁTOMO Los átomos son las unidades más
pequeñas de un elemento que son capaces de combinarse con otros elementos.
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Radiactividad Henri Becquerel en 1896 descubrió que
ciertos minerales producían radiación espontánea y a este fenómeno lo llamó RADIACTIVIDAD.
Años más tarde Ernesto Rutherford descubrió tres tipos de radiación: Los rayos son corrientes de electrones (e-) de alta velocidad; los rayos son partículas de helio ionizado; y los rayos son radiaciones de alta energía.
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Propiedades de las radiaciones:
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Sustancias radiactivas Las sustancias radiactivas pueden emitir
espontáneamente uno, dos o tres tipos de radiaciones, en diferentes cantidades: Ej25. El Ra emite 3 rayos . Ej26. El Pu emite un rayo . Ej27. El Sr emite un rayo . Ej28. El Co emite un rayo .
Pierre Curie y su esposa Marie descubrieron un nuevo elemento, el radio y comprobaron que este elemento era un millón de veces más radiactivo que el uranio.
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Elementos radiactivos naturales.-
Estos elementos son el Ra, U, Th, Po, Rn, y otros 40 elementos más. Estos elementos radiactivos tienen la propiedad de desintegrarse naturalmente en otros elementos porque en su núcleo existe una mayor proporción de neutrones vs protones.
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7.2 Los rayos catódicos y los electrones:
Los rayos catódicos es el resultado de bombardear el cátodo de un tubo de rayos catódicos con iones positivos de gran energía cinética. Estos rayos viajan en línea recta, tienen masa y carga negativa.
En 1897 el físico J. J. Thomson midió la carga eléctrica (q) vs. masa (m) de los
rayos catódicos q/m = 1,76 x108 C/g.
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Tubos de rayos catódicos
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Carga de un electrón En 1909 Robert Millikan determinó la carga
de un electrón, midiendo el efecto de un campo eléctrico sobre la velocidad con que las partículas de aceite cargadas caían por el efecto de la gravedad, que depende del tamaño y su masa. Millikan descubrió que la carga ejercida sobre las gotitas de aceite era un múltiplo entero de 1,60x10-
19 C = q. Entonces la masa del electrón es m = 9,11x10-28 g.
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Experiencia de Millikan para medir la carga de un electrón
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7.3 Modelo atómico de Rutherford y el átomo nuclear:
En 1911 Rutherford y colaboradores realizaron una serie de experimentos, al bombardear con rayos una lámina delgada de Au y anunció los siguientes postulados: a) Que toda la carga positiva y la mayor parte de la masa de un átomo se encuentra en una zona central, pequeña, extremadamente densa, conocida como núcleo. b) La mayor parte del volumen total del átomo es espacio vacío en el cual los electrones se mueven alrededor del núcleo.
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Postulados del modelo atómico de Rutherford.
Esto demuestra que la materia es discontinua y c) Todo átomo es eléctricamente neutro, es decir que el número de protones es igual al número de electrones.
Este modelo no explica: a) Que el electrón al girar alrededor del núcleo perdería energía y entraría en una orbita espiral hasta caer en el. Esto haría que el átomo fuera inestable y se autodestruyera. Y b) este modelo no explica los espectros de línea de las sustancias
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Experimento de Rutherford
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7,4 Descubrimiento de los neutrones.-
James Chadwick en 1932 encontró que cuando el metal berilio era bombardeado con partículas , este emitía una radiación muy penetrante, que eran partículas eléctricamente neutras con una masa ligeramente más grande que los protones (1
1p+). Experimentos posteriores demostraron que todos los elementos a excepción del hidrógeno 1, contienen neutrones que están en el núcleo del átomo conjuntamente con los protones.
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Propiedades de las partículas subatómicas.
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7.5 Número atómico y número de masa.
Número atómico (Z). Es el número de protones que se encuentra en el núcleo de un átomo, que marca la identidad de un elemento. Por ser el átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones.
Número de masa (A). Es la suma del número de protones y neutrones (n) que están en el núcleo de un átomo: A = Z + n
P25. ¿ Cómo se representa el núcleo de un átomo y cómo se llama?
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ISÓTOPOS
Son variedades de átomos de un mismo elemento, que teniendo el mismo número atómico (Z) tienen diferentes números de masa (A)
P26. ¿ Cuántos protones y neutrones hay en cada núcleo del hidrógeno 1, 2, y 3; y represéntalo?.
