ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA · ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA Los átomos están constituidos por tres tipos de partículas: protones, neutrones y electrones Protones + neutrones

ESTRUCTURA ATÓMICA DE LA MATERIA

Los átomos están constituidos por tres tipos de partículas:

protones, neutrones y electrones

Protones + neutrones ⇒NUCLEONES(Núcleo: se acumula fundamentalmente la masa del

átomo)

Electrones ⇒ corteza

Dpto. Física y QuímicaIES Turaniana

- Número atómico (Z): p+ (= e- para átomos neutros)

- Número másico (A): número de nucleones (partículas del núcleo).

- IONES:

- ISÓTOPOS: átomos de un mismo elemento químico con el mismo número de protones ydiferente número másico.

- MASA ATÓMICA: media ponderada de las masas isotópicas

1. DEFINICIONES


2. MODELOS ATÓMICOS



3. TEORÍA CUÁNTICA: RADIACIÓN DEL CUERPO NEGRO

Max Planck:La energía no puede ser absorbida ni emitida en forma continua (física

clásica), sino en cantidades discretas llamadas cuanto.

La energía está cuantizada.

Un cuerpo a alta temperatura emite una radiación electromagnética

E= h. f

Relación entre la frecuencia y longitud de onda:

c = f. λ


3. TEORÍA CUÁNTICA: EFECTO FOTOELÉCTRICO

Cuando una luz incide sobre ciertas superficies metálicas, estas emiten electrones.


Cada elemento químico tiene su propio espectro de emisión y absorción. Son discontinuos. Cada línea del espectro corresponde a una longitud de

onda determinada.

3. TEORÍA CUÁNTICA: ESPECTROS ATÓMICOS


4. MODELO ATÓMICO DE BORH

Primer postuladoEl electrón puede girar en un cierto número de

órbitas circulares o “estados estacionarios” alrededor del núcleo sin emitir energía

Segundo postuladoLas órbitas permitidas son en las que el

momento angular del electrón sea múltiplo entero de h/2

Tercer postuladoCuando un electrón salta de una órbita a otra,

absorbe o emiteenergía en forma de radiación e.m. en forma de

cuantos, de valor:

L (m.v.r) = n.h/2

Bohr aplicó las ideas de Planck al modelo planetario de Rutherford proponiendo tres

postulados:

E= h. f

Cuando un electrón salta de una órbita a otra, variará su energía: Si Ef > Ei, átomo absorbe energía E +

Si Ef < Ei, átomo emite energía E -

Así explicó Bohr que los espectros de emisión de los átomos sean discontinuos, pues sólo se pueden emitir valores de E que sean iguales a la diferencia de energía que

hay entre distintas órbitas.

4. MODELO ATÓMICO DE BORH

Las órbitas del modelo atómico de Bohr están caracterizadas por el valor de n, número cuántico principal, que cuantifica el valor del radio

y el valor de la energía de las órbitas permitidas.

MODELO ATÓMICO DE BORH-SOMMERFELD

Arnold Sommerfeld amplio el modelo de Bohr, indicando que no sólo podría haber órbitas circulares, sino también elípticas, para cuya definición hace falta introducir un

segundo número cuántico, l, o número cuántico secundario.

En presencia de campos magnéticos/eléctricos son posibles ciertas orientaciones en el espacio, por lo que se introduce un tercer número cuántico, ml, o número cuántico

magnético, que indica estas orientaciones.

Además, dentro de cada órbita el electrón podía tener un giro sobre sí mismo en dos sentidos, por lo que se introdujo un nuevo número cuántico s, onúmero cuántico de espín,

con valores de +1/2 ó –1/2, para indica su sentido de giro

Espectro discontinuo del H

MODELO ATÓMICO DE BORH-SOMMERFELD

Así pues, según este modelo atómico se puede definir al electrón mediante un conjunto de cuatro números cuánticos: (n, l, m, s)

A pesar de todo, este modelo sólo es adecuado para interpretar las propiedades del átomo de hidrógeno y de los llamados hidrogenoides

(núcleos rodeados de un solo electrón, como el He+)

Estos fallos se corrigieron mediante la aplicación del modelo mecano cuántico del electrón. Las ideas cuánticas de Planck, la dualidad onda-corpúsculo de De

Broglie y el principio de incertidumbre de Heisemberg constituyen la base de la mecánica cuántica


Dualidad partícula-onda(De Broglie)

Cualquier partícula de masa m y velocidad v debe considerarse asociada a una onda cuya

longitud de onda λ viene dada por la expresión:

Principio de incertidumbre(Heisemberg)

No es posible determinar simultáneamente y con exactitud el momento lineal (p=m.v) y la posición de

una partícula en movimiento.

5. MECÁNICA CUÁNTICA


Al no poder definirse la posición exacta del electrón en el átomo, surge el concepto de orbital.

