El átomo. 4º ESO

El átomo. 4º ESO

Chema Martín

¿Por qué tantos modelos atómicos?

Teorías atómicas.

¿Qué es una teoría física o un modelo? Es un conjunto de ideas alrededor de un fenómeno físico que debe ser capaz de explicar los hechos experimentales conocidos sobre ese fenómeno físico. Son las explicaciones que damos a los hechos experimentales. Los hechos son irrefutables, mientras que las

explicaciones, los modelos, han ido cambiando según se conocían nuevos hechos que los modelos vigentes no podrían explicar. Por eso en este tema veremos tantos modelos atómicos, siguiendo la estructura

HECHOS CONOCIDOS->MODELO->EXPLICACION DE LOS HECHOS

CONOCIDOS. Cuando se descubren nuevos hechos que el modelo vigente no es capaz de explicar, se construye otro (normalmente no de modo rupturista, sino como un refinamiento del anterior).

¿Se entiende ahora?. Veremos la historia de los modelos atómicos.

Modelo atómico de Dalton

• La materia está formada por partículas individuales, indestructibles y de tamaño fijo denominadas átomos.

• Los átomos de un mismo elemento son iguales entre si en tamaño y en masa, pero distintos de los átomos de otro elemento diferente.

• Los compuestos químicos se forman al unirse los átomos de diferentes elementos entre sí siempre en la misma relación (moléculas iguales).

De aquí procede el uso de la fórmula de un compuesto, que nos indica el nº de átomos de cada clase que componen una cualquiera de sus moléculas (ej: H₂O, NH₃, NaCl...). A los átomos de un elemento los representamos por una o dos letras, la 1ª mayúscula (H, He, O, Cl, C, Ne, Ar, Na) que proceden del nombre del elemento en latín

(generalmente)

• En una reacción química, los átomos se reagrupan de forma distinta a como estaban inicialmente, pero ni se crean ni se destruyen. ej:

H₂+O₂→H₂O. La reacción debe ajustarse para que se cumpla que TODOS los que están en el primer miembro (reactivos) vuelvan a APARECER en el segundo (aunque unidos de forma distinta) . Correctamente sería 2H₂+O₂→2H₂O (o cualquier múltiplo de esta)

Tubo de rayos catódicos

• Video muy completo en ingles:

http://www.youtube.com/watch?v=CsjLYLW_3G0

• El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión.

• Con este experimento se averiguó cómo se desplazaban los rayos y se pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un

destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.

Tubo de rayos catódicos

• Con este experimento se averiguó de dónde salían los rayos.

Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos se observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. Ésto indicaba que los rayos partían del cátodo. Por eso se los llama RAYOS

CATÓDICOS.

Tubo de rayos catódicos

• Con este experimento se averiguó si los rayos tenían masa. En el camino de los rayos se interpuso una

pequeña rueda. Se observó que la rueda giraba como

consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los

rayos poseían masa.

Tubo de rayos catódicos

• Con este experimento se averiguó qué carga tenían los rayos. Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, se comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se

acercaban al polo positivo. Este comportamiento

indicaba que los rayos eran partículas negativas .

Rayos catódicos: descubrimiento del electrón

• Más tarde se demostró que las propiedades de los rayos catódicos eran independientes de la composición del gas residual, por tanto las partículas integrantes de estos rayos tienen que ser componentes de todos los átomos.

• Thomson (1897) con un tubo de descarga como el de la figura, utilizando un campo eléctrico y otro magnético perpendiculares, para desviar de forma conveniente el haz de rayos catódicos, determinó la relación carga masa de estas partículas:

• A esta primera partícula se le denominó

electrón como se había sugerido a raíz de los experimentos de electrolisis, para el

portador de la carga mínima.

g m C

q 1,7592.10⁸ /

Electrón y modelo atómico de Thomson

El físico J.J Thomson determinó que los rayos catódicos eran un flujo de

pequeñísimas

partículas, con carga eléctrica negativa que llamó

ELECTRÓN

Los electrones

estarían colocados en el átomo como las “pasas” en un

“budín de pasas”.

El átomo ya no es tan “indivisible”

como creía Dalton

Radioactividad

El primero en observarla fue Becquerel (1896)- Unas sales de Uranio velaban las películas fotográficas que estaban perfectamente envueltas en un cajón.

