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Tema 12. Modelos atómicos.
Sistema periódico
Departamento de Física y Química
I. E. S. Pablo Gargallo
Naturaleza eléctrica de la materia
Electrólisis





Sobre 1870 se sospechaba que los
átomos estaban constituidos por
partículas más simples y se inició su
búsqueda.
Si se aplica una diferencia de potencial
a un vaso que contiene una sal fundida
o disuelta, se observa paso de
corriente. Este fenómeno es la
electrólisis.
Michael Faraday (1791-1867) obtuvo
las leyes que la rigen.
Supuso que en la cubeta existen
partículas con cargas de distinto signo,
los iones, que se mueven,, conduciendo
la electricidad.
Dividiendo la carga que atraviesa el
recipiente por el número de átomos
depositados, determinó la carga que
tiene cada ión, que resultó ser un
múltiplo entero de una cantidad mínima
a la que se llamó electrón
Rayos catódicos: descubrimiento
del electrón
A mediados del siglo XIX se estudiaba
la conductividad de los gases en tubos
de descarga a baja presión.
 Al establecer entre los electrodos una
diferencia de potencial alta, el gas era
atravesado por unos rayos procedentes
del cátodo, los rayos catódicos,
emitiéndose una luz característica para
cada gas.

Tubo de rayos catódicos


El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de
alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se
encuentra un gas a baja presión.
Con este experimento se averiguó cómo se desplazaban
los rayos y se pudo observar que los mismos se
desplazaban en línea recta y producían un destello al
llegar a una pantalla formada por una sustancia
fluorescente.
Tubo de rayos catódicos

Con este experimento se averiguó de dónde salían los
rayos. Interponiendo un objeto metálico opaco, como
se muestra en la figura, en el camino de los rayos se
observó que se formaba una sombra en la pared
opuesta al cátodo. Ésto indicaba que los rayos
partían del cátodo. Por eso se los llama RAYOS
CATÓDICOS.
Tubo de rayos catódicos

Con este experimento se averiguó si los rayos
tenían masa. En el camino de los rayos se
interpuso una pequeña rueda. Se observó que
la rueda giraba como consecuencia del paso de
los rayos. Por lo tanto los rayos poseían
masa.
Tubo de rayos catódicos

Con este experimento se averiguó qué carga
tenían los rayos. Utilizando un campo eléctrico
o un campo magnético, se comprobó que los
rayos se desviaban alejándose del polo
negativo del campo y se acercaban al polo
positivo. Este comportamiento indicaba que los
rayos eran partículas negativas.
Rayos catódicos: descubrimiento del electrón




William Crookes (1832-1919) mejorando las
condiciones de vacío demostró que los rayos
catódicos tienen estas propiedades:
1. Se propagan en línea recta.
2. Se desvían cuando se les somete
a campos eléctricos y
magnéticos.
3. Provocan la luminiscencia de los
cuerpos.
De acuerdo con estas propiedades dedujo
que los rayos catódicos eran un flujo de
partículas de dimensiones mucho menores
que los átomos.
Más tarde se demostró que las propiedades
de los rayos catódicos eran independientes
de la composición del gas residual, por tanto
las partículas integrantes de estos rayos
tienen que ser componentes de todos los
átomos.
Thomson (1897) con un tubo de descarga
como el de la figura, utlilizando un campo
eléctrico y otro magnético perpendiculares,
para desviar de forma conveniente el haz de
rayos catódicos, determinó la relación carga
masa de estas partículas:
q
 1,7592.108 C / g
m
A esta primera partícula se le
denominó electrón como se había
sugerido a raíz de los
experimentos de electrolisis, para
el portador de la carga mínima.
Tubo de rayos catódicos
Tubo de Crookes
El químico y físico británico William Crookes construyó en la década de 1870 el
llamado tubo de Crookes, antecesor del tubo de imágenes de la moderna televisión
para investigar las propiedades de los rayos catódicos. Al hacer el vacío en el tubo y
aplicarle una alta tensión, uno de los extremos del tubo se pone incandescente debido
a los rayos catódicos que golpean contra el cristal. El moderno tubo de televisión,
también llamado CRT (acrónimo de Cathode-Ray Tube) es descendiente directo del
tubo de Crookes. Las principales diferencias son que el CRT utiliza un cátodo
calentado para aumentar el número de electrones, mientras que el tubo de Crookes no
lo hacía. Además, el CRT tiene electrodos adicionales para focalizar y deflectar el
haz mientras se mueve hacia la pantalla.
Modelo atómico de Thomson
Thomson propuso un modelo atómico, que
consideraba al átomo como una nube difusa y
esférica de carga positiva, con los electrones
flotando en esa nube, como pasas embebidas
en un pudín
 La carga positiva era la necesaria para
compensar la negativa de los electrones.
 Este modelo tan sencillo explicaba, mediante
la ganancia o pérdida de electrones:

