ESTRUCTURA DEL ÁTOMO SISTEMA PERIÓDICO. TEMA 2 Pág. 228 libro (Unidad 11)

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO SISTEMA PERIÓDICO TEMA 2 Pág. 228 libro (Unidad 11)

PÁGS. 234-235 MAGNITUDES ATÓMICAS. REPASO

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso NÚMERO ATÓMICO (Z) Es el número de protones que tiene un átomo en su núcleo (Z = nº protones) En un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones. En este caso, Z, también coincide con el número de electrones. Indica la posición del elemento en la tabla periódica

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso NÚMERO MÁSICO (A) Indica la masa que tiene un átomo. Es igual a la suma del número de protones y el número de neutrones (A = nº protones + nº neutrones). Dicho de otra forma, A = Z + nº neutrones Número atómico y número másico se suelen representar junto con el símbolo del elemento de la siguiente forma: (A) (Z)

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso ISÓTOPOS Son las distintas formas atómicas de un mismo elemento que difieren en su número másico (A) 2 átomos son isótopos cuando tienen el mismo número de protones pero distinto número de neutrones. Es decir, tienen el mismo Z (número atómico) y diferente A (número másico)

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso ISÓTOPOS Ejemplo; Isótopos del Hidrógeno

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso MASA ATÓMICA La masa atómica es la masa que presenta un elemento en el sistema periódico. No coincide, exactamente, con el número másico (aunque es parecido) porque los elementos suelen tener varios isótopos y cada uno de ellos tiene una masa diferente. La masa atómica es una media ponderada de las masas de los isótopos, de manera que los isótopos más abundantes en la naturaleza cuentan más que los isótopos menos abundantes.

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso IÓN Un ión es un átomo que ha ganado o perdido electrones Consecuentemente ya no tienen el mismo número de protones que de electrones Ión positivo (catión): el átomo tiene carga positiva, porque ha perdido electrones (tiene más protones que electrones) Por ejemplo es un átomo (X) que ha perdido 3 electrones Ión negativo (anión): el átomo tiene carga negativa, porque ha ganado electrones (tiene más electrones que protones) Por ejemplo es un átomo (X) que ha ganado 3 electrones

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso Ejercicio En la notación del siguiente elemento, determina el número de protones, neutrones y electrones. +1

MAGNITUDES ATÓMICAS. Conceptos clave - Repaso Ejercicio En la notación del siguiente elemento, determina el número de protones, neutrones y electrones. +1 1

MODELOS ATÓMICOS

En la antigua Grecia ya había dos teorías sobre la materia: Teoría Atomística (siglo IV a. C.): Defendida por Leucipo y Demócrito, que decían que la materia estaba formada por partículas discontinuas e indivisibles (átomo) Teoría Filosófica (V a. C.): Empédocles y Aristóteles (III a. C.): que decían que la materia estaba formada por la combinación de 4 elementos (aire, agua, tierra y fuego). Aristóteles añadió un quinto elemento, el éter.

En 1808, Dalton retomó las ideas de Demócrito y dio una teoría sobre el átomo en cuatro postulados: La materia está constituida por unas partículas indivisibles, denominadas átomos Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades Los compuestos (moléculas) están formadas por la unión de átomos diferentes (de elementos distintos) en una relación numérica sencilla

Tras la teoría atómica de Dalton (1.808), fueron surgiendo una serie de teorías e hitos fundamentales para el estudio de la estructura atómica Muy relevantes fueron los modelos atómicos de Thomson (1.898), Rutherford (1.911), Bohr (1.913) El actual Modelo Atómico de Orbitales (Modelo Atómico de Mecánica Cuántica) se basa en principios de De Broglie, Schrödinger y Heisenberg

ELECTRÓN Descubrimiento del electrón (PÁG. 230) En 1.897 el físico Thomson introdujo un gas en un tubo de descarga, a muy baja presión haciendo para ello un vacío casi total. Conectó los electrodos a una diferencia de potencial muy elevada y se produjo la descarga observándose una luz (rayos catódicos) Posteriormente sometió estos rayos a campos eléctricos obteniendo una desviación hacia el polo positivo (ánodo) De esta forma Thomson llego a la conclusión: los rayos catódicos no son tales rayos sino partículas, en movimiento, cargadas negativamente y se les dio el nombre de electrones (Ver Fig 1. pág. 230)