La radiactividad procede el núcleo del átomo.

Cuando un átomo es muy pesado o resulta inestable se “desintegra” por sí sólo. Ésta es la fisión nuclear.

Por el contrario, cuando átomos más pequeños se unen para formar un núcleo atómico mayor, ocurre la fusión nuclear. Por ejemplo, el hidrógeno de las

estrellas produce helio

La radiactividad también fue estudiada por Pierre y Marie Curie, que

descubrieron el radio y el polonio y recibieron el Nobel junto a Becquerel

RADIACTIVIDAD

. Partículas alfa:

núcleos de helio

. Partículas beta:

Electrones

. Partículas gamma:

radiación

Experimento de Rutherford El núcleo del átomo

Rutherford se hizo la siguiente pregunta:

¿Será el átomo denso y macizo como el plomo?...

…….¿O será “hueco” como la paja?

Ruterford eligió partículas alfa (núcleos de helio) como proyectiles y una lámina de átomos de oro como barrera

La mayor parte de los proyectiles (núcleos de helio) atravesaban la lámina como si ésta estuviese totalmente hueca

Pero otros núcleos de helio se desviaban fuertemente, como si chocase con algo muy denso.

Es decir los átomos no son ni densos como el plomo ni huecos como la paja.

EXPERIENCIA DE RUTHERFORD

Los átomos deben tener una pequeña zona donde la masa está muy concentrada (NÚCLEO)

La mayor parte del átomo lo ocupa una zona casi vacía (CORTEZA) donde estarían los electrones

Modelo atómico de Rutherford

Si los átomos fuesen del tamaño de un campo de fútbol, el núcleo sería como un guisante

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

Los electrones giran alrededor del núcleo.

En el centro del átomo está el núcleo atómico, un punto de pequeñas dimensiones donde se concentra la masa.

ÁTOMO DE DALTON

(bola)

ÁTOMO DE THOMSON (pudin de pasas)

ÁTOMO DE RUTHERFORD (sistema solar)

Explica las leyes ponderales de la Química

No explica las

propiedades eléctricas de la materia ni la existencia de

electrones

Explica las propiedades eléctricas de la materia y la presencia de electrones No explica la existencia de otras partículas (protones y neutrones)

Explica la existencia de protones y neutrones y los resultados de la experiencia de Rutherford

No explica los espectros de emisión/absorción de los diferentes elementos

Descubrimiento del protón

• Cuando se emplean tubos de descarga con el cátodo perforado, se observa detrás de él, un haz de luz producido por determinados rayos que atraviesan los orificios. (Rayos canales o rayos positivos).

• Los estudió Thomson en 1911 y obtuvo la relación q/m cuando el gas residual era hidrógeno. El valor obtenido coincidía con el que se calculó en la electrólisis para los iones hidrógeno. Si el gas

residual era otro la relación q/m siempre era menor.

• En 1919 Rutherford bombardeó con partículas alfa gas nitrógeno y observó que algunas daban lugar a oxígeno -17 y otra partícula

cuyas propiedades coincidían con las observadas por Thomson en los rayos positivos, cuando el gas residual era hidrógeno:

• Posteriormente Rutherford observó que esta partícula se producía en otras reacciones nucleares, con lo que dedujo que era una

partícula elemental a la que llamó protón.

p O

N

14 7 4

2

   

Descubrimiento del neutrón

• Pero Rutherford se dio cuenta de que la masa del núcleo no era la suma de la de los protones que contenía

• Así una partícula alfa (núcleos de helio) tenía una carga de dos protones pero su masa era

aproximadamente cuatro veces la del protón.

