Química De Polimeros

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Los isótopos son átomos que pertenecen al mismo elemento , pero que tienen distinta masa . la diferencia de masa se debe a la diferente cantidad de neutrones en sus núcleos. Por lo tanto, los isótopos son átomos que tienen el mismo número átomico y distinto número de masa.

No vamos a explayarnos sobre este tema , ya que escapa al objetivo del curso , sin embargo , no podemos dejar de mencionar , a modo de ejemplo ,los isótopos más conocidos , que son los del Hidrógeno. El hidrógeno posee solamente un protón en su núcleo , por lo que su número atómico (Z) es 1 y mayoritariamente, los átomos de este elemento no contienen neutrones en su núcleo (A=1) ; sin embargo una muy pequeña fracción de los átomos de Hidrógeno puede contener un neutrón (A=2) o excepcionalmente dos (A=3).

H Protio

2 H Deuterio 1

3 H Tritio 1

Modelos atómicos

La evolución de los modelos físicos del átomo se vio impulsada por los datos experimentales. El modelo de Rutherford, en el que los electrones se mueven alrededor de un núcleo positivo muy denso, explicaba los resultados de experimentos de dispersión, pero no el motivo de que los átomos sólo emitan energía de determinadas longitudes de onda (emisión discreta).

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Modelo atómico de Bohr

En 1913 Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno, representado por un núcleo de carga positiva y electrones con igual carga que el núcleo pero opuesta , girando alrededor de él , en órbita circular:

a) El electrón se puede mover sóloen órbitas determinadas , caracterizadas por su

Este modelo establece lo siguiente : radio.

b) Cuando el electrón se encuentra en dichas órbitas no absorbe ni emite energía (órbitas estacionarias) c) Al suministrarse energía externa el electrón puede pasar “o excitarse” a un nivel de energía superior, absorbiendo energía.

d) Si un electrón “cae” de un nivel de mayor energía (más externo) a un nivel de menor energía ( más cercano al núcleo) se libera o emite energía.

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Química de Polímeros 7 e) La energía que se absorbe o se libera al pasar un electrón de un nivel a otro tiene un valor igual a la diferencia de energía entre ambos niveles (órbitas) y está caracterizada por una determinada frecuencia:

∆E = h . νsiendo h la constante de Planck.

f) El electrón no puede ocupar posiciones intermedias entre dos niveles , sino que solo puede moverse de un nivel a otro mediante saltos completos.

El éxito del modelo atómico de Bohr radicó en el hecho de que permitió explicar perfectamente los espectros de emisión y absorción obtenidos para el hidrógeno atómico.

El modelo atómico moderno

Bohr logró explicar las líneas espectrales para el átomo de hidrógeno, sobre la base de la idea que se debían a la emisión y absorción de enría durante el pasaje del electrón de un nivel a otro. Sin embargo, utilizando espectroscopios de alta resonancia , se puede observar que las líneas principales están compuestas de dos o más líneas diferentes. Esto hace pensar que no todos los electrones de un mismo nivel energético tienen las mismas características , “ o que existen dentro de un mismo nivel energético distintos subniveles”.

Si quisiéramos hacer mediciones experimentales para determinar la ubicación de los electrones alrededor de un núcleo , nos encontramos con una enorme dificultad. Como los electrones son partículas muy pequeñas , es imposible efectuar mediaciones con gran exactitud .

En todo proceso de mediación, el instrumento perturba el objeto que se está midiendo. A nivel macroscópico, si la perturbación es despreciable, vale la mediación. Esto es imposible a nivel atómico, no se pueden perfeccionar los instrumentos de medición más allá de cierto límite . Esto significa que no se puede observar y medir un sistema atómico sin perturbarlo apreciablemente.

Una de las conclusiones de la teoría atómica moderna, basada en la mecánica cuántica, es que , contrariamente a lo supuesto por Bohr, no es posible conocer simultáneamente y de manera precisa la posición y la velocidad de un electrón , o lo que es lo mismo, no es posible conocer con precisión la ubicación de un electrón en un momento dado. A este enunciado se lo conoce como “ principio de incertidumbre de Heisenberg”.

En conclusión , sólo podemos conocer la probabilidad de que un electrón se encuentre en un determinado lugar en un cierto instante.

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Números cuánticos

En términos de la mecánica cuántica , un electrón libre en el espacio puede describirse mediante una función de onda simbolizada por ψ, que es una función de las coordenadas de todas las partículas que constituyen el sistema . No vamos a explayarnos sobre dicha función de onda , sólo diremos que de la resolución de estas funciones de onda surgen cuatro números conocidos como números cuánticos . Estos números cuánticos determinan las energías y posiciones probables de los electrones alrededor del núcleo. Ellos son:

Toma valores de 1,2,3y representan el primero, segundo, tercero, etc. Niveles

n: número cuántico principal : Determina la distancia radial media entre el electrón y el núcleo, como la distancia está relacionada con la energía , este número cuántico está relacionado con la energía del electrón. principales de energía .

l : número cuántico azimutal: Toma valores desde 0 hasta (n-1) , dónde n es el número cuántico principal. Determina la forma de la región espacial en la cual probablemente se pueda encontrar el electrón. A estas regiones espaciales se las llama “orbitales”.

Cuando l=0 el orbital correspondiente se llama s Cuando l=1el orbital correspondiente se llama p Cuando l=2 el orbital correspondiente se llama d Cuando l=3 el orbital correspondiente se llama f

Si n= 1 , primer nivel energético ( el más cercano al núcleo) , l solo puede tomar valor de 0 . Por lo tanto en dicho

En primer nivel sólo es factible tener un orbital s y a ese único orbital se lo representa :

1s( n=1 y l =0)

Si n=2 , l puede ser 0 o 1 . Por lo tanto en el segundo nivel energético tendremos dos orbitales posibles s (l=0) y p (l=1).

Dentro de un mismo nivel principal, la energía de los electrones en los distintos orbitales es distinta . La energía está determinada fundamentalmente por n , pero también interviene l. La energía de un orbital s es menor que la de un p y la de este

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Química de Polímeros 9 inferior a un d, dentro de un mismo nivel energético.. Sin embargo hay que destacar que la diferencia de energía entre dos niveles principales es mucho mayor que la existente entre los diferentes orbitales d un mismo nivel . Además , la diferencia de energía es mucho mayor en los primeros niveles energéticos que entre los más alejados del núcleo. Como consecuencia de estos dos hechos ( diferencia de energía entre orbitales distintos de un mismo nivel principal y “achicamiento” de las diferencias energéticas entre los niveles de energía superiores) existen superposiciones entre los niveles energéticos, lo cual significa que algunos orbitales de número cuántico principal mayor tienen menos energía que otros de número cuántico principal menor . El orden de ocupación de los orbitales en función creciente de sus energías es :

1s,2s,2p,3s.3p.4s≈3d,4p,5s≈4d,5p,6s≈4f≈5d,6p,7s,5f

2s 2p 3s

4s3d 4p

4d 4f

Orbitales atómicos

Existe una regla nemotécnica para recordar y facilitar el llenado de orbitales , llamada “Regla de las diagonales” , que consiste en disponer los orbitales , según se indica abajo y ocuparlos en el orden en que son alcanzados por las líneas diagonales :

1s 2s 2p

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