PARTÍCULAS DEL ÁTOMO ELECTRÓN Polo negativo Polo positivo

ELECTRÓN Rayos catódicos

ELECTRÓN Características del electrón (PÁG. 231) Los electrones son partículas de carga negativa y de muy poca masa que constituyen los rayos catódicos Se puede simbolizar como e - Su carga negativa es de -1,602 10-19 C (Coulumbs) Su masa es de 9,109 10-31 kg Orbitan en torno a los protones y neutrones del núcleo del átomo (se descubrió posteriormente)

MODELO ATÓMICO DE THOMSON Thomson, en 1.904, después de haber descubierto el electrón, considera que en el átomo debe haber dos tipos de carga, la negativa del electrón y otra positiva. Enuncia el siguiente modelo: el átomo es una esfera maciza de carga positiva con partículas negativas (electrones) distribuidas en tal número que contrarreste la carga positiva Esta teoría aporta una visión estática (los electrones no se mueven) y no nuclear (no existe núcleo) del átomo, que según esta teoría se considera uniforme (homogéneo) Thomson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

PROTÓN Descubrimiento del protón El físico E. Goldstein observa la aparición de rayos canales en un tubo de descarga con el cátodo perforado (con canales) Estos rayos canales estaría formadas por partículas de signo positivo, al tener una tendencia a distanciarse y alejarse del ánodo (polo positivo) Thomson confirmaría en 1.898, después del descubrimiento del electrón, que efectivamente en el átomo debe haber dos tipos de carga, la negativa del electrón y otra positiva.

PROTÓN

PROTÓN A la vista de los experimentos, se concluyó que los protones serían partículas con carga positiva y masa muy superior a la de los electrones Símbolo; p + Su carga positiva es de +1,602 10-19 C (igual en valor absoluto y de signo contrario a la del electrón) Su masa es de 1,673 10-27 kg (1.837 veces superior a la de los electrones) En realidad los protones estarían formados por partículas más pequeñas llamadas quarks, combinadas entre sí

PROTÓN

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Experimento de Rutherford (PÁGS. 232 Y 233) En 1911, Rutherford realiza un experimento con un elemento radiactivo que emite radiaciones α (con carga positiva) Hace incidir las radiaciones α sobre una lámina muy fina de oro, recogiendo posteriormente las radiaciones (después de atravesar la lámina de oro) sobre una pantalla fluorescente de ZnS. Rutherford esperaba que las partículas α atravesarían la lámina de oro sin sufrir desviación significativa en su trayectoria, asumiendo que los átomos son uniformes y homogéneos como establecía la Teoría de Thomson

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Sin embargo, el resultado fue muy distinto: La mayor parte de las radiaciones atraviesan la lámina sin desviarse (99.9%) no colisionan con el núcleo Un porcentaje muy pequeño (0,1%) de las radiaciones se desvían considerablemente rozan el núcleo Una de cada 20.000, aproximadamente, es rebotada al chocar con la lámina chocan con el núcleo

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD RESULTADO ESPERADO RESULTADO OBSERVADO

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD En función de estas premisas elaboró su modelo: El átomo contiene un núcleo central unas 100.000 veces más pequeño que el átomo En el núcleo se encuentra concentrada toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo Los electrones se encuentran en la corteza, que ocupa casi todo el volumen del átomo, girando alrededor del núcleo en órbitas

MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Si bien supuso un gran adelanto, pues constataba la presencia de núcleo y corteza atómica, a este modelo se le achacaron algunos errores: No explicaba los espectros discontinuos Su modelo contradecía las leyes electromagnéticas clásicas de la época (según su modelo el electrón al girar emitiría energía y cada vez describiría una órbita más pequeña)