• Por eso supuso que en el núcleo tenía que existir otra partícula de masa similar pero sin carga

• En 1932 James Chadwick (1891-1974) descubrió el neutrón en la siguiente reacción nuclear:

n C

Be

9 4 4

2

   

1 uma (unidad de masa atómica) = Es, aproximadamente, la masa del átomo más ligero, el hidrógeno. Equivale a 1,661 x 10^-27 kilogramos

El átomo tiene corteza y núcleo

Carga del electrón y el protón = 1,6 × 10⁻¹⁹ Culombios Partícula Masa (kg) Masa

(uma)

Carga (C) Carga (e) Núcleo Protón 1´6725.10^–27 1,0073 +1,6·10 ^–19 +1

Neutrón 1´6748.10^–27 1,0087 0 0

Corteza Electrón 9,1096.10^–31 0,00055 –1,6·10 ^–19 –1

Caracterización del átomo

– Número atómico (Z): el número de protones que tiene el núcleo. En el átomo neutro coincide con el número de electrones en la corteza. Todos los átomos del

mismo elemento químico tienen igual número

atómico. Por ejemplo, todos los átomos de oxígeno tienen Z = 8.

– Número másico (A): la suma de los neutrones y los protones. Se llama así porque la masa del átomo en uma es prácticamente igual a dicho número (porque neutrones y protones tienen masa 1 uma y los

electrones masa casi despreciable)

Átomos e iones

• En los átomos el número de protones es igual al de electrones. Así resulta que el átomo no tiene carga eléctrica neta (es neutro), se

compensan la carga negativa de los electrones con la carga positiva de los protones.

• Los átomos pueden perder o ganar con cierta facilidad electrones, formándose los denominados iones:

– Iones positivos o cationes: Se forman por la pérdida de electrones. Tienen tantas cargas positivas como electrones han perdido. Así, el Fe²⁺ es un átomo de hierro que ha perdido 2 electrones. Se llaman así porque van al cátodo en una disolución.

– Iones negativos o aniones: Se forman por la ganancia de electrones. Tienen tantas cargas negativas como electrones han ganado. Así el Cl^– es un átomo de cloro que ha ganado un electrón. Se llaman así porque van al ánodo en una disolución.

Representación de los átomos

• El átomo se representa por un símbolo o abreviatura del nombre del elemento (X) ,por su número atómico (Z) y su número másico (A):

X

• Conociendo el símbolo del elemento y sus números atómico y másico, es fácil determinar las partículas del átomo. Por ejemplo, para el carbono

6

C), que tiene Z = 6 y A = 14, tenemos 6 protones (Z

= 6), 6 electrones y 8 neutrones (A – Z).

• Si el átomo no es neutro se indica su carga de esta manera:

C

.

Sería un átomo de carbono al que le faltan 2 electrones. Por tanto,

tendría 6 protones, 14–6=8 neutrones y 6–2=4 electrones (se restan

los 2 que le faltan, por eso tiene 2 cargas positivas). Si el átomo fuese

el

O

tendría 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones (los 8 del

átomo neutro, tantos como protones, y los 2 de más que ha ganado).

Isótopos

• Todos los átomos del mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones en el núcleo. Sin embargo, el análisis de muchos elementos ha llevado a la conclusión de que algunos tienen diferente número de neutrones y por ello diferente

número másico.

• Los átomos de un mismo elemento (tienen que tener el mismo número atómico) que tienen distinto número másico, es decir, distinta masa, se llaman isótopos.

• Por ejemplo, existen en la naturaleza tres átomos diferentes del hidrógeno: ¹1H,²1H y ³1H.

Los tres tienen un único protón (Z=1), el primero no tiene neutrones, el segundo tiene 1 neutrón y el tercero tiene dos neutrones.

• A veces se representan los isótopos como el símbolo del elemento seguido del número másico (ej: Cl–35 y Cl–37, 3 isótopos del Cl). El número atómico de un elemento es fijo y a veces no se indica.

• Ahora podemos dar la definición exacta de u.m.a.: Inicialmente se tomó como la masa del átomo de hidrógeno, el más ligero de todo, pero hoy día se ha cambiado y se toma como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. Es decir, un átomo de C-12 pesa

exactamente 12 u.m.a. Viene a ser prácticamente igual a la definición antigua, de ahí lo de la doceava parte.

