2. APARICIÓN DE NUEVOS HECHOS: ESPECTROS ATÓMICOS E HIPÓTESIS DE PLANCK 6. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS: PRINCIPIO DE AUFBAU

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1 ÍNDICE 1. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD 2. APARICIÓN DE NUEVOS HECHOS: ESPECTROS ATÓMICOS E HIPÓTESIS DE PLANCK 3. MODELO ATÓMICO DE BORH 4. CONCEPTO DE ORBITAL ATÓMICO 5. NÚMERO CUÁNTICOS Y SU SIGNIFICADO 6. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS: PRINCIPIO DE AUFBAU PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI PRINCIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA. PRINCIPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND. 7. SISTEMA PERIÓDICO 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS. 1. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Rutherford bombardeó láminas finas de oro con partículas (núcleos de H2+) procedentes de un elemento radioactivo observando lo siguiente: La mayoría de las partículas (a pesar de su gran tamaño) atravesaban la lámina sin sufrir desviación. Algunas partículas se desviaban. Rara vez alguna partícula rebotaba. De la experiencia Rutherford deduce lo siguiente: La materia esta formada por huecos. En la materia debe haber alta concentración de cargas positivas, puesto que las partículas rara vez eran desviadas. La masa también debe estar concentrada en algunas zonas, puesto que chocaban y retrocedían. La carga negativa debería estar alrededor de las cargas positivas con el fin de mantener la materia neutra. Después de esto Rutherford da su Modelo Atómico: Los átomos están formados por dos zonas: núcleo y corteza. El núcleo es donde se encuentra la carga positiva y la masa del átomo; portones y neutrones. En la corteza, zona exterior al núcleo donde se encuentran las 1

2 cargas negativas girando a gran velocidad para no precipitarse contra el núcleo. Se denomina nº atómico (Z) al número de protones que hay en un átomo. Si este es neutro coincidirá con el número de electrones. Se denomina nº másico (A) a la suma del número de protones y neutrones de un átomo. A = Z + N N = número de neutrones Un elemento se caracteriza por su número atómico. Todos los átomos que tengan el mismo Z son del mismo elemento. Sin embargo, para un mismo elemento el nº másico (A) puede variar puesto que el nº de neutrones puede ser distinto. Se llaman isótopos a los átomos de un mismo elemento con diferente número de neutrones y con número másico distinto. No se debe confundir número másico con masa atómica. La masa atómica es la media ponderada de todos los isótopos de ese elemento. Ejemplo: El cobre natural está formado por dos isótopos de 63 y 65 unidades. La abundancia relativa de estos isótopos es de 71'5% y 28'5% respectivamente. Determina su masa atómica. 2. APARICIÓN DE NUEVOS HECHOS: ESPECTROS ATÓMICOS E HIPÓTESIS DE PLANCK ESPECTRO ATÓMICO. Un espectro es una representación gráfica de las intensidades de las radiaciones emitidas por un foco luminoso. Si el foco luminoso es el sol, resulta el espectro solar, cuyos colores van del rojo hasta el violeta. El espectro solar es un espectro continuo y nuestro ojo solo distingue las radiaciones visibles, pero existen otros (infrarrojas) que el ojo humano no las puede detectar. Sol Rendija Prisma Espectro Solar Continuo Si el foco luminoso en vez de ser el sol es un átomo excitado incandescente el resultado es un espectro atómico que se caracteriza por ser un espectro discontinuo. Esto quiere decir que está formado por una serie de líneas espectrales y unas zonas negras. Cada átomo tiene un espectro característico. En resumen podemos definir espectro atómico como la representación gráfica de las intensidades de las radiaciones emitidas por un átomo excitado. El que aparezcan zonas oscuras en los espectros atómicos indican que en la corteza del átomo existen zonas donde el átomo no emite energía. Para que un átomo emita energía tiene que estar excitado, es decir, que sus átomos se encuentren en órbitas de mayor energía de las que corresponden en estado fundamental. Al estudiar experimentalmente el espectro del átomo de hidrógeno se observaron que una sucesión de series de líneas espectrales. LYMAN BALMER PASCHEN LYMAN 2

3 PASCHEN BALMER HIPÓTESIS DE PLANCK Otro hecho que vino a poner en duda el modelo atómico de Rutherford fueron las experiencias realizadas por Planck en 1900 sobre la emisión y absorción de reacciones de un cuerpo negro. Un cuerpo negro es aquel que tiene la propiedad de absorber o emitir todas las radiaciones que inciden sobre él, cualquiera que sea se frecuencia. Son cuerpos hipos técnicos. Planck dio su hipótesis es que la siguiente. dice que la energía no puede ser absorbida en forma contínua, sino en formas d cantidades definidas o paquetes de energía múltiplos de una unidad fundamental denominada cuantos Matemáticamente la energía absorbida o desprendida de estos cuerpos negros viene dada por esta ecuación: E = energía h = cte de Planck = 6'6 x Jxs CRÍTICA AL MODELO DE RUTHERFORD Según este modelo los electrones están girando a gran velocidad a cualquier distancia del núcleo. Al ser el electrón una partícula cargada en movimiento, según la teoría electromagnética debería emitir radiación de forma continua por lo que daría lugar a espectros continuos. Por lo cual, está en contra de la experiencia puesto que los espectros atómicos son discontinuos. Por otro lado, el electrón emitiría energía, por tanto, la velocidad disminuirá y chocará sobre el núcleo desintegrándose. 3. MODELO ATÓMICO DE BOHR Basándose en los espectros atómicos y la hipótesis de Planck, Bohr en 1913 establece su modelo atómico basado en tres postulados: En su giro alrededor del núcleo el electrón no emite energía. Se deduce de las zonas negras. Para que el electrón no se precipite sobre el núcleo ni tampoco salga despedido de su órbita es necesario que su fuerza centrífuga se iguale a las fuerzas eléctricas. FC = FE Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón sea un múltiplo entero de. Dicho de otra manera, las órbitas en las que están los electrones sin emitir energía están cuantizadas. Un electrón solo emite energía cuando cae de un nivel superior o la absorbe en caso contrario. El valor de esta energía se determina por la ecuación de Planck. n2 E2 n1 E1 3

4 4. TEORÍA CUÁNTICA CONCEPTO DE ORBITAL ATÓMICO La teoría cuántica introduce el concepto de orbital atómico en vez de órbita. Se define orbital atómico como la zona del átomo que rodea al núcleo donde existen una gran probabilidad de encontrar a los electrones. Probabilidad > 99% NÚMEROS CUÁNTICOS Son unos parámetros que permiten definir los orbitales atómicos y los electrones situados en ellos. Son cuatro: n: número cuántico principal. Indica el número de nivel en el que se encuentran los electrones. n = 1,2,3, l: número cuántico secundario. Al observar los espectros atómicos con espectrofotómetros precisos se observaba un desdoblamiento de la líneas espectrales. De ellos se deduce que dentro de un nivel energético podía haber orbitales de distinta forma. Por tanto, el número cuántico secundario indica la forma del orbital. Sus valores pueden ir de 0 a n 1. l = 0,1,2,3 n 1 n = 1 l = 0 s Esférico n = 2 l = 0 s l = 1 p n = 3 l = 0 s l = 1 p l = 2 d n = 4 l = 0 s l = 1 p l = 2 d l = 3 f m: número cuántico magnético. Cuando un átomo excitado se introduce dentro de un campo magnético se produce otro desdoblamiento de líneas espectrales. Efecto Zeeman. Este desdoblamiento se debe a la orientación de los distintos orbitales. m = l,, 0, +l (s) nº cuántico spin. Representa la rotación de giro del electrón en su eje. Su valores pueden ser +1/2 o 1/2 porque la probabilidad de giro es de 50 % 4