NEUTRÓN PARTÍCULAS DEL ÁTOMO Descubierto por J. Chadwick en 1932 al someter una muestra de Be a la acción de partículas α Se puede definir como partícula subatómica sin carga eléctrica (eléctricamente neutra) y con masa similar a la del protón Símbolo; n 0 Carga eléctrica; 0 Masa; 1,675 10-27 kg (muy similar a la del protón, aunque ligeramente superior) También esta compuesto por partículas llamadas quarks combinadas entre sí

Págs. 237 TEORÍA DE PLANCK

Teoría cuántica de Planck PÁG. 237 LIBRO La energía se emite en forma de paquetes o cuantos de energía Esta energía correspondiente a cada cuanto es igual a una constante (h, cte. de Planck) por la frecuencia ( ). E = h

PÁG. 239 MODELO ATÓMICO DE BOHR

MODELO ATÓMICO DE BOHR En 1913, Bohr adaptó la teoría cuántica de Planck y los espectros atómicos al modelo atómico de Rutherford. Para realizar su modelo atómico se valió del átomo de hidrógeno. El modelo de Bohr contenía los siguientes postulados: 1. El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares estacionarias (son órbitas en las que el electrón gira sin emitir energía, diferencia de la concepción de Rutherford) 2. No todas las órbitas para electrón están permitidas, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular (o momento cinético) (m v r) sea múltiplo de la constante de Planck (h) dividida entre (2 π) -> m v r = n h / 2π 3. El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. Si el salto es desde una órbita de mayor energía a otra de menor energía, emite energía en forma de radiación electromagnética (luz)

MODELO ATÓMICO DE BOHR De los postulados de Bohr, se estableció un nuevo modelo atómico con distribución ordenada de los electrones. Se llega así a las siguientes conclusiones: Dentro de los átomos, los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o niveles de energía (nivel electrónico) La energía del electrón depende de la órbita en la que esté situado; cuanto más alejado del núcleo éste, mayor es su energía Los radios de las órbitas y energías de los electrones situados en ellas no pueden ser cualesquiera, sino solo ciertos valores muy concretos Los electrones pueden pasar de una órbita a otra ganando o perdiendo energía. Estos saltos explican la Hipótesis de Planck y los espectros discontinuos

MODELO ATÓMICO DE BOHR

MODELO ATÓMICO DE BOHR (Teoría Planck)

Págs. 236-237 ESPECTROS

ESPECTROS ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS Según Maxwell, la luz es una onda electromagnética Características de onda electromagnética (Pág. 236) Amplitud (A). Desplazamiento máximo de un punto respecto al equilibrio Longitud de onda ( ). Distancia de dos puntos consecutivos Frecuencia ( ). Número de vibraciones por unidad de tiempo Período (T). Tiempo invertido en efectuar una vibración completa

ESPECTROS ONDAS ELECTROMAGNÉTICAS Espectro electromagnético de la luz; conjunto de todas las ondas electromagnéticas ordenadas por su frecuencia

ESPECTROS ATÓMICOS Espectro de emisión de un elemento - PÁG. 237 LIBRO Formado por unas bandas (líneas) de colores correspondientes a la frecuencia de luz que emite el átomo al saltar los electrones desde órbitas más alejadas a órbitas más cercanas al núcleo atómico A diferencia del espectro de la luz, los espectros atómicos son discontinuos (no se emiten en todas las frecuencias)

ESPECTROS ATÓMICOS Espectro de absorción de un átomo Está formado por bandas (líneas) negras dentro del espectro electromagnético de la luz, correspondiente a la frecuencia de luz que absorben los electrones al saltar desde órbitas cercanas al núcleo a órbitas más alejadas.

ESPECTROS ATÓMICOS Para estudiar los espectros atómicos se calienta el elemento que se está analizando o se somete a una descarga eléctrica, mediante esta energía se logra activar al átomo con lo cual se consigue que uno o varios electrones sean desplazados de sus posiciones primitivas y salten a orbitales más externos El átomo activado es inestable y en un tiempo muy breve el electrón desplazado vuelve a su posición inicial y desprende en forma de radiación electromagnética (luz) la energía captada antes. La imagen que sale correspondiente a la radiación luminosa del electrón constituye el espectro atómico.