– Los fenómenos de electrización.
– La formación de iones y la corriente eléctrica.
Rayos X

1.
2.
3.


Wilheim Röentgen en 1895 observó que durante el
funcionamiento de los tubos de descarga, si se
introducía una pieza metálica adicional, el choque de
los rayos catódicos con dicha pieza producía una
nueva radiación que tenía las siguientes propiedades:
Ser capaz de atravesar materiales de gran espesor.
Ennegrecer placas fotográficas.
No desviarse ante un campo eléctrico o magnético,
lo que significa que no contiene carga eléctrica.
Debido a la naturaleza desconocida de estos rayos
los llamó rayos X.
Hoy sabemos que se trata de radiación
electromagnética de alta energía, es decir, luz no
visible.
Radiactividad





Henry A. Becquerel (18521908), como consecuencia del
descubrimiento de los rayos X,
investigó la fluorescencia
producida por una sal de uranio
En 1896 observó que esta sal y
todos los compuestos que
contenían uranio emitían una
radiación similar a los rayos X.
Había descubierto la
radiactividad.
Marie Curie (1867-1934) y
Pierre Curie (1859-1906)
descubrieron otros elementos
radiactivos: El polonio y el radio.
Más tarde se comprobó que la
radiación emitida por el radio
estaba formada por tres
componentes, ya que al
someterla a campos eléctricos y
magnéticos dos haces se
desviaban en sentidos opuestos y
un tercero no se desviaba
Rutherford les puso nombre a
estas radiaciones ( ver figura):
Modelo atómico de Rutherford




Rutherford y sus colaboradores bombardearon
láminas finas metálicas de oro con radiación α.
Si se va girando el microscopio se puede calcular
la fracción de partículas alfa que se desvían a
distintos ángulos:
– La mayor parte de las partículas atraviesan la
lámina sin desviarse.
– Un número relativamente pequeño
experimentan desviaciones pequeñas.
– Y algunas de ellas, muy pocas, se desviaban
ángulos mayores de 90º, es decir rebotan.
De lo observado Rutherford concluyó:
1. El átomo está prácticamente vacío. Pues la
mayor parte de las partículas no se desvían
2. Existe una zona de carga positiva pero de
dimensiones reducidas a la que llamó núcleo.
3. Pudo calcular el radio del núcleo y su carga
determinando la fracción de partículas alfa
que se desvían a distintos ángulos
A partir de estos resultados propuso un modelo
llamado “modelo nuclear del átomo”:
– Un átomo está formado por núcleo y corteza.
– En el núcleo se encuentra la carga
positiva y casi toda la masa del átomo.
– El resto del átomo está prácticamente
vacío y a gran distancia del núcleo se
encuentra la corteza electrónica.
Descubrimiento del protón



