Tema 4. ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO

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1 Tema 4. ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO John Dalton (1808). La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. J.J. Thomson, 1897, el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. E. Rutherford, 1911, Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. Niels Bohr, 1913, Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles de energía bien definidos.

2 Problema: 1.- Electrones en movimiento alrededor del núcleo, emitirían radiación electromagnética perdiendo energía, y caerían sobre el núcleo átomos inestables. 2.- Electrones estacionarios, la atracción electrostática los arrojaría sobre el núcleo átomos inestables. Bases conceptuales del modelo mecano-cuántico del átomo - Interacción entre la luz y la materia. J.C. Maxwell (1873), la luz está constituida por ondas electromagnéticas. Campo eléctrico Amplitud Longitud de onda (λ) distancia entre puntos idénticos de ondas sucesivas. Amplitud distancia vertical desde el punto medio de la onda hasta el pico o el valle. Frecuencia (ν) número de ondas que pasan a través de un punto en un segundo (Hz = ciclos/s). Campo magnético λ Número de onda, υ es la inversa de la longitud de onda (1/λ) Para toda radiación electromagnética se cumple: λ. ν = c donde c, velocidad de la luz en el vacío = 3, m/s

3 Einstein (1905) la luz está constituida por partículas de energía llamadas fotones. Efecto fotoeléctrico: Emisión de electrones por un metal, al incidir sobre él radiación electromagnética de determinada υ. E fotón = h υ h (cte. de Planck) = 6, J.s Las partículas de luz chocan contra la superficie del metal intercambiando energía que puede liberar electrones. Louis de Broglie, 1924 (dualidad onda-corpúsculo). Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda. λ = h mv Heisenberg, 1927 (principio de indeterminación). No es posible conocer simultaneamente y con precisión absoluta la posición y la velocidad de una partícula. x m v h 4π x: indeterminación en la posición. v: indeterminación en la velocidad. h 4π Calcula la longitud de onda asociada a un electrón que se mueve con una velocidad de 3, m/s. Si quieres conocer la posición del electrón con una precisión de 1 Å, cual será la indeterminación en su velocidad?

4 Calcula la longitud de onda asociada a una pelota de ping-pong de 2.5 g que se mueve a 15.6 m/s? Si quieres conocer la posición de la pelota con una precisión de 1 Å, cual será la indeterminación en su velocidad? Cuáles son las consecuencias de estos resultados? Ecuación de ondas de Schrodinger Esta ecuación de ondas (1926) describe las propiedades de partícula y onda de los cuerpos microscópicos. Cada electrón en un átomo está descrito por una función de ondas Ψ que permite conocer: 1. La energía del electrón. 2. La probabilidad de encontrarlo en una zona del espacio. Ψ Ψ Ψ Ψ 8π m ( ) E V Ψ = 0 x y z h Probabilidad de presencia del electrón en una región del espacio. Orbital Atómico: región del espacio donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%.

5 Función de ondas para el electrón en un orbital atómico tipo p: 3 2 Zr Z r a 0 Z Ψ= cte e senθ cosφ a a 0 0 La resolución exacta de la ecuación de de ondas sólo es posible para el átomo de H. Para sistemas polielectrónicos son necesarias aproximaciones matemáticas que introducen un conjunto de parámetros numéricos llamados números cuánticos. Ψ = f (n, l, m, s) n (número cuántico principal): Su valor determina la energía y la distancia promedio del electrón al núcleo. n = 1, 2, 3, l (número cuántico secundario o acimutal): Su valor determina la energía y define la forma geométrica del orbital. l = 0, 1, (n-1) m (número cuántico magnético): Su valor determina la orientación espacial del orbital. m=-l, 0, +l s (número cuántico de espín): Este número cuántico está relacionado con el campo magnético creado por el electrón cuando gira sobre si mismo. s=± ½. Se simboliza por o por. s=+½ s=-½

6 Para el átomo de hidrógeno e hidrogenoides, se obtiene un valor de energía: E = - KZ 2 1 n 2 Ecuación de Bohr K= 1312 kj/mol e 4 4π 2 m r = n 2 2h 2 n=1 E - r=0.529 La energía necesaria para arrancar un electrón es positiva y al alejarnos del núcleo cada vez más pequeña Números cuánticos y orbitales atómicos n=1 l=0 orbital de forma esférica tipo s (1s) no existen subniveles de energía m=0 orientación única. + n=2 l=0 (2s) m=0 l=1 (2p) m=-1,0,+1 (tres orbitales degenerados) s Así sería un orbital tipo f: n=3 l=0 (3s) m=0 l=1 (3p) m=-1,0,+1 (tres orbitales degenerados) l=2 (3d) m=-2,-1,0,+1,+2 (cinco orbitales degenerados)