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Práctica de auto evaluación
P27. En la naturaleza existen realmente 3 núclidos distintos que son isótopos del neón: Ne 20 ( 90,9%), Ne 21 ( 0,3%),y Ne 22 (8,8% de abundancia en la naturaleza). Determinar la: a) cantidad de protones y neutrones que hay en cada núclido y represéntelos y, b) masa atómica del neón.
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Práctica de auto evaluación
P28. En la naturaleza existen realmente dos núclidos distintos que son isótopos del carbono: 12C 12,000 00 u 98,89% abundancia 13C 13,003 35 u 1,11% abundancia Determinar: a) el número de protones, neutrones y símbolos de cada núclido, b) la masa atómica del carbono y compare con el valor de tabla.
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Masa Atómica (M) Masa atómica es masa relativa de un
elemento, porque, es el valor medio del % de abundancia de sus isótopos en la naturaleza y además la masa de cada isótopo se compara con la masa atómica del carbono 12 radiactivo, su valor es 12,0000 u; donde u es unidad de masa atómica unificada. Ecuación: M= ( %1M1 + %2M2 + %3M3 ) / 100
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Mol Mol es la cantidad de especie química, o
partículas subatómicas, o radiación que contiene tantas entidades idénticas ( átomos, moléculas, electrones, iones, fotones, cuantos de luz, etc.). 1mol = 6,022x 1023 entidades idénticas.
Ej29. 1mol Na = 6,022x1023 átomos de Na Ej30. 1mol Na+ = 6,022x1023 iones Na+
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Ejemplos de mol :
Ej31. 1mol O = 6,022x1023 átomos O = 16 g Ej32. 1mol O2 = 6,022x1023 moléculas O2= 32 g Ej33. 1mol O-2= 6,022x1023 iones O2- = 16 g Ej34. 1mol H2SO4 = 6,022x1023 moléculas = 98g Ej35. 1mol CaO = 6,022x1023 uf CaO = 56 g Ej36. 1mol CaCO3 = 6,022x1023 uf CaCO3 =
100 g CaCO3 Ej37. 1mol fotones = 6,022x1023 fotones
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Problemas de auto evaluación
P29. ¿ En una gota de agua líquida cuántas moléculas de agua hay?. Un ml de agua contiene 20 gotas.
P30. ¿ En 9,8 pg de ácido sulfúrico, cuántas moléculas hay ?.
P31. ¿ Cuántos mg de CaO hay en 6,022x1010 uf CaO ?
P32. ¿ Cuántas moles, uf y iones calcio hay en 5 kg de CaCO3 ?
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8. Estructura electrónica Para explicar el comportamiento de los electrones
y de otras partículas muy pequeñas (microscópicas) se desarrolla una teoría nueva, la Mecánica Cuántica.
Se discutirá las ideas básicas más elementales de la Mecánica Cuántica y esta servirá para una mejor comprensión del comportamiento de los electrones en los átomos, moléculas, y compuestos iónicas, y en consecuencia de los enlaces químicos.
Los orígenes de la Mecánica Cuántica está en el intento de explicar la naturaleza de la luz y de sus interacciones con la naturaleza.
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Radiación Electromagnética
Son todo los tipos de energía radiante, como calor proveniente de una vela, de una chimenea encendida, la luz reflejada por la nieve, los rayos X, etc. Que se mueve a través del vacío a una velocidad de 2,997 925x105 km/s, llamada velocidad de la luz (c), para nuestro propósito se redondeará a 300 000 km/s = 3x108 m/s = 3x1010 cm/s = 3x1018 ºA/s = 3x1017 nm/s = 3x1020 pm/s.
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Propiedad electromagnética de la luz.
Maxwell en el año 1873 demostró teóricamente que la luz visible consistía de ondas electromagnéticas. Una onda electromagnética presenta dos componentes: el campo magnético y el campo eléctrico. Estos tienen las mismas longitudes de onda ( ), frecuencia () y amplitud, pero ellos vibran en dos planos perpendiculares entre si.
Una Onda se puede considerar como una perturbación vibración al, por medio de la cual se trasmite energía.
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Características de una onda
La longitud de una onda () es la distancia entre dos crestas sucesivas o entre dos puntos idénticos consecutivos y adyacentes.