Cuando se emplean tubos de descarga con el cátodo
perforado, se observa detrás de él, un haz de luz
producido por determinados rayos que atraviesan los
orificios. (Rayos canales o rayos positivos).
Los estudió Thomson en 1911 y obtuvo la relación q/m
cuando el gas residual era hidrógeno. El valor obtenido
coincidía con el que se calculó en la electrólisis para los
iones hidrógeno. Si el gas residual era otro la relación q/m
siempre era menor.
En 1919 Rutherford bombardeó con partículas alfa gas
nitrógeno y observó que algunas daban lugar a oxígeno -17
y otra partícula cuyas propiedades coincidían con las
observadas por Thomson en los rayos positivos, cuando el
gas residual era hidrógeno:
 147N 178O 11p
4
2

Posteriormente Rutherford observó que esta partícula se
producía en otras reacciones nucleares, con lo que dedujo
que era una partícula elemental a la que llamó protón.
Descubrimiento del neutrón
Pero Rutherford se dio cuenta de que la masa
del núcleo no era la suma de la de los protones
que contenía
 Así una partícula alfa (núcleos de helio) tenía
una carga de dos protones pero su masa era
aproximadamente cuatro veces la del protón.
 Por eso supuso que en el núcleo tenía que
existir otra partícula de masa similar pero sin
carga
 En 1932 James Chadwick (1891-1974)
descubrió el neutrón en la siguiente reacción
nuclear:
4
9
12
1

2
  4 Be  6 C  0 n
Dificultades del modelo de Rutherford
Si los electrones (partículas
cargadas) giraran, debían de
emitir energía según la teoría
electromagnética clásica, con lo
que se precipitarían en el núcleo
y el átomo sería inestable.
Interacciones de la radiación con la
materia
El espectro electromagnético
El espectro electromagnético
 El
sol y los cuerpos incandescentes emiten
luz de todas las frecuencias. Esto es el
llamado espectro continuo.
 Newton, mediante un prisma óptico obtuvo
el espectro del sol.
 El prisma óptico descompone los rayos
solares en los distintos colores de la luz.
 Hoy se sabe que el visible es solo una
parte del llamado espectro
electromagnético.
 El espectro es el conjunto de valores de
las frecuencias de radiación que emite un
cuerpo.
Espectroscopio
 Joseph
von Fraunhoffer
(1787 – 1826) inventó el
espectroscopio y con él
analizó la luz emitida por
el sol y las estrellas.
Detectó líneas oscuras en
estos espectros y pudo
ver con claridad la más
brillantes.
Espectros atómicos
Espectros atómicos

Johan Balmer en 1885 dedujo una fórmula empírica que
calculaba las longitudes de onda de las nueve líneas de la serie
del espectro del hidrógeno ( las conocidas hasta entonces):
o
n2
  3646 2
( A  10 10 m)
n 4

Johannes R. Rydberg (1854 – 1919) intentó obtener fórmulas
similares para otros átomos y puso la fórmula de Balmer en
función del inverso de la longitud de onda:
 1 1 
 RH  2  2  donde n  3, 4, 5,...

2 n 
R H es la constante de Rydberg para
1
el hidrógeno y vale R H  10973731,77m 1
n  3 correspond e a la línea roja, n  4 a la
línea azul - verdosa, etc.
Espectros atómicos
 El
que los espectros atómicos estén
formados por un conjunto de líneas lleva
a pensar que los átomos de los gases
excitados deben tener un número
limitado de valores de energía.
 Pero la física clásica y el modelo atómico
nuclear eran incapaces de explicar los
espectros atómicos.
 Había que buscar un nuevo modelo
atómico…
Hipótesis de Planck




