Sistemas materiales. Estructura atómica. Teoría iónica. Leyes gravimétricas. Método atómico actual. Números cuánticos






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títuloSistemas materiales. Estructura atómica. Teoría iónica. Leyes gravimétricas. Método atómico actual. Números cuánticos
fecha de publicación16.08.2015
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Unidad 1

Sistemas materiales. Estructura atómica. Teoría iónica. Leyes gravimétricas. Método atómico actual. Números cuánticos.

Sistema material

Se llama sistema material a una porción limitada del universo que se separa, real o imaginariamente, para su estudio. Ejemplos: ??.

Los sistemas materiales pueden clasificarse de diversas maneras atendiendo a distintos criterios. En función del pasaje de masa y energía entre el sistema y el medio, estos pueden clasificarse en: abierto, cerrado y aislado.

Sistema Abierto: hay transferencia de masa y energía entre el sistema y el medio o viceversa.

sistema abierto

En este sistema, la masa de agua recibe calor -energía térmica- procedente de su medio, simultáneamente parte de la masa de agua convertida en vapor pasa al medio.

Sistema Cerrado: solamente hay intercambio de energía entre el sistema y el medio o viceversa.

sistema cerrado

El agua que se calienta dentro de un Erlenmeyer tapado constituye un sistema cerrado. Hay transferencia de calor como en el caso anterior, pero como el vapor del agua no puede escapar, no hay transferencia de masa.
Sistema Aislado: no hay pasaje de masa ni de energía del sistema al medio o viceversa.

sistema asilado

Un termo tapado, cuya doble pared de vidrio no es atravesada por la masa de agua ni por el calor, constituye un sistema aislado.

Antes de continuar con las clasificaciones de los sistemas vamos a definir las propiedades intensivas y extensivas, ya que de estas dependen las definiciones posteriores.

Propiedad intensiva: es una propiedad de la materia que no depende de la cantidad de materia que considere para medirla. Por ejemplo: la temperatura.

Propiedad extensiva: es aquella que depende de la cantidad de materia que consideré para medirla. Por ejemplo: el volumen es una propiedad intensiva, ya que dependiendo de la cantidad que tome para efectuar la medición tendré mas o menos volumen. (volumen, masa y longitud).

Si se atiende a las propiedades en el interior de cada sistema, se adopta otro criterio clasificador, según el cual hay dos posibilidades: sistemas homogéneos y sistemas heterogéneos.

Definimos sistema homogéneo: a aquel que presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos.

Sistema Heterogéneo: aquel en el que varían las propiedades intensivas de un punto a otro.

Estructura Atómica

La materia en su totalidad está formada por átomos de distintas clases, combinados de diversas maneras. Los átomos son las unidades más pequeñas de una sustancia. Las moléculas están constituidas por átomos enlazados mediante fuerzas especiales.

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.

El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.
Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.
Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.





La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.
Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.

Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.

Si bien hoy en día todas las características anteriores de la constitución atómica son bastante conocidas y aceptadas, a través de la historia han surgido diversos modelos que han intentado dar respuesta sobre la estructura del átomo.

Algunos de tales modelos son los siguientes:

a) El Modelo de Thomson.

Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostraron la inexactitud de tales ideas.

b) El Modelo de Rutherford.

Basado en los resultados de su trabajo que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.

El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.

c) El Modelo de Bohr.

El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear.

d) Modelo Mecano - Cuántico.

Se inicia con los estudios del físico francés Luis De Broglie, quién recibió el Premio Nobel de Física en 1929. Según De Broglie, una partícula con cierta cantidad de movimiento se comporta como una onda. En tal sentido, el electrón tiene un comportamiento dual de onda y corpúsculo, pues tiene masa y se mueve a velocidades elevadas. Al comportarse el electrón como una onda, es difícil conocer en forma simultánea su posición exacta y su velocidad, por lo tanto, sólo existe la probabilidad de encontrar un electrón en cierto momento y en una región dada en el átomo, denominando a tales regiones como niveles de energía. La idea principal del postulado se conoce con el nombre de Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

Teoría Ionica

Las estructuras cargadas positivamente o negativamente se denominan iones:

- Con carga positiva: cationes.
- Con carga negativa: aniones.

