TEMA 1: Estructura Atómica

Transcripción

1 TEMA 1: Estructura Atómica 1. Configuraciones electrónicas. 2. Propiedades periódicas: Energía de activación Afinidad electrónica Electronegatividad

2 Descripción mecánico- cuántica del átomo: Orbitales y números cuánticos Figura 1. Orbital mínima energía átomo de hidrógeno Ideas básicas: Resolver ecuación de ondas (Schrödinger) Solución: Funciones de onda para distintos niveles energéticos Función de onda al cuadrado: Orbital atómico Significado orbital atómico: Probabilidad de encontrar a un electrón

3 Concepto de orbital atómico Ideas básicas: El modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml Número cuántico n Toma valores enteros: 1,2,3... A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica. A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos atado al núcleo.

4 Concepto de orbital atómico Número cuántico l Depende de n y toma valores enteros de 0 a (n-1). Así para n=1 sólo hay un valor posible 0. Para n=2 hay dos valores de l: 0 y 1. Para n=3 hay tres valores posibles: 0, 1 y 2. Generalmente el valor de l se representa por una letra en vez de por su valor numérico: Definen la forma del orbital

5 Concepto de orbital atómico El número cuántico magnético ml El valor del número cuántico magnético depende de l. Toma valores enteros entre -l y +l, incluyendo al 0. Para cierto valor l hay (2 +1) valores de m l Describe la orientación del orbital en el espacio.

6 Ejemplo: n=3 l= 0, 1 y 2 (orbitales s, p y d) l=0 ml = 0 (1 orbital s) l=1 ml = -1, 0 y 1 (3 orbitales p: p x, p y y pz ) l=2 ml = -2, -1, 0, 1 y 2 ( 5 orbitales d: d xy, d yz, d xz, d x2-y2 y d z2 )

7 Forma de los orbitales s

8 Forma de los orbitales p

9 Forma de los orbitales d

10 Energía de los orbitales atómicos Regla: E si (n+l) A igualdad de (n+l) E si n

11 El número cuántico de espín electrónico y el Principio de exclusión de Pauli Para completar la descripción del modelo mecáno-cuántico del átomo hay que introducir un 4º número cuántico, m s que está relacionado con el giro del electrón en torno a su eje. Puede adoptar dos valores: +1/2 y -1/2

12 Configuración electrónica La forma como están distribuidos los electrones de un átomo entre los distintos orbitales atómicos se denomina configuración electrónica. Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital. Litio (Z=3) Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto m s. El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía: También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como: 1s 2 2s 1

13 Distribución de electrones en orden creciente de Z Regla de Hund: La distribución más estable de los electrones en un átomo es aquella que tiene un mayor número de electrones con espines desapareados.

14 Distribución de electrones en orden creciente de Z Las configuraciones eléctronicas pueden escribirse de forma abreviada: Ejemplo. Na (Z= 11): [Ne] 3s 1 Capa de valencia Li (Z=3): [He] 2s 1 N(Z=7): [He] 2s 2 2p x1 2p y1 2p z 1

15 Configuración Electrónica y la Tabla Periódica Grupos o familias Periodos

16 Configuración Electrónica y la Tabla Periódica Grupos 1 y 2: Metales alcalinos y alcalinoterreos Grupos 13 a 18: No metales Grupos 3 a 12: Metales de transición Tierras raras

17 Propiedades Periódicas Energía de ionización: Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo, es decir, el menos atraído por el núcleo, de un átomo en estado gaseoso y convertirlo en un ión gaseoso con carga positiva, en condiciones de presión y temperatura estándar. I 1 : primera energía de ionización I 2 : segunda energía de ionización I >0 energía aportada al sistema I 2 >I 1 Unidades: kj/mol, kcal/mol y ev ev: energía que adquiere un electrón al ser sometido a una diferencia de potencial de un voltio ev=1, 60 x J

18 Energía de ionización Grupo: La energía de ionización disminuye al aumentar Z Periodo: La energía de ionización aumenta al aumentar Z

19 Propiedades Periódicas Afinidad electrónica: Es la energía absorbida o desprendida cuando un átomo en estado gaseoso acepta un electron y se convierte en anión. X(g) + e X (g) 1ª A.E. puede se positiva o negativa X (g) + e X 2 (g) 2ª A.E. >0 Unidades: kj/mol, kcal/mol y ev ev: energía que adquiere un electrón al ser sometido a una diferencia de potencial de un voltio ev=1, 60 x J

20 Afinidad electrónica Variación en un periodo Grupo: afinidad electrónica disminuye

21 Electronegatividad Es una magnitud empírica que no está definida con gran precisión. Se define como: la tendencia de un átomo a atraer electrones durante la formación de un enlace químico. Se puede estimar haciendo la media entre los valores de la energía de ionización y de la afinidad electrónica para un átomo concreto. La electronegatividad sirve para clasificar los elementos en 2 grandes grupos: Metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción relativamente pequeña sobre los electrones externos, es decir, tienen valores pequeños de I y de AE (bajos valores deχ). Muestran fuerte tendencia a formar cationes, son agentes reductores. No metales: Elementos cuyos átomos ejercen una atracción relativamente grande sobre los electrones externos, es decir, presentan valores elevados de I y de AE(valores grandesde χ). Muestran fuerte tendencia a formar aniones, son agentes oxidantes.

22 Tendencia general en la variación de la electronegatividad, carácter metálico y poder oxidante en los grupos principales del Sistema Periódico: