ESTRUCTURA ATÓMICA CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS ATÓMICAS. NOMENCLATURA DE LOS ÁTOMOS (ISÓTOPOS) nº másico A

Transcripción

1 1. PARTICULAS ATÓMICAS. ESTRUCTURA ATÓMICA Núcleo Dimensiones muy reducidas (10-15 m) comparadas con el tamaño del átomo (10-10 m). En el núcleo radica la masa del átomo. Partículas: protones y neutrones (nucleones). El número total de nucleones viene dado por el número másico, A. Los nucleones están unidos muy fuertemente por la llamada fuerza nuclear fuerte. El número de protones del núcleo es lo que distingue a un elemento de otro. El número atómico, Z, nos da el número de protones del átomo y el número de la casilla que éste ocupa en el S.P. Corteza Los electrones orbitan en torno al núcleo. Los electrones (carga - ) son atraídos por el núcleo (carga + ). El número de electrones coincide con el de protones, por eso los átomos, en conjunto, no tienen carga eléctrica (ÁTOMO NEUTRO) Los átomos de elementos distintos se diferencian en que tiene distinto número de protones en el núcleo (distinto Z). Los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales, aunque todos poseen el mismo número de protones en el núcleo (igual Z), pueden tener distinto número de neutrones (distinto N). El número de neutrones de un átomo se calcula así: N = A - Z Los átomos de un mismo elemento (igual Z), que difieren en el número de neutrones (distinto N), se denominan isótopos. Todos los isótopos tienen las mismas propiedades químicas, solamente se diferencian en que unos son un poco más pesados que otros. Muchos isótopos pueden desintegrarse espontáneamente emitiendo energía. Son los llamados isótopos radioactivos CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS ATÓMICAS Protón: m p = 1, kg = 1,007 u ; q p = + 1, C Neutrón: m n = 1, kg = 1,009 u ; q n = 0 Electrón: m e = 9, kg = 0,0005 u ; q e = 1, C Observa que m p 1800 m e m p m n q p = q e (aunque con signo contrario) NOMENCLATURA DE LOS ÁTOMOS (ISÓTOPOS) nº másico A x Z Símbolo del átomo nº atómico (se puede suprimir) Ejemplos: 4 He : Helio C : Carbono U : Uranio

2 Ión: átomo, o conjunto EL ÁTOMO de átomos. Formación con carga de iones eléctrica Si se comunica energía a un electrón puede saltar del átomo venciendo la fuerza de atracción que lo une al núcleo. Esto es tanto más fácil cuanto más alejado se encuentre del núcleo. Al quitar un electrón el átomo queda con carga (+), ya que ahora hay un protón más en el núcleo que electrones en la corteza. El átomo ya no es eléctricamente neutro, tiene carga. Es un ión. A los iones positivos se les denomina cationes. En determinadas condiciones un átomo puede captar un electrón. Sucede, entonces, que al haber un electrón de más el átomo queda cargado negativamente. Es un ión negativo o anión. El proceso de obtener iones con carga (+) o cationes no puede hacerse añadiendo protones en el núcleo. Los nucleones están muy firmemente unidos y el proceso de arrancar o introducir uno en el núcleo implica poner en juego una cantidad enorme de energía (reacción nuclear) Nomenclatura de iones Símbolo átomo X n Carga Ejemplos Li + O -2 Al +3 Cl Fe +2 Iones especiales Si al isótopo más abundante del hidrógeno se le arranca su único electrón lo que queda es un protón: H e H + Una de las formas de referirnos al protón es como H + H + H Si al átomo de He se le arrancan sus dos electrones obtenemos el núcleo de He con carga + 2. Es lo que se llama una partícula He 2 e He 2+ He He 2+ 2