Masa atómica media

• En la tabla periódica se indica el número atómico de cada elemento y su masa atómica media, que es la

suma de la masa de cada uno de los isótopos naturales que existen de ese elemento multiplicada por el

porcentaje en que se encuentran en la naturaleza y

todo ello dividido entre 100. Así, la masa atómica de los isótopos anteriores sería 35 u.m.a. y 37 u.m.a.,

aproximadamente y sabiendo que su riqueza natural es del 75% y del 25% respectivamente, podemos calcular la masa atómica media del cloro como:

•

• Cuando la luz blanca pasa por un prisma de

cristal todos los colores que la forman (el arco

iris) se separan y pueden ser proyectados en

una pantalla. Es el espectro continuo de la luz

blanca.

• Sin embargo, cuando realizamos una

descargar eléctrica sobre un elemento en estado gaseoso, la luz emitida por éste, al pasar por el prisma, sólo contiene algunos colores, algunas rayas. Es su espectros

atómicos de emisión.

• Si la sustancia es frágil se puede obtener su

espectro haciendo pasar luz blanca a través de ella. Obtendremos un arco iris de colores y

rayas negras que serían las que habrían

aparecido al hacer el espectro de emisión. Es el denominado espectro atómico de

absorción y vendría a ser el complementario

del anterior.

• El modelo de Rutherford no era capaz de

explicar los espectros atómicos. Según la física clásica un electrón girando es una carga

acelerada que emitiría una onda

electromagnética de todas las frecuencias posibles e iría perdiendo energía con esa emisión hasta caer al núcleo.

• Para explicar los espectros se propone el

modelo de Bohr.

Modelo atómico de Bohr

• Niels Bohr (1885 – 1962) propuso en 1913 un modelo que explicaba el espectro del hidrógeno.

• Los postulados en los que se fundamenta este modelo son:

1. El electrón se mueve en una de las órbitas

circulares permitidas alrededor del núcleo, debido a la atracción eléctrica de éste. En dichas orbitas el electrón ni emite ni absorbe energía. Se las

denomina orbitas estacionarias.

2. Las órbitas permitidas son aquellas que cumplen una determinada condición física (rmv=nh/2π). Cada

órbita viene caracterizadas por un número entero n,

denominado número cuántico principal ,que toma los

valores 1,2,3,4, e indica el tamaño de la órbita y

la energía del electrón en esa órbita (mayores

ambos cuanto mayor es n).

3. Si el electrón está inicialmente en una órbita de energía E₂, (porque ha sido excitado con una corriente

eléctrica, por ejemplo)y pasa a una órbita más baja, de energía E₁ (E₂>E₁), la energía perdida en el salto se

transforma en luz de una determinada energía y por tanto una determinada frecuencia, una raya en el espectro, un color. (Espectro de emisión).

Por el contrario para pasar del nivel de energía E₁ al E₂ debe absorber una radiación electromagnética de la misma frecuencia anterior. Si al átomo se le comunica una mezcla de radiaciones luminosas de diferentes frecuencias, absorberá la justa para saltar y

obtendremos un espectro continuo al que le faltan ciertas rayas(Espectro de absorción)

Explicación de los espectros atómicos

Refinamientos al modelo de Bohr

• Pero el modelo de Bohr no sirve para explicar los espectros de átomos polielectrónicos.

• Cuando se obtienen espectros de hidrógeno con espectroscopios de alta resolución aparecen líneas desdobladas (estructura fina).

• Para interpretar esta estructura fina, Sommerfeld (1865- 1951) supuso que el electrón del átomo de hidrógeno podía girar también en órbitas elípticas. Esto le llevó a introducir otro número cuántico, relacionado con la forma de las órbitas.

• Por tanto la energía del electrón en las distintas órbitas viene

determinada por el valor de esos dos números cuánticos. De esta forma pudo interpretarse la estructura fina.

• En 1896 Peter Zeeman (anterior a la teoría de Bohr) observó que cuando los átomos de un elemento se excitan en presencia de un campo

magnético las líneas del espectro se desdoblan, lo que obligó a

introducir un tercer número cuántico.

Modelo Mecánica Cuántica.

• Erwin Schrödinger y Werner Heisenberg crearon la nueva mecánica cuántica de la que surgen como consecuencia de un tratamiento matemático los números cuánticos que

caracterizan los estados energéticos posibles de los

electrones en los átomos. Lo hicieron en 1927 y es, hasta hoy, la teoría definitiva.