Una cresta, son los puntos máximos de una onda. Un ciclo, es el recorrido de una onda, de una
cresta a otra cresta , o de un punto a otro punto equivalente adyacente y vecino.
La frecuencia de una onda (), es el número de ciclos que pasan por un punto dado en la unidad de tiempo y se mide en hertzio ( 1Hz = 1s-1).
AMADO CASTRO 79
Ecuación de onda electromagnética
Ej38. L a frecuencia de una estación de radio puede expresarse como 822 kHz = 8,22x105 ciclos /s = 8,22x105 s-1 .
Amplitud, es la distancia vertical de la línea media de la onda a la cresta o valle.
La frecuencia y la longitud de onda son
inversamente proporcionales: = c
AMADO CASTRO 80
P33. Dibuje dos ondas diferentes y señale sus características.
AMADO CASTRO 81
AMADO CASTRO 82
Problemas de auto evaluación
P34. Una emisora de radio emite una frecuencia de 900 .kHz. ¿ Cuál es la de la radiación electromagnética emitida por el trasmisor?.
P35. Los colores que compone la luz visible varía en longitud de onda desde 400 nm a 750 nm. ¿ Cuál es el intervalo correspondiente de frecuencia en hertzio entre la luz violeta y la luz roja ?.
AMADO CASTRO 83
Problemas de auto evaluación
P36. La luz amarilla que produce una lámpara de sodio tiene una de 589 nm. ¿ Cuál es la frecuencia de esta radiación.?
P37. La de la luz de un semáforo es 522 nm. ¿ Cuál es el color y la frecuencia de esta radiación. ?
AMADO CASTRO 84
Teoría cuántica de Max Planck de la radiación electromagnética
En 1900 Max Planck rompió con la Teoría ondulatoria de la luz, al sostener que la radiación electromagnética no era de naturaleza continua, sino más bien discontinua; y que los átomos y la moléculas solo podían emitir o absorber energía en cantidades discretas, como pequeños paquetes o fardos; y lo llamo cuanto o fotón, a la mínima cantidad de energía que podía ser emitida o absorbida en forma de radiación electromagnética.
AMADO CASTRO 85
La energía de la radiación electromagnética (E) es directamente proporcional a su frecuencia de onda (): E = h donde h es la constante de Planck : h = 6,63x 10-34 J.s/fotón = 6,63x10-27 erg.s/fotón = 6,63x10-34 kg.m2/fotón.s = 6,63x10-27 g.cm2/fotón.s Otros datos: 1J = 107 erg 1ev = 1,602x10-12 erg
AMADO CASTRO 86
Práctica de auto evaluación
P38. ¿ Calcule el mínimo incremento de energía, cuanto de energía, que un objeto puede absorber de una de luz verde, = 522 nm.
AMADO CASTRO 87
El Espectro Electromagnético
Es la gama completa de ondas electromagnéticas. La luz visible o espectro visible son radiación con longitudes de onda comprendidas entre 4x10-7 (color violeta) y 7,5x10-7 m (color rojo). Los rayos X tienen longitudes de onda tan cortas como 10-13 m. las ondas de radio tienen = 1km. Cuando la luz blanca se hacen pasar a través de un prisma de vidrio, se descompone en una banda de colores que van desde la luz roja hasta la luz violeta.
AMADO CASTRO 88
Práctica de auto evaluación
P39. Calcular la energía de la radiación electromagnética de una mol de cuanto de: a) la luz de color violeta y rojo; b) los rayos X; c) la luz de un semáforo de 522 nm; d) una emisora de radio de 750 kHz de frecuencia.
P40. Una luz de neón emite radiación con una longitud de onda de 616 nm. ¿ Cuál es la frecuencia de esta radiación y su energía radiante por mol de cuanto de luz?
AMADO CASTRO 89
Práctica de auto evaluación
P41. Solo una fracción de la energía eléctrica suministrada a un foco de tungsteno se convierte en luz visible. El resto de la energía se manifiesta como radiación infrarroja (calor). Un foco de 75 W convierte 15% de la energía suministrada en luz visible (suponer que la l = 550 nm). ¿ Cuántos fotones emite el foco por segundo?.