7 Números cuánticos, orbitales atómicos y electrones Principio Aufbau: los e - se incorporan al átomo, en estado fundamental de energía, por orden creciente de energía. Regla de Hund o de la máxima multiplicidad: en un átomo en estado fundamental de energía, los e - en orbitales degenerados tienen igual valor de espín (están desapareados). Principio de exclusión de Pauli: no pueden existir e - con los cuatro números cuánticos iguales. estado fundamental de energía? Niveles de energía de los orbitales atómicos = f(n,l) Efecto de apantallamiento: influencia de los e - presentes en el átomo, en la atracción núcleo-electrón. Z eff = Z - S S: cte de apantallamiento S=1 e - en n inferior. S<<1 e - en igual n. Efecto de penetración: Posibilidad del e - de situarse en las cercanías del núcleo. Para n=cte E(s)<E(p)<E(d) Para n=2 E(2s) < E(2p). qué ocurre entre 4d y 5s? Orden creciente de energía: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p

8 Cuál es la configuración electrónica del sodio y del nitrógeno neutro en estado fundamental? La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo dónde es mayor? Comenta y/o corrige las siguientes afirmaciones: Según el principio de exclusión de Pauli, en cada uno de los orbitales atómicos f (l=3) pueden situarse, como máximo, tres electrones. La configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 6 sólo puede corresponder al neón. En un átomo de hidrógeno probablemente exista un nivel de energía con un valor E= -1, J. Pista: usa la ecuación de Bohr de la página 6. A continuación figuran configuraciones electrónicas de ocho elementos. Cuáles de ellas representan un átomo neutro, un catión o un anión? Especificar si el estado electrónico es fundamental, excitado o imposible. a) Li: 1s 2 2s 1 b) N: 1s 2 2p 4 c) H: 1s 2 2s 1 d) F: 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1 e) C: 1s 2 2s 2 2p 1 2d 1 f) Ne: 1s 2 2s 1 2p 7 g) O: 1s 2 2s 2 2p 3 h) He: 1p 1

9 Metales alcalinos Tabla Periódica Gases nobles Metales alcalinotérreos Halógenos No metales 1 2 Metales de transición Lantánidos y Actínidos

10 Tabla periódica y estructura electrónica ns 1 (n-1)d 1 (n-1)d 5 (n-1)d 10 ns 2 ns 2 np 1 ns 2 np 3 ns2 np 6 (n-2)f 1 14 Indica el número de: a) electrones 2p en el nitrógeno, b) electrones 4s en el Rb, c) electrones 4d en el As, d) electrones 4f en el Au e) electrones desapareados en el Pb.

11 Propiedades periódicas: Radio atómico: Valor promedio de radio atómico del elemento en distintos compuestos. Al desplazarse en un período (aumenta Z en una unidad) se incorporan e - al mismo nivel n S<<1 Z eff = Z S el radio atómico debe... Al desplazarse en un grupo se incorporan e - a niveles n más altos S=1 la distancia promedio al núcleo.. Z eff = Z S el radio atómico debe... Ordenar las siguientes especies en función de su tamaño: Na +, Ne, F -, Mg 2+. Energía de ionización (EI): Energía necesaria para arrancar el e - más externo a un átomo en estado gaseoso. EI 1 : X(g) X + (g) + e - EI 2 : X + (g) X 2+ (g) + e - La EI aumenta al aumentar la energía necesaria para arrancar el e - más externo, al aumentar Z eff aumenta EI Derecha tabla periódica, Z eff elevadas altas EI tendencia a formar aniones. Izquierdatabla periódica, Z eff bajas bajas EI tendencia a formar cationes.

12 Afinidad electrónica (AE): Energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso gana un e -. F(g) + e - F - g) AE = -328 kj F(1s 2 2s 2 2p 5 ) F - (1s 2 2s 2 2p 6 ) Li(g) + e - Li+(g) AE = kj Li(1s 2 2s 1 ) Li - (1s 2 2s 2 ) Derecha tabla elementos con AE alta (muy negativa) tendencia a formar aniones. Izquierda tabla elementos con AE baja (poco negativa) tendencia a formar cationes. Para los siguientes grupos de elementos, seleccione el que tenga la propiedad requerida: El átomo mayor: Mg, Mo, Bi, Br. La primera energía de ionización más pequeña: B, Sr, Br, Pb. La afinidad electrónica más negativa: As, B, Cl, K, Mg, S. Electronegatividad (EN): Tendencia de un átomo a atraer e - cuando está combinado con otros átomos. Electronegatividad baja (elementos electropositivos) baja EI y baja AE. Electronegatividad alta (elementos electronegativos) alta EI y alta AE. EN máxima (F) = 3,98