Para explicar este concepto, supongamos que se pueden tomar fotografías de un electrón alrededor del núcleo. Al cabo de un

tiempo y de tomar un número muy grande de fotografías en cada una de las cuales aparecerá el electrón como un punto, al

superponer todas ellas se tendrá una imagen como la de la figura

Esta nube representa la probabilidad de encontrar al electrón en esta zona y se le define como orbital

ORBITAL ATÓMICO es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada.

5. MECÁNICA CUÁNTICA: MODELO ONDULATORIO

PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO


ORBITAL Y NÚMEROS CUÁNTICOS

El número cuántico principal (n) sólo puede tener valores enteros y positivos (n = 1, 2, 3, 4....) y determina el tamaño y energía del orbital. (n=1; nivel de menor energía)

El número cuántico secundario (l), cuyos valores pueden serl = 0, 1, 2,..., (n-1), determina la forma del orbital

El número cuántico magnético (ml) puede tomar los valoresml = -l, -(l-1), -(l-2)...0...(l-2), (l-1), l, y determina la orientación del orbital

l=0 → orbital sl=1 → orbital p

l=2 → orbital d l=3 → orbital f

Los números cuánticos describen un orbital determinado y al electrón (o electrones) que los ocupa.

El número cuántico de espín (ms) sólo puede tener los valores+1/2 y –1/2 y determina el giro del electrón sobre sí mismo


Los orbitales adquieren formas distintas: l = 0 → orbital s ( _ )

l = 1 → orbital p ( _ _ _ ) l = 2 → orbital d ( _ _ _ _ _ )l = 3 → orbital f ( _ _ _ _ _ _ _ )

Cada conjunto de valores(n, l, ml)

definen un orbital.

ORBITAL Y NÚMEROS CUÁNTICOS


Principio de exclusión de Pauli

Dos electrones de un mismo átomo no

pueden tener los cuatro números

cuánticos iguales,.

Como cada orbital viene definido por los tres números cuánticos n, l y ml,

en cada uno de ellos sólo podrá haber dos electrones:

uno con s = +1/2 y otro con s = -1/2

Es decir que cada orbital sólo puede estar ocupado por dos electrones y

éstos han de tener sus espines opuestos (electrones apareados)

Regla de Hund:MÁXIMA MULTIPLICIDAD

Cuando en un subnivel energético existen

varios orbitales disponibles, los electrones

tienden a ocupar el máximo número de ellos y

además con espines paralelos.

Es decir, en orbitales degenerados (con la misma energía)

los electrones tienden a estar lo más desapareados posible


6. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Para ver la distribución de los electrones en las distintas capas y subcapas (configuración electrónica), hay que tener en cuenta que los electrones van ocupando los orbitales de menor energía

(= más estable)1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f …

Regla n+l (comparar la energía de dos orbitales)- Dados dos orbitales, será de menor energía aquél cuya suma de los números cuánticos n+l sea

menor- En caso de igual valor de n+l, será de menor energía el de menor valor de su número cuántico, n.

El diagrama de Moeller nos ayuda a recordar este orden de

llenado

nxy

n: nº cuántico ppal

X: tipo orbital:s,p,d y f

Y: n.º e- en subnivel


6. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA


ESTADO FUNDAMENTAL:Cuando el electrón gira en niveles definidos de energía es decir no absorbe ni emite energía, la

tendencia del electrón es estar en su estado más estable.

ESTADO EXCITADO:Un electrón que es excitado por un "impulso energético externo" (luz, electricidad, calor)

puede saltar a una órbita más alejada (mayor

energía). (Ejemplo: hibridación)

N (Z=7)- Prohibida:no cumple ppio max

multiplicidad- Fundamental

-Excitado-Prohibida

-Ionizado (tiene 6 e)

GRUPOS 1-2- Periodo = n capa valencia

- Grupo= número de electrones1……...s1

2……...s2

GRUPOS 13-18- Periodo = n capa valencia

- Grupo= número de electrones13……...s2p1 16………s2p4

14……...s2p2 17………s2p5

15…..….s2p3 18…..….s2p6

GRUPOS 3-12- Periodo = n capa + externa

- Grupo= número de electrones3……...d1

4……...d2

5…..….d3

6………d4

7………d5

8…..….d6

9…..….d7

10……..d8

11….….d9

12….....d10

IDENTIFICAR UN ELEMENTO CON SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA


Teniendo en cuenta estas reglas (Moeller, Pauli y Hund), para escribir la configuración electrónica de un elemento se representan los subniveles identificados por su valor de n y l, y se le pone como

superíndice el número de electrones del subnivel

Una vez asignados todos los electrones, se deben ordenar los subniveles dentro de su mismo nivel y por orden creciente de n, independientemente del orden de llenado

Así, por ejemplo, para el Titanio (Z=22) su configuración electrónica será:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

Sin embargo, la configuración se escribe:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2


CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE UN ION

Para los ANIONES, se añade un número de electrones igual a la carga

del mismo en el orbital que corresponda

Para los CATIONES, se deben retirar un número de electrones igual a la carga del mismo del orbital más externo del átomo, una vez ordenados en función del

valor de n

¡¡Cuidado!!: no salen los últimos electrones que han entrado (en el caso de no coincidir con el orbital de mayor

energía)Así, por ejemplo, para el anión sulfuro S2- (Z=16) su configuración electrónica

es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Así, por ejemplo, para el catión sulfuro Ni2+ (Z=28) su configuración electrónica es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8

Los átomos consiguen estabilidad formando iones, de forma que adquieran la configuración electrónica de gas noble ( grupos representativos).