AMADO CASTRO 90
Práctica de auto evaluación
P42. La clorofila absorbe luz azul con l = 460 nm, y emite luz roja con l = 660 nm. ¿ Calcular el cambio de energía neto en el sistema clorofílico (en kJ) cuando de absorbe un mol de fotones de 460 nm y se emite un mol de fotones de 660 nm?.
P43. Cuando el cobre es bombardeado con electrones de alta energía, se emiten rayos X. Calcular la energía en julios asociada alos fotones, si la longitud de onda de los rayos X es 0,154 nm.
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Efecto Fotoeléctrico Consiste en hacer incidir un haz de luz (E) de
cierta frecuencia, sobre una superficie metálica en el vacío. Este fenómeno producirá una emisión de electrones que sale del metal, con cierta energía cinética, que son atraídos por el electrodo positivo. Parte de la energía recibida por el electrón, la utiliza para vencer las fuerzas que lo mantienen unido al metal (Eo), a esto se llama energía umbral, función trabajo, o energía crítica. La energía cinética de los electrones (Ec) con que salen del metal solamente depende de la frecuencia de onda de luz incidente que produce el efecto fotoeléctrico.
AMADO CASTRO 92
Ecuaciones del efecto fotoeléctrico
E = Eo + Ec h = ho + 0,5 m v2
v2 = (2h/m)(o) v2 = (2hC/m)( 1/ – 1/o) v2 = (2hC/m)( – o ) Donde: o es longitud de onda umbral, o es
frecuencia de onda umbral, v es velocidad del electrón, = 1/ es Nº de onda de la radiación electromagnética y o = 1/o es Nº de onda umbral.
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Continuación del efecto fotoeléctrico.
En 1905, cinco años después de que Planck presentara la Teoría Cuántica, Alberto Einstein la uso para resolver el misterio del Efecto Fotoeléctrico. Los experimentos habían demostrado que ciertos metales cuando se expone a la luz arrancaban electrones desde su superficie. Entonces un rayo de luz no solo es onda sino un rayo de partículas llamadas fotones. Ej38. La luz roja de baja frecuencia produce el efecto fotoeléctrico en el elemento Cs, metal alcalino de menor potencial de ionización; mientras que para el Mg se necesita luz violeta, energía más elevada.
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P44. Presentar un diagrama del efecto fotoeléctrico
AMADO CASTRO 95
Práctica de auto evaluación
P45. Cuando se hace incidir luz de 300 nm de longitud de onda sobre la superficie del Na, se emiten electrones con una energía cinética de 1,68x105 J/mol. Calcular : a) la energía mínima necesaria para extraer un e- del sodio metálico?. b) ¿ la longitud máxima de la luz que puede dar lugar a la emisión de un fotoelectrón?.
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Espectros atómicos Cuando se calientan los metales alcalinos, o
compuestos de los metales alcalinos a temperaturas elevadas en una llama muy caliente, la llama adquiere colores muy diferenciados que son característicos de cada metal. Ej39. Rojo en el caso del litio, amarillo en el sodio, lila en el potasio, etc.
Si la luz emitida por un metal, calentada a la llama, se hace pasar a través de un colimador ( para conseguir que se forme un haz estrecho) y luego a través de un prisma de vidrio, se obtiene un conjunto de líneas espectrales, llamada Espectro Atómico.
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P46. Presentar un diagrama del espectro atómico:
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Espectros de emisión Los espectros de emisión de las sustancias es la
radiación emitida por estas, ya sea continua o en forma de líneas, que se obtienen al suministrarles energía térmica o energía eléctrica a una sustancia. Ej40. Una barra de hierro al rojo caliente o blanco caliente presenta espectro de emisión continua.
Los espectros de emisión del sol y de los sólidos calientes son continuos, porque toda las longitudes de onda de la luz están representadas en el espectro. Por otro lado los espectros de emisión de los átomos en fase gaseosa solo emiten luz de algunas longitudes de ondas específicas, llamadas espectros de emisión, por la aparición de líneas brillantes en el espectro.
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Aparatos para estudiar los espectros de emisión de átomos y moléculas gaseosas
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Es un dispositivo experimental para estudiar los espectros de emisión de átomos y moléculas gaseosas. A medida que los electrones fluyen del electrodo negativo al electrodo positivo, chocan con el gas, produciendo la emisión de luz por la sustancia. Esta luz emitida se separa en sus componentes cuando pasa a través de un prisma de vidrio. Cada componente colorido es una raya y se presenta en una posición definida en el espectro que corresponde a una determinada longitud de onda. Estas imágenes coloridas se llaman líneas espectrales
Cada elemento tiene un espectro de emisión único y se usan en análisis químico para proporcionar información importante y estudiar la estructura electrónica de los átomos y moléculas.