Cuando dos o más átomos se acerquen serán los electrones los que interaccionan debido a que forman la corteza del átomo; de ese modo, puede ocurrir que los electrones sean transferidos de un átomo a otro (como discutiremos más adelante).

Si un átomo neutro capta uno o más electrones, éstos no podrán ser neutralizados por la carga del núcleo, por lo que la estructura adquirirá carga negativa, transformándose en un anión.

Si un átomo neutro cede uno o más electrones, prevalecerá la carga nuclear y la estructura adquirirá carga positiva, transformándose en un catión.

http://www.unlu.edu.ar/%7equi10017/quimica%20cou%20muestra%20para%20iq10017/cap1/notacion.gif

Leyes gravimétricas

  • Ley de conservación de la masa, Lavoisier.

“en un sistema químicamente cerrado, la masa se mantiene constante, cualquiera sean las transformaciones físicas o químicas que el mismo experimente”

“la suma de las masas de las sustancias reaccionantes e igual a la suma de las masas de las sustancias obtenidas”

  • Ley de las proporciones constantes, Proust

“cuando dos sustancias simples se combinan para formar un compuesto determinado, lo hacen en una relación constante e invariable de masas, independiente del método empleado en su formación y de cualquier otra acción”.

A + B = AB

mA/mB = Cte

  • Ley de las proporciones múltiples, Dalton.

“cuando dos sustancias simples se combinan para formar mas de un compuesto, las masas de uno de ellos, que se combinan con una masa fija del otro, están relacionadas entre si como números enteros y pequeños”.

Por ejemplo, H y O, se combinan para formar agua y agua oxigenada, la relación que se encuentra en ambas sustancias es:



  • Ley de las proporciones recíprocas, Richter.

“las proporciones en peso (múltiplos y submúltiplos) de varias sustancias simples que se combinan con un peso fijo de otro tomado como base, también reaccionan entre si”

“si A y B se combinan con C, entonces A y B pueden combinarse con otras sustancias solamente en las proporciones con que ellos se combinan con C”.

De esta importante ley nace la ley de los pesos de combinación o equivalente químico, que se verá mas adelante.

Números cuánticos y Modelo atomico actual

El modelo atómico actual fue desarrollado en la década de 1920 por Schrödinger y Heisenberg. En este modelo las orbitas de los electrones del modelo de Bohr-Sommerfeld son sustituidas por los orbitales, regiones del espacio donde hay una gran probabilidad de encontrar a un electrón.

En el primer subnivel (s) sólo hay un orbital; en el segundo subnivel (p) hay tres orbitales; en el tercer subnivel (d) hay cinco orbitales y en el cuarto subnivel (f) hay siete orbitales.

En cada orbital puede haber como máximo dos electrones. Los orbitales atómicos tienen distintas formas geométricas.

Aunque los conocimientos actuales sobre la estructura electrónica de los átomos son bastante complejos, las ideas básicas son las siguientes:
1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el más interno, al 7, el más externo.
2. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.
3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).

La distribución de orbitales y número de electrones posibles en los 4 primeros niveles se resume en la siguiente tabla:

Niveles de energía

1

2

3

4

Subniveles

s

s p

s p d

s p d f

Número de orbitales de cada tipo

1

1 3

1 3 5

1 3 5 7

Denominación de los orbitales

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

Número máximo de electrones en los orbitales

2

2 - 6

2 - 6 - 10

2- 6- 10- 14

Número máximo de electrones por nivel

2

8

18

32


La configuración electrónica en la corteza de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente hasta completarlos. Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

  • Nº cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3...) y coincide con el mismo nº cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

  • Nº cuántico secundario (ℓ): puede tener todos los valores desde 0 hasta n – 1. Está relacionado con la forma del orbital e indica el subnivel de energía.

  • Nº cuántico magnético (m): puede tener todos los valores desde - ℓ hasta + ℓ pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

  • Nº cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o - ½., Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj, bien en el sentido contrario

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