Los metales de transición, a menudo no adquieren configuración de gas noble, si no que se hacen estables perdiendo los electrones de la capa más externa.


Cuando la diferencia de energía entre dos orbitales sucesivos es muy pequeña, las repulsiones electrónicas hacen que se altere, en algunos casos, la configuración electrónica que debería aparecer

Así, por ejemplo, para el Cromo (Z=24)su configuración electrónica debería

ser:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2

sin embargo, la configuración real es:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1


7. TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica se elaboró colocando los elementos en orden creciente de su número atómico, Z, y situando en el mismo grupo

aquellos que tienen propiedades químicas similares

Ahora ya sabemos que los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares porque tienen la

misma configuración electrónica en su capa de valencia


Se llaman períodos a las filas y grupos a las columnas

Hay siete períodos, numerados del 1 al 7, y dieciocho grupos, nombrados del 1 al 18.

En los períodos, los elementos tienen el mismo valor de n en la capa de valencia, y en los grupos los elementos tienen la misma configuración electrónica más externa con valores crecientes de n

Se pueden distinguir cuatro bloques, s, p, d y f,en los que se llenan esos mismos orbitales


El grupo 18 tiene configuración de gas noble que, salvo el He que tiene 1s2, para los demás es ns2 np6

Por ello, para los períodos siguientes, se pueden escribir las configuraciones electrónicas resumiendo la del gas noble anterior y añadiendo los electrones situados en nuevos orbitales

Por ejemplo, para el Mn (Z=25) se puede escribir como

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 o bien como: [Ar] 3d5 4s2


TABLA PERIÓDICA YPROPIEDADES PERIÓDICAS

Existe una variación periódica de determinadas propiedades de los elementos que forman los grupos y los períodos de la tabla periódica como consecuencia de la periodicidad en la configuración electrónica

de los elementos

En un PERÍODO, al avanzar hacia la derecha, aumenta la carga nuclear (a la vez que se añade un electrón a la corteza), por lo que los electrones de la capa de valencia serán cada vez más atraídos

por la carga positiva del núcleo

En un GRUPO, al bajar en los mismos, los electrones entran cada vez en capasde mayor valor de n, por lo que irá aumentando su distancia al núcleo y por tanto se sentirán menos

atraídos

Como consecuencia de ello, existen algunas propiedadesde los elementos que varían de manera periódica


MUY

IMPORTANTE


Radio atómico

Disminuye al desplazarse hacia la derecha en un período y aumentará al bajar en un grupo

Radio atómico de un elemento es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos vecinos.



Radio iónico Los radios iónicos, en general, aumentan al

descender por un grupo y disminuyen a lo largo de un periodo.

- Los cationes son menores que los respectivos átomos neutros.

- Los aniones son mayores.



Energías de ionización

Energía necesaria para arrancar un mol de electrones a un mol de átomos de ese elemento cuando se encuentra en su estado fundamental y gaseoso

X (g) + E.I ➙ X+ + e-

Al arrancar un electrón se forma un ión positivo, por lo que para arrancarle un segundo electrón habrá que suministrar más energía que para el primero. Es por ello que los valores de EI aumentarán de modo que:

1ª EI < 2ª EI < 3ª EI < ....

En un período, como aumenta la carga nuclear Z hacia la derecha, la EI lo hará en el mismo sentido, ya que los electrones periféricos están muy atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más trabajo arrancarlos. En un grupo, disminuirá al bajar en el mismo, pues el electrón a arrancar está cada vez más alejado del núcleo y por tanto menos atraído por él.



Electronegatividad

Tendencia que tiene un átomo a atraer sobre sí a los electrones que comparte con otro átomo.

Aumenta hacia la derecha y hacia arriba en un grupo, ya que al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a los

electrones compartidos.


Afinidad electrónica

Energía desprendida en un proceso en el que un determinado átomo neutro gaseoso en estado fundamental, capta un electrón para dar un ion mononegativo gaseoso en estado fundamental.X (g) + e- ➙ X- + A.E

Aumenta hacia la derecha y hacia arriba en un grupo, ya que al ser su radio menor, el núcleo atraerá con más fuerza a ese electrón.

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