ESTRUCTURA MOLECULAR

ÁTOMOS

 

La estructura atómica fue desvelada durante la primera mitad del siglo XX. En 1897, J.J. Thomson descubrió la primera partícula subatómica, el electrón, y en 1910 Rutherford demostró la existencia de núcleo en el átomo. Pocos años después se habían descubierto el protón y el neutrón, partículas que coexistían en el núcleo atómico. A lo largo de este tiempo se sucedieron diversos modelos que trataban de explicar la organización de los electrones en el átomo. Los modelos atómicos basados en la Física Clásica fueron el de Thomson (pudding) y el Rutherford (planetario). Sin embargo, el 1913 Bohr propone el primer modelo basado en Física Cuántica que buscaba explicar un hecho desconcertante: los niveles energéticos en el átomo están cuantizados. Para Bohr, solo estaban permitidas ciertas órbitas electrónicas y los saltos entre ellas justificaban que los fotones absorbidos o emitidos por el átomo solo pudieran tener determinados valores de energía.

Sin embargo, este desarrollo corría en paralelo a los avances sobre la naturaleza ondulatoria de la materia. De Broglie y Heisenberg demostraron que las partículas materiales (por ejemplo, el electrón) mostraban carácter ondulatorio, circunstancia que iba ligada a una cierta incertidumbre en sus medidas de posición y velocidad. Este planteamiento fue llevado hasta el extremo, cuando Schrödinger en 1927 propuso una función de onda que describía el comportamiento de los electrones.

De Broglie ----------------------Heisenberg----------------------Bohr

INDICE ESTRUCTURA MOLECULAR
 

 

En esta simulación de PHET podrá interactuar con los diferentes modelos del átomo de hidrógeno que se han planteado a lo largo del siglo XX

Modelos del Átomo del Hidrógeno
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En el siguiente video se hace un revisión de los modelos atómicos

 

 ISÓTOPOS

De acuerdo con Dalton, todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa. Esta creencia, mantenida durante el siglo XIX, fue abandonada cuando J.J. Thomson descubrió los isótopos en 1913 haciendo uso de un esprectrógrafo de masas.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento que se diferencian en su masa. Es decir, tienen el mismo número atómico (número de protones Z) pero se diferencian en el número másico (suma de protones y neutrones A). Con la siguiente simulación podrá ensayar la construcción de isótopos.

En el caso del átomo de carbono hay dos isótopos estables C-12 y C-13 y uno inestable (radiactivo) que se forma por el bombardeo de los rayos cósmicos sobre el isótopo N-15, es el C-14. Este isótopo del carbono tiene una vida media de miles de años, por lo que tiene tiempo suficiente para pasar a los vegetales mediante la fotosíntesis junto con los otros dos isótopos estables. Este es el fundamento de la datación radiactiva por C-14.

 

Schrödinger

PARA SCHRÖDINGER TODAS LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS PUEDEN SER DESCRITAS POR UNA ENTIDAD MATEMÁTICA QUE DENOMINÓ FUNCIÓN DE ONDA. LA FUNCIÓN DE ONDA DE UNA PARTÍCULA SE PROPAGA POR EL ESPACIO COMO LO HARÍA UNA ONDA. ESA FUNCIÓN DE ONDA SE PUEDE CALCULAR MEDIANTE LA ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER Y SU VALOR ES UN NÚMERO COMPLEJO SIN SIGNIFICADO FÍSICO EVIDENTE.

LA FUNCIÓN DE ONDA NO TIENE SIGNIFICADO FÍSICO ALGUNO, PERO, SEGÚN LA INTERPRETACIÓN DE BORN (1930) SÍ LO TIENE SU CUADRADO. EL CUADRADO DE LA FUNCIÓN DE ONDA SE PUEDE ENTENDER COMO UNA MEDIDA DE LA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNA PARTÍCULA EN UNA POSICIÓN DADA DEL ESPACIO.