-
Max Planck (1858 – 1947) presento el 14/12/1900, la teoría que explica la
radiación térmica de los cuerpos.
Había nacido “la mecánica cuántica”.
Planck introducía en su trabajo una hipótesis que estaba en contra de un
principio básico de la Física clásica: “Ésta suponía que la energía, igual que
cualquier otra magnitud física podía tener un valor cualquiera y aumentar o
disminuir de una forma contínua”.
Pero Plank supuso:
Que los átomos que emiten la radiación se comportan como osciladores
armónicos.
Cada oscilador absorbe o emite energía de la radiación en cantidad
proporcional a su frecuencia de oscilación f :
E0  hf
Donde h es la constante de Plank
E  nE0  nhf
cuyo valor es : 6,626.10 -34 J .s y
f , la frecuencia de oscilación .
E0  hf se llaman “cuantos”, de manera que la
Los paquetes de energía
energía de los osciladores está “cuantizada” y “n” es un número cuántico.
Modelo atómico de Böhr


Niels Böhr (1885 – 1962) propuso en 1913 un modelo que explicaba el
espectro del hidrógeno.
Los postulados en los que se fundamenta este modelo son:
1.
El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo,
debido a la atracción eléctrica de éste:
Ke2
v2
Ke2
v2
Ke2
Fe  2  man  m , o sea : 2  m , de donde el radio de la orbita, r, sería : r 
r
r
r
r
mv 2
2.
Para el electrón sólo son posibles órbitas para las que se cumple:
mvr  n
3.
4.
h
, n  1,2,3,...
2
Mientras el electrón se mueve en una de las órbitas permitidas no
radia energía, la energía es constante (órbita estacionaria).
Si el electrón está inicialmente en una órbita de energía E1 y pasa a
una órbita de energía E2 (E2<E1), emite una radiación electromagnética
de frecuencia:
E E
f 
1
2
h
Por el contrario para pasar del nivel de energía E2 al E1 debe absorber
una radiación electromagnética de la misma frecuencia anterior.
Modelo atómico de Bohr

Del segundo postulado se deduce que el electrón solo
puede tener determinados valores de la energía que
vienen dados en función de n, el número cuántico:
2,18.10 18
E
J
2
n


Cuando el electrón se encuentra en el nivel u órbita de
más baja energía (n=1), está en el estado fundamental.
Si absorbe energía y pasa a un nivel superior, el átomo
se encuentra en un estado excitado. Al cabo de cierto
tiempo emite energía en forma de radiación
electromagnética , pasando al estado fundamental
(Espectros de emisión).
Modelo atómico de Bohr
Estructura electrónica de los átomos







Pero el modelo de Böhr no sirve para explicar los espectros de
átomos polielectrónicos.
Cuando se obtienen espectros de hidrógeno con
espectroscopios de alta resolución aparecen líneas desdobladas
(estructura fina).
Para interpretar esta estructura fina, Sommerfeld (18651951) supuso que el electrón del átomo de hidrógeno podía girar
también en órbitas elípticas. Esto le llevó a introducir otro
número cuántico, relacionado con la forma de las órbitas.
Por tanto la energía del electrón en las distintas órbitas viene
determinada por el valor de esos dos números cuánticos.
De esta forma pudo interpretarse la estructura fina.
En 1896 Peter Zeeman (anterior a la teoría de Böhr) observó
que cuando los átomos de un elemento se excitan en presencia
de un campo magnético las líneas del espectro se desdoblan, lo
que obligó a introducir un tercer número cuántico.
Con tanto añadido la teoría de Böhr-Sommerfield perdía
elegancia, era necesario un cambio conceptual brusco, LA
TEORÍA CUÁNTICA
Estructura electrónica de los átomos. Teoría
cuántica.