• Se basa en 2 principios básicos:

– La hipótesis cuántica de Max Planck (1900): afirma que la energía de los cuerpos, al igual que la carga, esta cuantizada, compuesta de

trozos muy pequeños a los que llamamos cuantos. Vendrían a ser los

“átomos” de la energía. Sólo podemos conseguir “cuantos de energía”.

– Principio de incertidumbre de Heisemberg: Es imposible en un instante dado, determinar simultáneamente la posición y la

velocidad de un electrón. Por eso no se puede hablar de trayectorias definidas del electrón, sino de zonas donde es muy probable

encontrar al electrón, los ORBITALES

Orbitales

• En la modelo mecanocuántico del átomo desaparece el concepto de órbita y es sustituido por el de ORBITAL : Región del espacio en la que la probabilidad de

encontrar el electrón es muy alta (se suele dibujar la zona de probabilidad >95% ).

• En cada orbital puede haber 1 o 2 electrones como máximo.

• Se designan mediante una letra que indica su forma: s, p, d, f

• Van en “pack”. El orbital s es único, el p es triple, el d es

quíntuple y el f es séptuple.

• Para indicar los orbitales se usa la siguiente denominación.

• 1º el nº cuántico principal n, que indica el tamaño y la energía del orbital.

(n=1,2,3, …). Todos los orbitales con igual n serán del mismo nivel o CAPA.

• 2º una letra que indica la forma del orbital (y también influye en su energía).

Las letras son s, p, d, f, …No usaremos más que estos 4 tipos de orbitales.

• Como hemos dicho antes, sólo hay un tipo de orbital s por nivel (al ser

esférico), pero hay 3 tipos de orbitales p (px,py y pz), 5 de orbitales d y 7 de orbitales f. No insistiremos en el nombre de cada uno.

• En el nivel n=1 sólo hay orbitales s, en el n=2 hay s y p, en el n=3 hay 3 tipos de orbitales: s, p y d, y así sucesivamente.

– Así, en el nivel uno hay un orbital 1s, en el 2 hay un orbital 2s y 3

orbitales 2p, en el tercer nivel hay 9 orbitales (n2): un orbital 3s, 3

orbitales 3p y 5 orbitales d.

Por último

• El orden de llenado no es por capas, sino por

la energía de los orbitales. Se llenan de menor

a mayor energía y el orden viene establecido,

de manera aproximada, por el diagrama de

Moeller. Aquí hay 2 versiones

Vamos llenando

Seguimos llenando

Iones

• Es igual, pero poniendo o quitando electrones:

Especie Nombre Conf. Electr.

9

F Fluor 1s

2s

2p

9

F

Ion Fluor 1s

2s

2p

8

O Oxígeno 1s

2s

2p

8

O

anión oxigeno-1 1s

2s

2p

8

O

Anión oxigeno-2 1s

2s

2p

11

Na Sodio 1s

2s

2p

3s

11

Na

catión sodio +1 1s

2s

2p

Tabla periódica

• Todos los elementos de la naturaleza ordenados por nº atómico.

• ¿y por qué no se ponen en una larga tira?.

• Porque se observó que cada cierto nº de

elementos se repiten las propiedades químicas de los elementos (valencia). Esos elementos con propiedades comunes son una familia y en la

tabla periódica se ponen en la misma columna

(igual columna=iguales propiedades)

Períodos

• Asi se construye la tabla periódica, que contiene a día de hoy 7 filas o períodos y 18 columnas, llamadas familias o grupos.

• Los períodos, las filas, se numeran de la 1 a la 7 y por el motivo que veremos a continuación no todos son igual de largos, aunque todos empiezan por un metal alcalino y terminan en un gas noble .

–1 Período muy corto, el 1º, con 2 elementos.

–2 Períodos cortos, el 2º y 3º, con 8 elementos.

–2 Períodos largos, el 4º y 5º, con 18 elementos

–2 Períodos ultralargos, el 6º y el 7º (sin completar), que contienen

además de los 18 que se ven los 14 situados debajo, denominados

elementos de transición interna o tierras raras.

Familias

• Se denomina periódica porque los elementos colocados en la misma columna tienen propiedades químicas muy similares (la más importante, la valencia), es decir, las propiedades químicas se repiten periódicamente. Así, el Li, Na, K, Rb…, etc, son:

– metálicos,

– tienen valencia 1 y forman cationes monopositivos con facilidad.