FUNCIÓN DE ONDA Y EXPERIMENTO DE LA DOBLE RENDIJA

 

ORBITALES

¿Qué ocurre cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger para los electrones en el átomo?

Maravilla de las maravillas: La ecuación de Schrödinger introduce de manera natural la cuantización de la energía en el átomo (no de manera forzada como había hecho Bohr con sus famosos postulados) ya que su solución demuestra que la función de onda del electrón en el átomo es siempre cero salvo para ciertas combinaciones de tres números (los números cuánticos n, l m). Dicho de otra manera, EN EL ÁTOMO, LOS ELECTRONES SÓLO PUEDEN EXISTIR EN CIERTOS ESTADOS DESCRITOS POR CIERTAS COMBINACIONES DE TRES NÚMEROS CUÁNTICOS.

Por otra parte, cuando se analizan los valores no nulos de la función de onda, es decir, los estados permitidos del electrón en el átomo, se observa que su cuadrado indica la distribución de probabilidad de encontrar el electrón en el espacio. PARA CADA VALOR PERMITIDO DE LA FUNCIÓN DE ONDA ELECTRÓNICA HAY UN VALOR PERMITIDO DE LA ENERGÍA DEL ÁTOMO Y DE LA DISTRIBUCIÓN ESPACIAL DE LOS ELECTRONES.

Precisamente llamamos ORBITAL a una solución de la ecuación de Schrödinger, o lo que es lo mismo, a cada uno de los estados permitidos de la onda electrónica que está ligado a una zona del espacio donde la probabilidad de encontrar el electrón supera una cierta cantidad habitualmente fijada en el 95 %.

LOS ELECTRONES SE PODRÍAN CONSIDERAR ONDAS MATERIALES CONFINADAS EN EL ÁTOMO. DE MANERA SIMILAR A LAS ONDAS ESTACIONARIAS CONFINADAS EN LA CUERDA DE UNA GUITARRA.

La imagen recoge la forma de diversos orbitales del átomo de hidrógeno. A medida que aumenta la energía del estado electrónico, aumenta la complejidad de la zona donde hay probabilidad de encontrar el electrón.

ORBITALES Y NÚMEROS CUÁNTICOS

Orbital es la región del espacio definida por una solución de la ecuación de Schrödinger. En el átomo, cada una de las soluciones no nulas de la ecuación de Schrödinger (orbitales) viene dada en función de tres números cuánticos (n, m, l). Por lo que puede afirmarse que un conjunto de valores de los tres números cuánticos define un orbital.

Los orbitales no representan la posición concreta de un electrón en el espacio, que no puede conocerse dada su naturaleza mecanocuántica, sino que representan una región del espacio en torno al núcleo atómico en la que la probabilidad de encontrar al electrón es elevada

Con la siguiente simulación de Paul Falstad podrá analizar con detalle los orbitales del átomo de hidrógeno

NIVELES, SUBNIVELES Y ORBITALES

DESDE EL PUNTO DE VISTA ENERGÉTICO ES INTERESANTE DIFERENCIAR ENTRE NIVELES Y SUBNIVELES DEL ÁTOMO.

UN NIVEL DEL ÁTOMO ESTÁ CARACTERIZADO POR UN DETERMINADO VALOR DEL NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL n. HABLAMOS DEL NIVEL 1 CUANDO EL NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL VALGA n =1.

UN SUBNIVEL DEL ÁTOMO ESTÁ CARACTERIZADO POR UN DETERMINADO VALOR DEL NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO l. HABLAMOS DE SUBNIVELES s, p, d, f CUANDO EL NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO SEA l = 0, 1, 2, 3 RESPECTIVAMENTE

PARA UN NIVEL Y SUBNIVEL DADOS HAY UN CIERTO NÚMERO DE ORBITALES. POR EJEMPLO, EN EL NIVEL 1 SÓLO HAY UN SUBNIVEL s. EN ESTE SUBNIVEL HAY UN SÓLO ORBITAL 1s CON LOS SIGUIENTES NÚMEROS CUÁNTICOS (1,0,0). EN EL NIVEL 2 HAY DOS SUBNIVELES (s, p). EN EL SUBNIVEL s DEL NIVEL 2 HAY UN ÚNICO ORBITAL 2s (2,0,0). EN EL SUBINEL p DEL NIVEL 2 HAY 3 ORBITALES 2px, 2py, 2pz CON LAS SIGUIENTES COMBINACIONES DE NÚMEROS CUÁNTICOS (2,1,1) (2,1,-1) (2,1,0).