Erwin Schrödinger (1887-1961) y Werner
Heisenberg (1901 – 1976) crearon la nueva teoría
cuántica de la que surgen como consecuencia de un
tratamiento matemático los números cuánticos que
caracterizan los estados energéticos posibles de los
electrones en los átomos:
1. Número cuántico principal (n):Puede tomar los
valores 1, 2, 3, …y es el que más influye en la
energía. Caracteriza los niveles de energía.
2. Número cuántico secundario o del momento
angular (l): Afecta en menor medida a los
valores de energía y toma los valores siguientes
para un valor de n dado: l=0, 1, 2, … n-1.
Caracteriza los subniveles de energía. Cada
subnivel corresponde a un tipo de orbital atómico.
A los distintos valores se les asignan letras:
0(s), 1(p), 2(d), 3(f)…
Estructura electrónica de los átomos. Teoría
cuántica.
3.
Número cuántico magnético (ml):
Aparece como consecuencia del
desdoblamiento de los subniveles en
presencia de un campo magnético. Indica las
posibles orientaciones que puede tomar un
orbital dado. Para un valor de l toma los
valores: ml = -l, -l+1,…0,….l-1,l
4. Número cuántico de espín (ms): Cada
electrón posee uno de estos valores: +1/2 y
-1/2 y están relacionados con una propiedad
magnética propia de los electrones.
Valores de los números cuánticos
Estructura electrónica. Orden de
llenado
 Regla


de Möller:
La energía de un
orbital es tanto
menor cuanto más
baja sea la suma de
los valores n y l (n+l)
En caso de igualdad
para la suma de n+l,
tiene menos energía
el orbital con menor
valor de n
Estructura electrónica. Orden de
llenado

Principio de construcción progresiva: La

Principio de exclusión de Pauli: Establece que en un

Principio de Hund: Nos indica que cuando en un

configuración de un elemento se obtiene a partir de la del
elemento anterior añadiendo un nuevo electrón, llamado
electrón diferenciador.
átomo polielectrónico no puede haber dos electrones que
tengan los cuatro números cuánticos iguales.
subnivel energético existen varios orbitales disponibles,
los electrones tienden a ocupar el máximo número de
ellos, y, además, con espines paralelos.
La configuración electrónica que se refiere al nivel
energético más externo ocupado de un elemento, se
denomina configuración electrónica de la capa de valencia
Sistema periódico
Breve historia de la Tabla Periódica (1)



Es una agrupación en la que aparecen ordenados
todos los elementos químicos conocidos.
Se distribuyen en filas y columnas, llamadas
respectivamente períodos y grupos.
Joham W. Döbereiner (1780-1849), en 1817 hizo
uno de los primeros intentos de clasificación:
– Indicó que muchos elementos podían agruparse por
tener propiedades similares en tríadas (Lítio, Sodio,
Potasio), (cloro, bromo y yodo) etc. En cada tríada el
elemento central tiene una masa atómica
aproximadamente igual a la media de los otros dos.

En 1864, A. R. Newlands propuso la ley de las
octavas: Al ordenar los elementos en orden creciente de
masas atómicas, cada uno tenía propiedades similares al
que estaba ocho lugares antes y al que se encontraba ocho
lugares después.
Sistema periódico
Breve historia de la Tabla Periódica (2)

En 1869, Lothar Meyer y Dimitri I. Mendeleiev propusieron dos
tablas muy parecidas:
– Mendeliev ordenó los 63 elementos conocidos entonces bajo el criterio
de masas atómicas crecientes, con lo que logró que los elementos con
propiedades químicas similares quedaran en la misma columna,
aunque en algunos casos para conseguir esto, invirtiera la colocación
de ciertas parejas de elementos y cuando no se correspondían las
propiedades dejaba un hueco (elemento no descubierto). De esta
forma predijo la existencia de cinco elementos: Sc, Ge, Ga, Tc y Re.
En 1894 Ramsay y Rayleigh
descubrieron el argón y
durante los años siguientes se
descubrieron otros cuatro
elementos. A los cinco se les
llamó gases nobles: Parecían
mantenerse al margen del
resto de los elementos y no
se combinaban con ellos. Para
incorporarlos a la tabla hubo
que añadir una columna más.
La Ley Periódica



