¿De qué están hechos
los átomos?
Componentes del Átomo: electrones
J. J. Thompson (1897): los rayos catódicos están formados por
partículas negativas denominadas electrones.
Electrón negativo
Carga positiva distribuida por la esfera
El modelo atómico de Thompson
Componentes del Átomo: núcleo y protones
Partículas dispersas La mayoría de laspartículas no se desvían
Lámina fina de oro
Pantalla circular fluorescente (ZnS) Fuente de partículas alfa
Haz de Partículas
Partículas incidentes Átomos de la lámina de oro Núcleo
La mayoría de la masa del átomo
y toda su carga positiva se
concentra en un a región muy
pequeña pero muy densa,
denominada núcleo.
El núcleo es el origen de que
unas pocas partículas alfa
“reboten”.
La gran mayoría del volumen
total del átomo es una espacio
vacío en el que los electrones se
mueven alrededor del núcleo.
Ello explica que la gran
mayoría de las partículas
alfa pasen a través de la
lámina.
Componentes del Átomo: núcleo y neutrones
En 1932 James Chadwick descubrió los
neutrones que son partículas subatómicas que
se encuentran en el núcleo y no tienen carga.
Bombardeó una muestra de Be con partículas
alfa (núcleos de helio), que hacen que el berilio
emita una radiación. Al estudiar esta radiación,
que antes había sido confundida con rayos
gama, se dio cuenta que no era afectada por un
campo magnético.
Como todas las partículas con carga al moverse,
generan un campo magnético, estas partículas
debían ser neutras, y no eran fotones porque no
presentaban el efecto fotoeléctrico.
Su descubrimiento apoyo el modelo atómico
propuesto por Rutherford
•Luz, fotones y espectro electromagnético
•Las partículas subatómicas
•El modelo de Bohr.
•El modelo mecanocuántico.
•El átomo de hidrógeno.
• Configuraciones electrónicas de los átomos.
El llenado de los subniveles y la tabla periódica
Configuración electrónica de los iones
monoatómicos.
La luz como una onda
La luz viaja por el espacio en forma de onda, definida por:
Longitud de onda ()
Frecuencia ()
Amplitud () Baja frecuencia Alta frecuenciaLa luz como un haz de fotones (naturaleza corpuscular)
Energía radiante (fotones) Electrones emitidos (corriente eléctrica) SuperficieEfecto fotoeléctrico
•Los electrones sólo se arrancan
cuando la luz incidente supera un
cierto valor de la energía.
•El
número
de
electrones
arrancados es proporcional a la
intensidad de la luz.
Einstein demostró mediante el
efecto fotoeléctrico
que la luz está
formada por un haz de partículas
denominadas
fotones
.
En el siglo XVII Newton demostró que la luz natural (blanca) puede descomponerse en sus diferentes colores, originando un espectro continuo, donde aparecen todas las longitudes de onda entre 400 y 700 nm (aproximadamente).
Fuente Rendija
Prisma Pantalla
La luz es radiación electromagnética. La radiación electromagnética
puede tener longitudes de onda muy cortas o muy largas.
El espectro visible es sólo una pequeña parte del espectro
electromagnético, que contiene todas las radiaciones existentes en el
Universo.
El espectro electromagnético
Conclusiones de los espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del sodio (región del visible)
Los espectros de los elementos no
son continuos, sino que están
formados por líneas a longitudes de
onda determinadas .
Espectro atómico de absorción del sodio (región del visible)
Estas líneas se describieron como
Intensas (
s
harp)
Principales (
p
rincipal)
Difusas (
d
ifuse) o
Puesto que el espectro de emisión y el de
absorción coinciden y no dependen del
compuesto estudiado, sino del elemento, parece
claro que los espectros atómicos están
relacionados con los átomos, que deben tener
una estructura interna que de cuenta de ambos
tipos de espectros.
Espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del hidrógeno (región del visible)
Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía para desplazarse de un nivel de energía a otro distinto. Ello significa que sólo algunos niveles de energía están permitidos, es decir, que los
niveles están cuantizados (limitados a determinados valores). Se demostró que estas líneas podían predecirse mediante ecuaciones con series matemáticas empíricas como:
2 2 2 1 181
1
10
179
.
2
n
n
x
La respuesta de Bohr
En el átomo de hidrógeno el electrón gira en una órbita circular alrededor del núcleo. Esta es una órbita estable en la que el electrón no emite energía.
Orbita estable es aquella en la que el movimiento circular del electrón está cuantizado: mvr = nh/2 donde n = 1, 2, 3… etc e-, m e p+, m p r v
El valor del radio viene determinado por:
2
2
2
mZe
h
n
r
es la cte de Rydberg RH
2
2
2
1
2
2
h
n
e
mZ
E
Y el de la energía de la órbita por:
El modelo de Bohr
Mediante este modelo tan simple, Bohr obtuvo una ecuación para la energía del electrón del hidrógeno prácticamente idéntico al obtenido empíricamente con las series matemáticas, por lo que puede escribirse:
n es el número cuántico principal, que toma valores 1,2,3,4,... El estado de energía más estable es el que corresponde a n = 1, que se denomina
estado fundamental.