– Se oxidan con mucha facilidad dando un oxido blanco.

– Reaccionan violentamente con el agua.

– Tienen un electrón en la última capa

Forman la familia de los metales alcalinos. Los elementos

situados en la misma columna, y por tanto, con propiedades

químicas semejantes, se llaman familias

Elementos representativos

• Las familias más importantes son las 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 (la 18, los gases nobles, se usa como referencia, pues no forman compuestos y químicamente carecen casi de interés). Esas familias más importantes están formadas por los llamados elementos representativos, llamados así por el gran cambio de propiedades que hay al pasar de una familia a otra, a diferencia de los metales de

transición (familias 3 a 12), que tienen todos

propiedades similares, siendo más acusado en los

metales de transición interna (Tierras raras, Lantánidos y

Actínidos)

Grupos: Familias principales

• Para llamar a las familias se usan números (del 1 al 18), aunque las más importantes tienen nombre propio que hay que aprender:

– Familia 1: Alcalinos: Li (litio), Na (sodio), K (potasio), Rb (Rubidio), Cs (Cesio) y Fr (Francio) – Familia 2: Alcalino-Terreos: Be (Berilio), Mg (Magnesio), Ca (Calcio), Sr (Estroncio), Ba

(Bario) y Ra (Radio)

– Familias 3 a 12: metales de transición. Forman todos una gran familia con propiedades muy similares, sin importar mucho su posición. De entre estos nos fijaremos en unos pocos que aparecen en multitud de compuestos químicos: Fe (Hierro), Co (Cobalto), Ni (Niquel), Cr (Cromo), Mn (Manganeso), Ag (Plata), Cu (Cobre), Zn (Zinc), Cd (Cadmio), Au (Oro), Hg (Mercurio) son los más importantes.

– Familia 13: Terreos: B (Boro) y Al (Aluminio)

– Familia 14: Carbonoideos: C (Carbono) y Si (Silicio)

– Familia 15: Nitrogenoideos: N (nitrógeno), P (fósforo), As (Arsénico) y Sb (Antimonio) – Familia 16: Anfígenos: O (Oxígeno), S (Azufre), Se (Selenio) y Te (Teluro)

– Familia 17: Halógenos: F (Flúor), Cl (Cloro), Br (Bromo) y I (Iodo)

– Familia 18: Gases nobles: He (Helio), Ne (Neón), Ar (Argón), Kr (Kriptón), Xe (Xenón) y Rn (Radón)

• Tablas:

– http://www.mcgraw-hill.es/bcv/tabla_periodica/

– http://www.ptable.com/

• Historia:

– http://es.wikipedia.org/wiki/Tabla_peri%C3%B3d

ica_de_los_elementos

Metales y no metales

Propiedades

• Metales

– Brillo

– Conducen electricidad y calor

– Dúctiles (hilos) y maleables (láminas) – Alta densidad

– Altos puntos de fusión (sólidos)

– Duros

• No metales:

– Gases u mates

– Aislantes eléctricos y caloríficos.

– Frágiles

– Baja densidad

– Bajos punto de fusión (gases)

– Blandos

Propiedad y configuración

• Si escribimos las configuraciones electrónicas de los miembros de una familia nos llevaremos una sorpresa. Por ejemplo, alcalinos:



Li: 1s

2s



Na: 1s

2s

2p

3s



K:1s

2s

2p

3s

3p

4s



Rb:1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

TODOS TERMINAN EN ns

(n indica el período)

Otra familia

• Alcalino-terreos:



Be: 1s

2s



Mg: 1s

2s

2p

3s



Ca:1s

2s

2p

3s

3p

4s



Sr:1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

5s

 TODOS LOS ALCALINO-TERREOS ACABAN EN ns

Otra

• Anfigenos:

 O: 1s

2s

2p

 S: 1s

2s

sp

3s

3p

 Se: 1s

2s

2p

3s

3p

4s

3d

4p

 TODOS LOS ANFÍGENOS ACABAN EN ns

np

(6 electrones en la última capa)