PÁGS. 240, 241, 242 LIBRO MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO. MODELO MECANO CUÁNTICO DEL ÁTOMO

MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO El modelo de Bohr se considera el precursor del actual modelo atómico de orbitales Sin embargo, presentaba algunas limitaciones: Al aumentar la resolución de los espectrógrafos se observó que algunas líneas espectrales eran en realidad dos, muy juntas Al efectuar el espectro al mismo tiempo que se sometía la sustancia a un intenso campo magnético, se observó que las líneas espectrales se desdoblaban en varias.

MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO (ACTUAL) Todas las modificaciones a las que fue sometido el modelo de Bohr resultaron insuficientes, siendo sustituido por un nuevo modelo; Modelo Atómico de Orbitales (Modelo de mecánica cuántica aplicada al átomo) Este modelo acoge los principios de la mecánica cuántica y está basado en los siguientes avances: Hipótesis de De Broglie Principio de Incertidumbre de Heisenberg Ecuación de Schrödinger.

MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Hipótesis de De Broglie. Dualidad onda-corpúsculo Tradicionalmente la física asumía diferencias entre onda y partícula Por el contrario, De Broglie en su tesis doctoral propuso la existencia de ondas de materia, es decir que toda materia tenía una onda asociada a ella Consecuentemente los electrones, considerados partículas, también presentarían un comportamiento ondulatorio. Este hecho se demostró experimentalmente en 1.925 En la actualidad, se asume que la luz puede poseer propiedades de partícula y propiedades ondulatorias, según los principios de mecánica cuántica

MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Ecuación de Schrödinger En 1926, Schrödinger estableció una ecuación de ondas para medir el carácter ondulatorio del electrón Supuso un gran avance para describir el comportamiento del electrón alrededor del núcleo, siguiendo los principios de la mecánica cuántica Principio de incertidumbre de Heisenberg Establece que es imposible conocer simultáneamente la posición y la velocidad del electrón, y por tanto es imposible determinar su trayectoria. Cuanto mayor sea la exactitud con que se conozca la posición, mayor será el error en la velocidad, y viceversa Solamente es posible determinar la probabilidad de que el electrón se encuentre en una región determinada

MODELO MECANO-CUÁNTICO DEL ÁTOMO Todas estas ideas y principios dan forma al modelo atómico actual: El electrón se comporta como una onda en su movimiento alrededor del núcleo No es posible predecir exactamente, donde se encuentra el electrón, desechando la idea de órbitas definidas de Bohr Por el contrario, únicamente podemos calcular la región de espacio más probable en la que se encuentra el electrón (orbitales) Un orbital sería la región del espacio en la que hay una máxima probabilidad de encontrar al electrón

Números cuánticos (Pág. 241 libro) Describen el comportamiento de los electrones en el átomo. Distintos tipos: Número cuántico principal (n). Designa el nivel de energía en el que se encuentra el electrón (la órbita o capa) Puede asumir valores desde n=1 hasta cualquier número entero positivo, aumentando el valor según la distancia al núcleo, y con ello la energía

Números cuánticos (Pág. 241 libro) Describen el comportamiento de los electrones en el átomo. Distintos tipos: Número cuántico del momento angular orbital (l). Determina la forma del orbital dentro de cada nivel. Toma valores entre 0 y n-1 n=1 l= 0 (FORMA ESFÉRICA) n=2 l= 0 (FORMA ESFÉRICA) ó 1 (FORMA DILOBULAR) n=3 l=0 (FORMA ESFÉRICA),1 (FORMA DILOBULAR) ó 2 (TETRALOBULAR) n=4 l=0 (FORMA ESFÉRICA),1 (FORMA DILOBULAR), 2 (TETRALOBULAR) ó 3 (COMPLEJA) Los valores 0, 1, 2 y 3 de l se designan mediantes las letras s, p, d y f respectivamente