3 2. ESPECTROS ATÓMICOS: SERIES ESPECTRALES DEL HIDRÓGENO Espectro electromagnético. Una onda electromagnética está definida por un campo eléctrico y otro campo magnético que oscilan en direcciones perpendiculares, y a su vez, perpendicularmente a la dirección de propagación. Entre las ondas electromagnéticas, además de la luz, se incluyen las ondas de radio, rayos X... El conjunto de ondas electromagnéticas que difieren entre sí por su longitud de onda se denomina ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO. En una onda se definen las siguientes magnitudes: = longitud de onda = distancia entre dos puntos que presentan el mismo estado de vibración. Se expresa en unidades de longitud. Justifica la periodicidad en la posición. Para valores muy pequeños se usan: 1Å = m y 1nm = 10-9 m T= período= tiempo que tarda en repetirse la vibración en un punto. Se expresa en segundos recuencia = número de vibraciones que se producen en un segundo en un mismo punto. Es una magnitud inversa al período. Se expresa en s -1 = Herz En una onda electromagnética se relacionan por: c T El ojo humano sólo es sensible a las radiaciones de longitudes de onda comprendidas entre y 7, m, zona que se conoce como LUZ VISIBLE. La radiación emitida por cualquier foco es una superposición de ondas electromagnéticas de distintas longitudes de onda. Si el foco emisor es el Sol o un sólido incandescente la luz blanca emitida, al atravesar un prisma se separa en las distintas radiaciones que la componen dando 3

4 lugar a un ESPECTRO CONTÍNUO que contiene una gama de colores que van del violeta al rojo, idéntico al que se observa en el arco iris. Espectros atómicos Cuando se hace pasar a través de un prisma la luz emitida por un elemento, al que previamente se le ha suministrado energía, se obtiene el espectro de dicho elemento que puede ser: de emisión o de absorción. DE EMISIÓN Franja negra con rayas de colores que corresponden a la radiaciones emitidas por la sustancia cuando después de absorber energía la devuelve. Los espectros de emisión de un elemento presentan las líneas a unas longitudes de onda características para ese elemento por lo que permiten diferenciarlo o identificarlo en función de esos espectros (espectros discontinuos). Al atravesar el prisma cada una de las radiaciones que componen la luz que incide en el prisma sufre una refacción con un ángulo distinto porque cada una atraviesa el prisma con una distinta. El primer espectro interpretado fue el del hidrógeno. Presenta unas series diferentes de líneas en diferentes zonas del espectro electromagnético que se conocen con el nombre de sus descubridores y al conjunto se le llaman SERIE ESPECTRAL DEL HIDRÓGENO. Los espectroscopístas dedujeron una fórmula que permite determinar sus longitudes de onda R( ) 2 2 n 1 n 2 n 1 y n 2 son números enteros n 2 n 1 R = Cte de Rydberg = 1, m -1 n 1 y n 2 niveles energéticos en el átomo, definidos por Bohr como órbitas alrededor del núcleo, cuantizadas por n. Hipótesis de Planck La luz está formada por partículas que se denominan fotones y comprobó que la energía que tiene un fotón es proporcional a la de la onda asociada a ese fotón. Asoció los espectros atómicos a la energía absorbida o emitida por los electrones del átomo. c E h h h = Cte de Planck = 6, J.s c = v de la luz = m/s Explica las líneas espectrales porque los electrones absorben y emiten energía en forma de cuantos o paquetes y no de forma continúa. Designa el cuanto como una energía igual a la constante de Planck por la frecuencia de la radiación E = h. Modelo atómico de Bohr (1913) Fuente: Wikimedia Commons 4

5 Efecto Fotoeléctrico Einstein utiliza la teoría de Planck para explicar el efecto fotoeléctrico y además verificar por este hecho experimental el comportamiento dual de la luz (onda-corpúsculo). Un metal emite electrones cuando recibe energía en forma de ondas electromagnéticas. Cada fotón choca con un e -. Si el fotón tiene energía suficiente, además de arrancar el electrón del núcleo, le comunica una energía cinética. La energía necesaria para arrancar el e - del núcleo se denomina energía de extracción E o y está asociada a una o (frecuencia umbral) característica de cada metal. E luz E o E h h c o E c A partir del efecto fotoeléctrico queda totalmente justificada la dualidad onda-corpúsculo de la luz. 3. ORBITALES ATÓMICOS. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA. Orbitales atómicos. A partir de establecer el carácter dual de la luz, se hace extensible este comportamiento para cualquier partícula en movimiento. La mecánica cuántica ha permitido desarrollar el modelo actual del átomo, determinando los niveles energéticos donde se coloca el electrón. Se apoya en dos ideas: 1. Principio de De Broglie. 2. Principio de incertidumbre de Heisemberg. 1. Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie): unifica las dos teorías existentes sobre la luz, la clásica que consideraba a la luz como una onda y la corpuscular de Einstein. Cada partícula lleva asociada una onda cuya longitud es: Principio de incertidumbre (Heisenberg). Es imposible conocer simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula. MODELO MECANOCUÁNTICO h m v El modelo de Bohr indicaba posición y velocidad de los electrones (incompatible con el principio de incertidumbre de la mecánica cuántica). Schrödinger propuso una ecuación de onda para el electrón del H, cuya incógnita era (función de onda). Las soluciones (valores de) dependían de unos números que llamaremos números cuánticos: n, l y m. Estos tres números determinan un orbital: zona alrededor del núcleo donde la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Número cuántico principal ("n") ( 1, 2, 3,...,) Indica el número de capa o nivel energético del orbital. Número cuántico secundario ("l") f(l=3)... ( 0,..., n-1), para cada n; Orbitales: s(l=0), p(l=1), d(l=2), 5