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Espectro del átomo de hidrógeno
Conociendo el espectro de un átomo es posible llegar a deducir cuales son los niveles de energía de los electrones del átomo. El hidrógeno es el átomo más sencillo, entonces presenta el espectro más simple. Las líneas espectrales del hidrógeno aparecen en las regiones visibles, ultravioleta e infrarrojo que se registran en una película fotográfica adecuada.
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Continuación del espectro del átomo de hidrógeno.
Cada línea del espectro del átomo de hidrógeno corresponde a un nivel de energía que se designa mediante un número cuántico principal, n, que puede tomar cualquier valor entero positivo, n = 1,2,3... Si n = 1 corresponde al nivel más bajo de energía, es E1 = -2,179x10-18 J/fotón llamado estado basal del hidrógeno. Si n = 2 es el segundo nivel de energía, y E2 = (- 2,179x10-18 J/fotón)/22 igual a E2 = -5,448x10-19 J/fotón, llamado estado excitado. Entonces el hidrógeno presenta diversas series espectrales de emisión que se expresa mediante la ecuación En = (- 2,18x10-18 J/fotón)/n2
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Series espectrales del hidrógeno
Serie nf ni Región del espectro Lyman 1 2,3,4,… ultravioleta Balmer 2 3,4,5,… visible y ultravioleta Pashen 3 4,5,6,… infrarrojo Brackett 4 5,6,7,… infrarrojoP46. Demostrar la ecuación de energía: a)
E = Ef-Ei = (2,179x10-18 J/fotón)( 1/ni2 – 1/ nf2) para que un electrón pase de un nivel inicial al nivel final de energía en el espacio atómico. b) E = Ef –Ei = (1312 kJ/mol)( 1/ni2 – 1/nf2)
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P46. Graficar las series espectrales del átomo de hidrógeno:
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Modelo atómico de Bohr del átomo de hidrógeno:
En 1913 Niels Bohr postulo que el electrón (e-) se mueve alrededor del núcleo, en niveles de energía llamada orbita: 1) La energía del e- en el átomo está quantizado, es decir no puede adoptar cualquier valor. 2) La emisión y absorción de luz por los átomos se explica por el transito del e- entre dos de los estados energéticos permitidos. 3) En un átomo existe un estado de mínima energía llamado estado basal. 4) El radio de una orbita del hidrógeno es r= 52,9 n2 pm. Ej41 Si n =1 entonces r1 = 52,9 pm.
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Continuación del modelo atómico de Bohr :
5) el número entero n, número cuántico principal, es suficiente para especificar la orbita del e- y su energía. Si n crece, el e- gira mas lejos del núcleo y con mayor energía.
El núcleo es unas diez mil veces menor que el átomo mismo. Dátomo = 10 000 DNúcleo
El modelo de Bohr conduce a buenos resultados para el átomo de hidrógeno y predice en forma correcta para el comportamiento del e- en el átomo de hidrógeno, y no predice en forma correcta para átomos con muchos electrones.
AMADO CASTRO 107
Práctica de auto evaluación
P47. Calcular la energía emitida al pasar un e- desde el nivel n = 4 hasta el nivel n = 2 y viceversa en el átomo de hidrógeno. Si esta energía se emite en forma de un fotón, ¿ cuál es la del fotón ?, ¿cuál es su frecuencia?
P48. Calcular la máxima y la mínima longitud de onda de cada serie : a) Lyman, b) Balmer, c) Pashen y 4) Brackett.
AMADO CASTRO 108
Práctica de auto evaluación:
P49.Considerar los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético: E4 = -1x10-19 J; E3 = -5x10-19 J; E2 = -10x10-19 J; y E1 = 15x10-19 J. A) ¿ cuál es la del fotón para excitar un e- desde E1 a E4?. B) ¿ cuál es la energía en julios que debe tener un fotón para excitar un e- desde el nivel E2 al nivel E3?. C) Cuando un electrón baja del nivel E3 al nivel E1 se dice que el átomo experimenta una emisión. ¿ calcular y del fotón emitido en este proceso?.