Cuando el electrón pasa a un estado con n = 2 o superior (lo que consigue al absorber energía), entonces se dice que está en un estado excitado. Entonces ese electrón puede volver a su estado fundamental, emitiendo un fotón.
El modelo de Bohr
n E Serie de Paschen Serie de Balmer Serie de LymanPermite predecir los valores de energía observados en los espectros:
e
e
h
h
Excitacióne
e
h
h
RelajaciónDel modelo de Bohr a la mecánica ondulatoria
El modelo de Bohr permite predecir las líneas del espectro de hidrógeno con un 0.1 % de error. Sin embargo, al aplicarse al helio, este error aumenta hasta el 5%. Para elementos con más electrones no proporciona resultados que coincidan con los experimentales. El modelo de Bohr sólo es correcto para el átomo de hidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto es, que sólo contengan un electrón.
La explicación de la estructura del átomo no podía ser explicada en función de un simple giro de los electrones alrededor del núcleo en una órbita definida. En la década de 1920 algunos científicos comenzaron a especular sobre una teoría construida desde un nuevo enfoque: el comportamiento dual del electrón como
Dualidad onda-materia
L. de Broglie
(1892-1987)
La luz tiene propiedades de materia y de energía
De Broglie (1924) propone que todos los objetos en
movimiento tiene propiedades de onda.
Para la luz: E = h = hc / (Planck)
Para partículas: E = mc
2(Einstein)
v
m
h
Luego para la luz mc = h/
y para las partículas m v = h/
La función de onda
E. Schrodinger 1887-1961
Entonces, un físico de nombre Schrödinger aplicó la idea de que un electrón podía considerarse como una onda para describir su comportamiento en el átomo. Propuso una ecuación que proporcionaría la
función de onda que describiría dicho comportamiento. Cada función de onda describe un estado energético permitido para los electrones en un átomo. Así, la cuantización propuesta por Bohr surge ahora durante el tratamiento matemático de la mecánica cuántica.
La ecuación de onda de Schrödinger para el único electrón del átomo de hidrógeno es la siguiente:
0
8
2 2 2 2 2 2 2 2 2
r
e
E
h
m
z
y
x
Números cuánticos
•La ecuación de Schrödinger puede solucionarse de forma exacta para el átomo de hidrógeno.
•Al hacerlo se obtienen una serie de funciones de onda.
•Cada una de esta soluciones depende de un conjunto de tres números que se denominan números cuánticos, ya que la energía para un electrón tiene un valor definido y por lo tanto está cuantizada
• Un orbital atómico queda definido por los tres valores de estos números cuánticos, que se representan como n, l y ml.
Números cuánticos
Las soluciones a esta ecuación diferencial son funciones de onda (
) que
dependen de los ángulos (
) y de la distancia de cada electrón al núcleo (
ao ,radio de Bohr), como las siguientes:
l ml
0 0 1
1 0 31/2 cos
1 1 (3/2)1/2 senq ei
2 0 (5/4)1/2 (3cos2 - 1)
2 1 (15/4)1/2 cos senei
n l f(r) 1 0 2 2 0 (1 / 22)(2-) 2 1 (1 / 26) 3 0 (1 / 93)(6-62) 3 1 (1 / 96)(4- 3 2 (1 / 930)2
Parte radial: Rnl(r) = f(r)(Z/a0)3/2 e-/2
ao = 0.523; = 2Zr/na0
Números cuánticos
El primer número cuántico, o
número cuántico
principal,
n
, designa el nivel de energía principal. Este
número toma valores enteros naturales a partir de la
unidad. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía del
electrón y se localizará a mayor distancia del núcleo.
Números cuánticos
El número cuántico secundario, l, indica el número de subniveles de energía que existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos. Este número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en cada nivel n hay
l subniveles.
n = 1 l = 0
n = 2 l = 0, 1
n = 3 l = 0, 1, 2
n = 4 l = 0, 1, 2, 3
Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los subniveles:
valor de l 0 1 2 3
Subnivel s p d f
Números cuánticos
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo depende de n.
Para los átomos con más de un electrón, la energía depende tanto de
n como de l.
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
Números cuánticos
Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen distintos orbitales, que se diferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número informa sobre la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los valores de ml van
desde –l hasta + l de unidad en unidad:
ml = -l ..., 0,..., +l
Para un subnivel l dado, existen 2 l +1 subniveles:
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
ml 0 0 +1,0,-1 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 +3,+2,+1,0,-1,-2,-3 1s 2s 2p (3) 3s 3p (3) 3d (5) 4s 4p (3) 4d (5) 4f (7)
Capacidad y energía de los niveles
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
ml 0 0 +1,0,-1 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 0 +1,0,-1 +2,+1,0,-1,-2 +3,+2,+1,0,-1,-2,-3 ms 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4fConfiguraciones electrónicas.
La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones que existe en cada nivel y tipo de subnivel.
En
er
gí
a
Orden de llenado por energía
Principio de construcción.
Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las siguientes reglas:
1) Principio de energía mínima.
Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor energía de los mismos.
2) Principio de exclusión de Pauli.
Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital.
3) Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un mismo nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se ocupe el mayor número de orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible.
Configuraciones electrónicas
Elemento Nº Electrones Diagrama Orbitales Configuración Electrónica
Li 3 1s2 2s1 Be 4 1s2 2s2 B 5 1s2 2s2 2p1 C 6 1s2 2s2 2p2 N 7 1s2 2s2 2p3 Ne 10 1s2 2s2 2p6 Na 11 1s2 2s2 2p6 3s1 electrón de valencia
Los
electrones de valencia
son los que se encuentran alojados en el
último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse
con otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden
colocar como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis)
Nos sirven para explicar el enlace covalente
¿Cómo se relacionan
las configuraciones electrónicas
con la tabla periódica?
La Tabla Periódica
Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del último nivel energético.
n
s
1ns
2n
s
2n
p
1ns
2np
2n
s
2n
p
3ns
2np
4ns
2np
5n
s
2n
p
6d
1d
5d
1 04f
5f
Configuración electrónica de los elementos
en su estado natural
Configuraciones electrónicas de los iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6) son las
más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal configuración.
n s2p6
Cuando un átomo se ioniza, gana o pierde electrones en el orbital de mayor energía para alcanzar una configuración de gas noble. El sodio tiene que perder un electrón o ganar siete electrones para conseguir tal configuración. Por ello, el ión Na+ es el estado
de oxidación más frecuente (y único) de este metal.
gana 7 e
Configuraciones electrónicas de los iones
gana 1 e pierde 7 e
En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.
Periodicidad y Ley Periódica
Para entender la periodicidad y
la ley periódica se deben de
Propiedades Periódicas
Son propiedades mensurables para los elementos
Son propiedades que, al analizar sus valores en función
del número atómico, tienen un comportamiento que se
repite periódicamente
Ley periódica:
“Las propiedades de los elementos varían
en función de sus números atómicos”
Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad
Ciertas
propiedades periódicas
, en particular el
tamaño
y las
energías
asociadas con la eliminación o adición de electrones
, son de importancia
para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El
conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder
racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o
estructural determinado.
- Radio atómico y radio iónico.
- Energía de ionización.
- Afinidad electrónica.
Relaciones periódicas entre los elementos
Las propiedades de los elementos están
relacionadas con su configuración electrónica y
con su posición en la tabla periódica
Elementos del Grupo 1A (ns
1, n 2)
M M
+1+ 1e
-2M
(s)+ 2H
2O
(l)2MOH
(aq)+ H
2(g)4M
(s)+ O
2(g)2M
2O
(s)In
cr
em
en
to
d
e
la
r
ea
ct
iv
id
ad
Be
(s)+ 2H
2O
(l)No hay reacción en frío
M M
+2+ 2e
-In
cr
em
en
to
d
e
la
r
ea
ct
iv
id
ad
Mg
(s)+ 2H
2O
(g)Mg(OH)
2(ac)+ H
2(g)M
(s)+ 2H
2O
(l)M(OH)
2(ac)+ H
2(g)M = Ca, Sr, or Ba
4Al
(s)+ 3O
2(g)2Al
2O
3(s)2Al
(s)+ 6H
+(ac)
2Al
3+(ac)+ 3H
2(g)Sn
(s)+ 2H
+(ac)
Sn
2+(ac)+ H
2 (g)Pb
(s)+ 2H
+(ac)
Pb
2+(ac)+ H
2 (g)N
2O
5(s)+ H
2O
(l)2HNO
3(ac)P
4O
10(s)+ 6H
2O
(l)4H
3PO
4(ac)Elementos del Grupo 6A (ns
2np
4, n 2)
Elementos del Grupo 7A (ns
2np
5, n 2)
X + 1e
-X
-1X
2(g)+ H
2(g)2HX
(g)In
cr
em
en
to
d
e
la
r
ea
ct
iv
id
ad
Elementos del Grupo 8A (ns
2np
6, n 2)
Niveles
ns
y subniveles
np
completamente llenos.
Energías de ionización más
altas que las de todos los
elementos.
No tienden a aceptar ni a
donar electrones, por lo
que difícilmente
reaccionan y por eso se les
conoce como gases nobles
Propiedades de los óxidos
Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia, determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El
radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma similar, como la mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El
radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el radio iónico del anión oxo, O2-, con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir
tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones.
Radio atómico
Aumenta el radio atómico Aumenta el radio atómico Radio (Å)
Radios atómicos y radios iónicos
Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son similares a las de los radios atómicos. Además suele observarse que rcatión < rátomo Y ranión > rátomo
En er gí a de io ni za ci ón (k J/ m ol ) Aumenta E. Ionización Aumenta E. Ionización
Energía de ionización
La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:
A(g) A+(g) + e-(g) H = I 1
Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso:
A(g) + e-(g) A-(g) H ge
La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a Hge: AE = - Hge
Afinidad electrónica
La electronegatividad () de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto.
Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos alcalinos).
Electronegatividad
Disminuye la electronegatividad Disminuye la