5 El número máximo de electrones que puede haber en un nivel, viene dado por: Nº máximo de electrones = 2 n2 6. PRINCIPIO DE CONSTITUCIÓN Este principio establece que la configuración electrónica de un elemento se obtiene del elemento anterior añadiéndolo un electrón, se denomina electrón diferenciador. Los electrones se irán colocando en los distintos orbitales de la corteza siguiendo unas reglas o principios: 1. PRICIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI. En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. 2. PRICIPIO DE MÍNIMA ENERGÍA. Sus electrones se sitúan en los orbitales atómicos por orden de energía creciente. Este orden de energía es el siguiente: n = 1 1s n = 2 2s 2p n = 3 3s 3p 3d n = 4 4s 4p 4d 4f Diagrama de Moller n = 5 5s 5p 5d 5f n = 6 6s 6p 6d 6f 3. PRINCÍPIO DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD. En el caso de orbitales degenerados ( que tienen la misma energía: px py pz ) los electrones tienden a ocupar el máximo número de ellos. n = 7; 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1 7. TABLA PERIÓDICA Este apartado mejor hacerlo mirando a la tabla periódica. Ejemplo: Escribe todo lo que sepas de el elemento Z = 45 y A = Constitución de un átomo 2. Configuración electrónica. 3. Situación en la tabla. 4. Propiedades generales 5. Números cuánticos de electrón diferenciador. 6. Valencias iónicas y Valencias covalentes. 5

6 7. Propiedades periódicas. 8. Enlaces que puede formar. Respuesta: Núcleo: p+: Constitución del átomo n (A Z)= = 45 Corteza: electrones = Configuración electrónica (Z = 35) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 (4px2 4py2 4pz1) 3. Situación en la Tabla: Periodo 4º Isótopo del Bromo Grupo VIII A 4. Propiedades Generales: No Metal, Representativo y Halógeno. 5. Números Cuánticos del electrón diferenciador: 4p5 (4,1,1, 1/2) 6. Valencias Iónicas: 1,+1,+3,+5,+7 Valencias Covalentes: 1 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS Las propiedades químicas de un elemento dependen de la situación de los electrones en su corteza, es decir, de la situación de sus electrones en la corteza. Por tanto, todos los electrones que tengan configuración electrónica semejante en el nivel más externo tendrán propiedades químicas parecidas. Estas propiedades son: Volumen atómico Potencial de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad Carácter metálico. VOLUMEN ATÓMICO. Se define como un volumen por un mol de átomos de un periodo. Aumenta cuando bajamos en un grupo y baja cuando pasamos de periodo. El que aumente al descender en un grupo se debe a que se van introduciendo electrones en niveles más alejadas del núcleo. H Li Menor Volumen Más Volumen En un periodo se van llenando los electrones. A medida que se avanza las medidas de atracción entre el núcleo y la corteza el átomo se contrae ligeramente. Hacia el final del periodo el número de electrones de la capa más 6

7 externa es más grande y existe repulsión entre ellos. POTENCIAL DE IONIZACIÓN. Es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro y aislado para arrancar un electrón de su corteza y llevarlo fuera del alcance del núcleo. Se mide en Julios. En la tabla periódica varía: En el grupo disminuye a medida que descendemos, debido a que los electrones están más alejados del núcleo y la fuerza de atracción es menor. En el periodo aumenta a medida que avanzamos en él, porque la fuerza de atracción entre protones u neutrones es más difícil de arrancar los electrones de la última capa. La energía necesaria para arrancar un segundo electrón se llama 2º potencial de ionización. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A). Se define como la energía que se desprende cuando un átomo neutro y aislado capta un electrón. Se mide en Julios. Se considera menos negativa por ser una energía negativa. En la tabla periódica varía igual que el potencial de ionización, si bien a los gases nobles no hay que tenerlos en cuenta porque ya tienen sus capas completas y no tiene tendencia para adquirir electrones. ELECTRONEGATIVIDAD (E). Es la capacidad que tiene un átomo para atraer las parejas de electrones de unión con otros átomos cuando está unido a otros por enlaces covalentes. Varía en la tabla periódica igual que la afinidad electrónica. Los metales tienen muy poca tendencia a atraer parejas de electrones, por ello, se dice que son poco electronegativos o electropositivos. Los no metales tienen tendencia a atraer electrones. Existen tablas electronegativas donde el F presenta la mayor electronegatividad, 4 unidades y el menos el Cs que son 0'7 unidades. 1 CARÁCTER METÁLICO. Varía en el sistema periódico de derecha a izquierda y de arriba abajo. Los elementos más metálicos son los alcalinos y alcalino térreos y gases nobles. 7