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Principio de incertidumbre de Heisenberg.
En 1927 Werner Heisenberg postuló el si el siguiente principio: por ser el e- de un átomo onda partícula es imposible determinar en forma simultánea su posición (X) y momento (P) por se el e- una onda. Cuanto más exactamente se conoce uno de ellos, mayor es la indeterminación sobre la otra. Entonces al existir una incertidumbre para determinar simultáneamente la posición y velocidad del e-, este no se podría mover en orbitas fijas, que contradice a la naturaleza ondulatoria del e-. Por esto se abandono el modelo de Bohr.
AMADO CASTRO 110
Modelo mecánico cuántico del átomo.
En 1926 Erwin Schorödinger utilizó la ecuación de De Broglie, = h/ m. v para desarrollar una ecuación que describe al e- en términos de su carácter de onda. Cuando la ecuación se resuelve para el e- en el átomo hidrógeno, se obtiene una serie de funciones de onda relacionadas con los números cuánticos. Cada función de onda corresponde a un estado de energía definido para el e- y esta relacionado con una región en la cual existe la máxima probabilidad de hallarlo.
AMADO CASTRO 111
Continuación del modelo mecánico cuántico del átomo:
La función de onda describe lo que se llama un orbital (llamado así para distinguirlo de la orbita de Bohr).
“Un orbital atómico es la región espacial en la que existe la mayor probabilidad encontrar un electrón” y para describir su comportamiento se usa cuatro números cuánticos.
AMADO CASTRO 112
Números Cuánticos : Los números cuánticos describen el estado
probable de un e- en el espacio atómico, haciendo posible establecer el ordenamiento electrónico de cualquier átomo, llamado configuración electrónica. Los números cuánticos describen los niveles de energía (n) y la forma de las regiones, orbitales (l), y su orientación espacial (ml ó m) para un electrón que gira alrededor de su propio eje llamado espín (ms ó s) en el espacio orbital atómico.
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Número cuántico principal (n) y número cuántico secundario:
n: llamado número cuántico principal, que describe la energía de un electrón en el espacio orbital atómico y se llama nivel de energía (n) y puede tomar cualquier valor entero positivo, n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, …,
l: llamado número cuántico secundario, azimutal o momento angular, que describe el subnivel de energía y la forma de la región del espacio orbital que contiene al e-. l toma (n) valores desde cero hasta (n -1). Ej42. Tipos de orbital:
AMADO CASTRO 114
Ej42. Tipos de orbitales En el primer nivel de energía, n=1, encontramos
un tipo de orbital l=0 y se llama orbital s. En el segundo nivel de energía, n=2,
encontramos dos tipos de orbitales: l=0 y l=1; y se llaman orbitales s y p respectivamente.
En el tercer nivel de energía, n=3, encontramos tres tipos de orbitales: l=0, l=1 y l=2; y se llaman orbitales s, p y d respectivamente.
En el cuarto nivel de energía, n=4, encontramos 4 tipos de orbitales: l=0, l=1, l=2 y l=3; y se llaman orbitales: s, p, d, y f respectivamente. Etc.
AMADO CASTRO 115
Número cuántico magnético
ml ó m: Número cuántico magnético, que indica la propiedades magnéticas de un e- y que describe la orientación de este en el espacio orbital atómico. Para cada valor de l encontramos valores de ml que van de (-l,-l+1,…,-1,0, +1, +2,…,+l).
Orbitales del primer nivel de energía:
n=1 __ l= 0 1s
0
AMADO CASTRO 116
Orbitales del nivel dos de energía:
__ __ __ -1 0 +1 l= 1 2pn=2 __ 0 l= 0 2s
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Orbitales del nivel tres de energía:
__ __ __ __ __ -2 -1 0 +1 +2 l=2 3dn=3 __ __ __ -1 0 +1 l=1 3p __ 0 l= 0 3s
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Cuarto número cuántico:
ms ó s: Número cuántico magnético de giro, llamado espín que es un e- que gira alrededor de su propio eje en sentido horario (valor-1/2) o antihorario (valor +1/2).