6 Especifica la forma espacial del orbital. Indica el número de subniveles energéticos que pueden existir en un nivel dado. Número cuántico magnético ("m") - l,...,0,..., + l, para cada "l"; representa la orientación de la forma espacial de cada orbital A todos los orbitales atómicos con los mismos números cuánticos principal y secundario se les llama orbitales degenerados. Número cuántico de Spín s +½,-½ Clásicamente representa el movimiento de rotación del electrón alrededor de sí mismo. Al poder tener sólo dos sentidos de giro sobre sí mismo, s sólo podrá tomar dos valores +½ y -½. Los electrones de spines opuestos, como dos imanes colocados paralelamente y de sentido opuesto, se atraen, quedando apareados. Configuración electrónica: Los electrones se van situando en los distintos orbitales siguiendo los siguientes principios: Principio de mínima energía (aufbau): Los electrones se colocan siguiendo el criterio de mínima energía, es decir, se rellenan primero los niveles con menor energía. Principio de máxima multiplicidad (regla de Hund): Cuando se llenan orbitales degenerados, los electrones se desaparean al máximo. Principio de exclusión de Pauli: No puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. A partir de este principio se determina el número de electrones en cada nivel energético. 4. LA TABLA PERIÓDICA Clasificación de Mendeleiev Es la más conocida y elaborada de las primeras tablas periódicas. Clasificó los 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica (no existía el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones). Su tabla periódica dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto. La tabla periódica actual. Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. PROPIEDADES PERIÓDICAS. Radio atómico Se define como: la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí. -En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva, es decir, hacia la derecha, debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos. -En un grupo, lógicamente aumenta al aumentar el periodo pues existen más capas de electrones. 6

7 Radio iónico Es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano. Los cationes son menores que los átomos neutros, porque, en general, han perdido una capa de electrones. Los aniones son mayores que los átomos neutros por la mayor repulsión electrónica, para la misma carga nuclear. Entre los iones con igual número de electrones (isoelectrónicos), a mayor número atómico, menor radio, pues la fuerza atractiva del núcleo es mayor al ser mayor su carga. Energía de ionización (EI). También llamado potencial de ionización. Es la energía necesaria para extraer un e de un átomo neutro en estado gaseoso y formar un catión. Es siempre positiva (. Se habla de 1ª EI (EI 1 ), 2ª EI (EI 2 ),... según se trate del primer, segundo,... e extraído). La EI aumenta hacia arriba en los grupos al haber una mayor atracción por los e - (menor distancia al núcleo.) También aumenta hacia la derecha en los periodos, por una mayor carga nuclear y un menor radio. La EI de los gases nobles es muy grande, pues se debe extraer un e a átomos con configuración electrónica muy estable. Afinidad electrónica (AE ) Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e y forma un anión. Puede ser positiva o negativa. Es más negativa en los halógenos, pues tienen mucha tendencia a captar e -.Crece en valor absoluto hacia la derecha del sistema periódico y en un mismo grupo hacia arriba. Electronegatividad () y carácter metálico. Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa). La electronegatividad mide la tendencia de un átomo a atraer los e de otros átomos a los que está enlazado. Es un compendio entre EI y AE. La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos, pues los e son más atraídos por el núcleo a menores distancias y hacia la derecha en los periodos, ya que hay mayor Z * y una menor distancia. Variación de Ei, Ae y 7