Por ejemplo los orbitales del nivel n=3 son los siguientes

Los electrones en los orbitales vienen descritos por 4 números cuánticos. Tres de ellos describen el orbital:

n (principal), l (secundario), m (magnético).

El cuarto número cuántico -número cuántico de espín (s)- diferencia entre los dos electrones que pueden ocupar el mismo orbital.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

La distribución de electrones en la cubierta del átomo es lo que llamamos configuración electrónica

La configuración electrónica de un átomo en su estado fundamental obedece a los siguientes principios:

Hay tres principios que guían el llenado de orbitales por los electrones

Principio de construcción (Aufbau):

En su estado fundamental la distribución electrónica de un elemento se construye a partir del inmediato anterior, adicionándole un electrón de modo que le confiera la máxima estabilidad (menor energía)

Principio de exclusión de Pauli:

En un determinado sistema cuántico (átomo o molécula) no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos

Por tanto, en un orbital sólo caben dos electrones que compartirían tres números cuánticos y se diferenciarían en el número cuántico de spin (s)

Regla de la máxima multiplicidad de Hund:

Cuando una serie de orbitales de igual energía (p, d , f) se están llenando con electrones, éstos permanecerán desapareados mientras sea posible, manteniendo los espines paralelos

La multitud de compuestos orgánicos involucra a un pequeño número de átomos: Carbono, Hidrógeno, Oxígeno, Nitrógeno, Halógenos, Azufre, ...

CARACTERÍSTICAS DEL ÁTOMO DE CARBONO

Grupo TP
14 
Punto Fusión
Sublima a 3825°C, 4098 K 
Periodo TP
Punto Ebullición
Sublima a 3825°C, 4098 K 
Bloque TP
Densidad (g cm−3)
3,513 (diamante); 2,2 (grafito) 
Número Atómico
Masa atómica relativa
12.011  
Estado a 20°C
Sólido 
Isótopos
12C, 13C, 14C 
Configuración electrónica
[He] 2s22p2 
CAS number
7440-44-0 

ELECTRONEGATIVIDAD INTERMEDIA (2,5)

LE PERMITE FORMAR ENLACES COVALENTES CON METALES Y NO METALES

POSIBILIDAD DE UNIRSE CON OTROS ÁTOMOS DE CARBONO

LE PERMITE FORMAR CADENAS

TRES POSIBLES CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

LE PERMITE FORMAR ENLACES SENCILLOS, DOBLES O TRIPLES

PRESENTA ALOTROPÍA

ACTUALMENTE CONOCEMOS LAS SIGUIENTES FORMAS ALOTRÓPICAS DEL CARBONO.

AMORFO, GRAFITO, DIAMANTE, GRAFENO Y FULLERENO

TIENE ISÓTOPOS

DOS SON ESTABLES (12C y 13C). EL 14C ES RADIACTIVO (5715 AÑOS DE VIDA MEDIA)

PRESENTA MUCHOS ESTADOS DE OXIDACIÓN

-4, -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3, 4

 

EL ESPECTRO DE FOTOEMISIÓN DE ELECTRONES NOS PERMITE DETERMINAR LA ENERGÍAS DE IONIZACIÓN DE LOS DIFERENTES ELECTRONES DE UN ÁTOMO

CON LA SIGUIENTE SIMULACIÓN PODRÁ COMPARAR SUS VALORES EN LOS ÁTOMOS MÁS IMPORTANTES DE LA QUÍMICA ORGÁNICA