A partir de 1913 con la introducción del
concepto de número atómico, el criterio
ordenador del sistema periódico cambió y
pasó a ser el de número atómico creciente
( nº de protones). Con esto desaparecía el
problema de la inversión de colocación de
ciertas parejas que tuvo que hacer
Mendeleiev para mantener la periodicidad
de propiedades.
La siguiente pregunta fue: ¿a qué se
debía la periodicidad de propiedades?. La
respuesta la dio el conocimiento de la
estructura electrónica de los elementos:
“Los elementos situados en el mismo
grupo tenían la misma estructura
electrónica en la última capa.”
Hoy se sabe que el número de elementos
que puede haber en cada período viene
determinado por el número de electrones
que pueden entrar en orbitales
pertenecientes a la misma capa o nivel de
energía: Periodo 1 (Primera capa),
Período 2 (segunda capa), etc..
La Ley Periódica
La Ley Periódica
Algunas observaciones sobre la
estructura electrónica
Propiedades periódicas (1)

Para resaltar la importancia
del sistema periódico
analizaremos la variación de
algunas propiedades,
llamadas periódicas a lo largo
de los grupos y períodos:
– Radio atómico: Se toma
como radio atómico la mitad
de la distancia entre los
núcleos de dos átomos
iguales enlazados en un
sólido metálico o en una
molécula de una sustancia
covalente.


En un grupo aumenta al
descender en él, pues al
pasar de un elemento al
siguiente tenemos una capa o
nivel de energía más.
En un período disminuye en
términos generales al avanzar
hacia la derecha pues la
carga nuclear es cada vez
mayor y sin embargo los
nuevos electrones entran en
el mismo nivel, siendo
atraídos cada vez con más
fuerza por el núcleo, lo que Los
se traduce en una
disminución del radio
radios atómicos están en picómetros
Propiedades periódicas (2)

Energía de ionización:Es la energía
necesaria para convertir un átomo
aislado neutro, en estado gaseoso, en
un ion monopositivo:
X ( g )  EI  X  ( g )  1e  ,
donde X es un átomo aislado en estado gaseoso
y E I la energía de ionización
– En un grupo la energía de
ionización disminuye al descender
en él, pues cuanto más abajo se
encuentra el elemento, más alejado
del núcleo está el electrón externo y
mas capas de electrones
intermedias existen.
– En un período, en líneas generales
la energía de ionización aumenta
hacia la derecha, pues aumenta la
carga nuclear y por tanto el electrón
está más cerca y más atraído por el
núcleo.
2ª Energía de Ionización
X  ( g )  EI 2  X 2 ( g )  1e  ,
E I 2 es la 2ª energía de ionización
Propiedades periódicas (3)

La afinidad electrónica o
electroafinidad es la energía
que se intercambia
(normalmente se
desprende) cuando un
átomo neutro gaseoso capta
un electrón y se convierte
en un ión negativo:
X ( g )  e  X  ( g )  EA
– Disminuye al descender en los
grupos.
– Aumenta en líneas generales al
avanzar hacia la derecha en
los períodos.
Propiedades periódicas
ELECTRONEGATIVIDAD
Es la capacidad que tiene un átomo de un
elemento dado de atraer hacia sí el par de
electrones compartidos en un enlace
covalente.
Está íntimamente relacionada con la energía de
ionización y con la afinidad electrónica. Su variación
en la tabla es la misma que dichas propiedades.
Propiedades periódicas (4)

Carácter metálico y no metálico:
– A los elementos que tienen valores bajos de la energía
de ionización, de la afinidad electrónica y de la
electronegatividad se les llama metales y tienen
tendencia por tanto a perder electrones (formar iones
positivos o cationes).
– A los elementos que tienen valores altos de la energía
de ionización, la electroafinidad y electronegatividad y
por lo tanto tienen tendencia a convertirse en aniones se
les llama no metales.
– La mayor parte de los elementos tienen carácter
metálico más o menos marcado, excepto los que se
encuentran en la parte derecha de la tabla.
– Lógicamente el carácter metálico es tanto mayor cuanto
más hacia abajo y hacia la izquierda se encuentre el
elemento (menor EI y EA).
Propiedades periódicas (5)