Ej43. Orbitales y espines del primer nivel de energía:
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Ej44. Orbitales y espines del segundo nivel de energía:
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Ej45. Orbitales y espines del tercer nivel de energía:
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Tabla resumen del Nº máximo de electrones por tipo de orbital :
Subnivel o Nº de máximo tipo de orbital Orientaciones Nº de e- l = 3 f -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7x2=14 e- l = 2 d -2,-1,0,+1,+2 5x2=10 e- l = 1 p -1,0,+1 3x2= 6 e- l = 0 s 0 1x2= 2 e-
AMADO CASTRO 122
Distribución electrónica de un átomo con muchos electrones:
Se sigue el Principio de Construcción Progresiva o AUFBAU. El principio de AUFBAU se basa en el hecho real así como los protones se agregan al núcleo de uno en uno para dar origen a los elementos, similarmente los electrones se van agregando a los orbitales atómicos de uno en uno. Este conocer de la configuración electrónica de los átomos ayuda a entender y a predecir las propiedades de los elementos, y explica por que la TABLA PERÍODICA funciona tan bien.
AMADO CASTRO 123
Representación gráfica de los orbitales de un átomo:
__ __ __ __ __ __ __ __ 7p __ __ __ __ __ __ __ 6d 7º __ 5f 7s __ __ __ __ __ __ __ __ 6p __ __ __ __ __ __ __ 5d 6º __ 4f 6s __ __ __ __ __ __ __ __ 5p 5º __ 4d 5s __ __ __ __ __ __ __ __ 4p 4º __ 3d 4s __ __ __ 3º __ 3p 3s __ __ __ 2º __ 2p 2s 1º __ 1s
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Capas electrónicas y orbitales
El orden de llenado de los orbitales para átomos poli electrones:
6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p 6º 7º 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p< 1º 2º 3º 4º 5º C A P A S E L E C T R Ó N I C A S
AMADO CASTRO 125
Principio de exclusión de Pauli:
Este principio establece que dos electrones en un átomo no pueden tener sus cuatro números quánticos iguales.
Ej46. Si dos electrones están en un mismo orbital entonces tienen los mismos valores de n, l, y ml y diferente valor de ms.
Ej47. El átomo de 2He tiene solo dos electrones y las tres posibles maneras de colocar los dos e- en su estado basal son:
AMADO CASTRO 126
Elija el diagrama electrónico correcto:
___ ___ ____ 2He 1s2 1s2 1s2 Diagrama a b cAl analizar en cada diagrama los cuatro Nº
cuánticos de los 2 espines del He; nos damos cuenta que los
n l ml ms diagramas a y b Espín+ 1 0 0 +1/2 están prohibidos Espín-- 1 0 0 --1/2 por el principio deExclusión de Pauli; y solo la configuración c es real
y físicamente aceptable.
AMADO CASTRO 127
Regla de Hund: La regla de Hund establece que la distribución más
estable de electrones en los subniveles es aquella que tenga mayor números de espines paralelos.
Ej48. La configuración electrónica del carbono es 1s2 2s2 2p2 y su diagrama orbital es :
__ __ __ Se comprueba experi-
6C __ 2p2 mentalmente que el car- __ 2s2 bono efectivamente es pa-
1s2 ramagnético y tiene dos electrones desapareados.
AMADO CASTRO 128
Ej49. La configuración electrónica del nitrógeno:
Es 1s2 2s2 2p3 y su diagrama orbital es: __ __ __ la comprobación 7N __ 2p3 experimental dice
__ 2s2 que el 7N es
1s2 efectivamente paramagnético y tiene tres electrones desapareados.
AMADO CASTRO 129
Paramagnetismo y diamagnetismo
Las sustancias paramagnéticas son aquellos átomos que son atraídos por un campo magnético, por tener por lo menos un espín desapareado,
P50. Demuestre que el 1H, 3Li, 5B, 80, 9F, etc son sustancias elementos paramagnéticos.
Las sustancias diamagnéticas son aquellas que son ligeramente repelidos por un campo magnético, por tener todos sus espines orbitales atómicos apareados, o son antiparalelos entre si.
AMADO CASTRO 130
P51. Demuestre que las sustancias propuestas:
2He, 4Be, 10Ne, 12Mg, 18Ar, 30Zn, etc son diamagnéticas.
P52. Escribir la configuración electrónica del paladio, 46Pd, que es diamagnética.
AMADO CASTRO 131
AMADO CASTRO 132