Números cuánticos (Pág. 241 libro) Describen el comportamiento de los electrones en el átomo. Distintos tipos: Número cuántico magnético (m l ). Describe la orientación del orbital en el espacio. Toma valores entre +l y -l Si l=0 (orbital s) m l = 0 Si l=1 (orbitales p) m l = -1, 0 ó +1 Si l=2 (orbitales d) m l = -2, -1, 0, +1 ó +2 Si l=3 (orbitales f) m l = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ó +3

Números cuánticos (Pág. 241 libro) Describen el comportamiento de los electrones en el átomo. Distintos tipos: Número cuántico del espín del electrón (m s ). Nos indica el sentido de giro del electrón en torno a su propio eje (hacia donde gira el electrón (espín)). Puede tener valores de +1/2 y -1/2

NÚMEROS CUÁNTICOS l=0 s Tienen una forma esférica Solamente presentan 1 tipo de orbital para esta forma

NÚMEROS CUÁNTICOS l=1 p Formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay 3 orbitales p de idéntica forma, que difieren sólo en su orientación a lo largo de los ejes x, y ó z.

NÚMEROS CUÁNTICOS l=2 d También están formados por lóbulos. Hay 5 tipos de orbitales d

NÚMEROS CUÁNTICOS l=3 f Tienen aspecto multilobular Existen 7 tipos de orbitales f

ORBITALES. Distribución de orbitales y electrones Nivel de Energía (n) 1 2 3 4 Subnivel (l) s l=0 s l=0 p l=1 s l=0 p l=1 d l=2 s l=0 p l=1 d l=2 f l=3 Nº de orbitales (orientaciones distintas) (ms) 1 0 1 0 3-1 0 +1 1 0 Denominación 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 3-1 0 +1 5-2 -1 0 +1 +2 1 0 3-1 0 +1 5-2 -1 0 +1 +2 7-3 -2-1 0 +1 +2 +3 Nº máx. de e - por subnivel 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS La configuración electrónica de un átomo es la correspondiente al estado fundamental o de mínima energía del átomo Cualquier otra configuración corresponde a una configuración electrónica excitada, en la que se ganan o pierden electrones

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS Criterios a seguir Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos (n, l, m l, m s ). En cada orbital solo puede haber dos electrones, uno con espín +1/2 y otro con -1/2 Los orbitales se representan mediante cajas y los electrones con flechas Los orbitales se llenan según sus energías relativas, llenándose inicialmente aquellos con menor energía (Diagrama de Moeller) Ver imagen página 242

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS Diagrama de Moeller Indica el orden que siguen los electrones para ocupar orbitales. Comenzamos por la línea inferior y vamos subiendo una a una cuando hemos terminado la flecha siguiendo la dirección de la misma. Todos los orbitales s se completan con dos electrones; los orbitales p con 6; los orbitales d con 10, y los orbitales f con 14.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS Criterios a seguir Regla de Hund. Dos orbitales con los mismos números cuánticos n y l, tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital, a continuación se completan con el segundo electrón 5d 5 5d 5 NO!!!

PÁG. 238 EFECTO FOTOELÉCTRICO

Efecto fotoeléctrico PÁG. 238 Al incidir una radicación electromagnética (compuesta por fotones) sobre una superficie metálica, la superficie desprende electrones (el fotón cede su energía a un electrón) Esto sólo se produce si la frecuencia de la radiación ( ) supera la frecuencia umbral ( 0) Los electrones emitidos tienen una energía cinética que aumenta con la frecuencia de la radiación, y que es igual a la diferencia entre la Energía del fotón y la energía umbral

Efecto fotoeléctrico PÁG. 238 Energía cedida por el fotón; Efotón = h h; constante de Planck (6,625 10-34 J s) ; frecuencia La Energía se suele medir en ev (1 ev = 1,602 10 19 J) Energía cinética adquirida por los electrones: Ec = Efotón Eumbral Ec = h h 0

Ejemplo; Potasio Efecto fotoeléctrico

Ejemplo efecto fotoeléctrico