 Ojo: el 3d

es de la capa anterior, aunque se

llene después

Resumen

Otro resumen

Grupo Nombre Última capa e^- última capa

1 Alcalinos ns

1

2 Alcalino-térreos: ns

2

13 Terreos ns

np

3

14 Carbonoideos ns

np

4 15 Nitrogenoideos ns

np

5

16 Anfígenos ns

np

6

17 Halógenos ns

np

7

18 Gases nobles: ns

np

8

Estructura (configuración electrónica) y propiedades (posición tabla periódica)

• Están íntimamente unidas. Un elemento tiene las propiedades química que tiene por su

configuración electrónica externa. Es lo que un átomo “ve” de otro cuando se acercan para

combinarse en un compuesto.

• Así, si un elemento tiene configuración

electrónica acabada en 4s

será un alcalino del 4º período y tendrá propiedades similares a

los otros alcalinos.

Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 5d⁴ 6 s²

Periodo: 6

Metal de transición 4º columna

Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 6 s² 6p3

Periodo: 6

Grupo del nitrógeno

Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine 7s² 5f³ 6d¹

Periodo: 7

Metal de transición interna (actínido) 3º columna

Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 4s² 4p6

Periodo: 4

Grupo gases nobles

Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 1s¹

Periodo: 1

Grupo HIDRÓGENO

Propiedades periódicas

Tamaño del átomo

Radio metálico

Radio iónico

Energía de ionización.

Afinidad electrónica.

Electronegatividad

Carácter metálico.

RADIO ATÓMICO

• Se relaciona con el “tamaño” del átomo”

• Es la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están

enlazados entre sí.

• Puede ser:

– radio covalente (para no metales)

– radio metálico (para los

metales)

Variación en el radio atómico

-

+ + -

En un mismo grupo: al bajar, aumentamos de periodo, por tanto de capa y el radio del átomo aumenta

En un mismo periodo: al desplazarnos a la derecha, hay mayor número de protones en el núcleo, mayor atracción sobre los electrones de la corteza, menor radio atómico

Aniones y cationes

Un catión es mas pequeño que el átomo del que procede ya que al haber menos electrones se repelen menos. Incluso puede

ocurrir una gran contracción en el átomo al perder una capa En los aniones, al entrar algún electrón de más aumentan las repulsiones entre cargas del mismo signo, los electrones, y aumenta el volumen atómico.

ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (E

)

• “Es la mínima energía necesaria para extraer o arrancar un e^– a un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental y formar un catión”.

M (g)  M⁺ (g) + 1e^-

• Es siempre positiva (proceso endotérmico, hay que “dar”) y se expresa en eV/átomo o en kJ/mol.

• Se habla de 1ª Energía de ionización(E_I1), 2ª Energía de ionización (E_I2), ... según se trate del primer, segundo, ... e^– extraído.

• Los metales tienen una primera energía de ionización baja (cuesta poco

arrancarles electrones). Los halógenos y gases nobles tienen una energía de ionización alta.

• La Energía de ionización aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z^* y disminuir el radio.

• La Energía de ionizaciónde los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.

Variación de la energía de ionización

Los metales alcalinos tiene menor energía de ionización (cuesta poco arrancar un electrón)

Según bajamos en un grupo, los electrones externos

“sienten” menos la atracción eléctrica de los protones del núcleo, es más fácil arrancarlos. La energía de ionización desciende al ir hacia abajo en un grupo

- +

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ELECTRONEGATIVIDAD(E.N.)

• La electronegatividad (E.N.) mide la tendencia de un átomo en una molécula a atraer los e^– del enlace hacía sí.

• La electronegatividad se determina comparando dos elementos:

El oxígeno es más electronegativo que el azufre El azufre, más electronegativo que el carbono…

• Pauling estableció una escala de electronegatividades que varía entre el francio (el menos electronegativo) y el flúor (el más electronegativo) (0,7 para el francio y 4 para el flúor)

• Los elementos más electronegativos son el flúor y el oxígeno

• La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.

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Las propiedades de los metales están relacionada con:

Brillo metálico, ductibilidad y maleabilidad, tendencia a formar cationes…

El carácter metálico aumenta hacia la izquierda en un periodo y hacia abajo en los grupos de los elementos representativos.

CARÁCTER METÁLICO

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