Download Tema 5 Estructura de la materia

Estructura de la
materia
Unidad 5
2
Contenidos (1)
1.- Revisión histórica de los primeros
modelos atómicos.
2.- Radiación electromagnética y espectros
atómicos.
2.1. Series espectrales.
3.- Orígenes de la teoría cuántica.
3.1. Hipótesis de Planck.
3.2. Efecto fotoeléctrico. Teoría corpuscular.
4.- Modelo atómico de Bohr.
3
Contenidos (2)
5.- Principios de la mecánica cuántica.
5.1. Dualidad onda-corpúsculo (De Broglie).
5.2. Principio de incertidumbre (Heisenberg).
5.3. Orbitales atómicos.
6.- Modelo cuántico para el átomo de
hidrógeno. Números cuánticos.
7.- Configuraciones electrónicas.
7.1. Principio de mínima energía (aufbau)
7.2. Regla de Hund y Principio de exclusión
de Pauli.
4
Contenidos (3)
8. Sistema periódico de Mendeleiev. La tabla
periódica actual.
9. Carga nuclear efectiva y reactividad.
10.- Propiedades periódicas:
10.1. Tamaño de los átomos. Radios atómicos
e iónicos
10.2. Energía de ionización.
10.3. Afinidad electrónica.
10.4. Electronegatividad y carácter metálico.
Rayos catódicos.
Modelo de Thomson.

Los rayos catódicos confirmaron la existencia de
electrones en los átomos.
5
Experimento y modelo de
Rutherford.
Modelo atómico de Rutherford
6
La radiación
electromagnética.


7
Una onda electromagnética consiste en la
oscilación de un campo eléctrico y otro
magnético en direcciones perpendiculares,
entre sí, y a su vez, perpendiculares ambos a
la dirección de propagación.
Viene determinada por su frecuencia “” o
por su longitud de onda “”, relacionadas
entre sí por:
c
 

Espectro
electromagnético
8

Es el conjunto de todas las radiaciones electromagnéticas
Tipos de radiaciones
desde muy
electromagnéticas según .
bajas longitu• Rayos 
des de ondas
• Rayos X
• Ondas de radar
(rayos 
• Rayos UV
• Ondas de TV.
• Onda ultracorta
• Radiaci
Radiació
ón visible.
10–12 m) hasta
• Onda corta.
•
Rayos
IR
kilómetros
• Onda media.
• Onda larga
• Microondas
(ondas de
• Ondas de radio
radio)
9
Espectros atómicos.



Cuando a los elementos en estado gaseoso se les
suministra energía (descarga eléctrica,
calentamiento...) éstos emiten radiaciones de
determinadas longitudes de onda.
Estas radiaciones dispersadas en un prisma de un
espectroscopio se ven como una serie de rayas, y el
conjunto de las mismas es lo que se conoce como
espectro de emisión.
Igualmente, si una luz continua atraviesa una
sustancia, ésta absorbe unas determinadas
radiaciones que aparecen como rayas negras en el
fondo continuo (espectro de absorción).
Espectros de emisión y absorción
10
11
Algunos espectros de emisión
Litio
Potasio
12
Series espectrales





Serie Balmer: aparece en la zona visible del
espectro.
Serie Lyman: aparece en la zona ultravioleta del
espectro.
Serie Paschen
Serie Bracket
Aparecen en la zona
Serie Pfund
infrarroja del espectro
13
Orígenes de la teoría cuántica.


El modelo de Rutherford explica la penetrabilidad
de determinadas partículas en la materia.
Pero tiene algunos inconvenientes:




No explica los espectros atómicos.
La no emisión de energía por el giro de los electrones (se
sabía que al girar partículas cargadas, éstas deberían emitir
energía en forma de radiación electromagnética, lo que
conduciría a los electrones a “caer” hacia el núcleo
produciendo un colapso de los átomos).
Iba en contra de la estabilidad de los átomos.
Igualmente, las líneas espectrales deberían ser
explicadas a partir de una nueva teoría atómica.
E  h 
Hipótesis de Plank.
Cuantización de la energía.



14
El estudio de las rayas espectrales permitió relacionar
la emisión de radiaciones de determinada “ ” con
cambios energéticos asociados a saltos electrónicos.
Plank supuso que la energía estaba cuantizada, es
decir, la energía absorbida o desprendida de los
átomos sería un múltiplo de una cantidad establecida
o “cuanto”.
Así, si un átomo emite radiación de frecuencia “”, la
energía desprendida por dicho átomo sería:
E  h 
E  h 
Hipótesis de Plank.
Cuantización de la energía. (cont)

15
Y la energía total emitida será por tanto un múltiplo
de esta cantidad, según el número de átomos que
emitan:
E  n  h 

En donde h = 6,626 x 10–34 J s (Constante de Plank) y n
es un número entero (nº de átomos emisores), lo cual significa
que la energía ganada o cedida por un átomo es un múltiplo
de la cantidad de energía mínima (h x ).

Como el número de átomos es muy grande y la
constante “h” muy pequeña, en la práctica no se
aprecia esta cuantización, al igual que sucede con la
masa.
Ejemplo: ¿Puede un átomo absorber una
16
radiación de 4,70 x10-19 J?
E  h  h 
 6,626×10-34

c


3×108 m s
-19
J s

3,374
×10
J
-7
5,89 ×10 m
En este caso no puede absorber
4,70 x 10-19 J por no ser un múltiplo
de 3,374 x 10-19 J
17
Efecto fotoeléctrico.



Algunos metales emiten electrones al incidir
una determinada radiación sobre ellos.
Este fenómeno es utilizado prácticamente para
cerrar un circuito que, por ejemplo, abra las
puertas de un ascensor…
Se sabe que la capacidad para emitir electrones
no depende de la intensidad de la radiación
sino únicamente de su frecuencia “”.
18
Efecto fotoeléctrico.

Un haz muy luminoso de baja frecuencia
puede no producir ionización, mientras que
uno mucho menos luminoso pero de mayor
frecuencia, si.
http://www.edu.
aytolacoruna.es/
aula/fisica/fisica
Interactiva/Ef_F
otoelectrico/Teo
riaEF.htm
19
Efecto fotoeléctrico.



La frecuencia mínima para extraer un electrón
de un átomo (efecto fotoeléctrico) se
denomina “frecuencia umbral “0”.
Einstein, aplicando la hipótesis de Plank,
elaboró la teoría corpuscular, en la que
suponía que la luz estaba formada por
partículas (fotones) cuya energía venía
determinada por E = h x .
Si dicha energía se igualaba o superaba a la
energía de ionización se producía la ionización
del electrón.
Efecto fotoeléctrico.
Teoría corpuscular.


20
Si se suministra una radiación de mayor
frecuencia, el resto de la energía se transforma
en energía cinética del electrón:
La frecuencia mínima para extraer un electrón
de un átomo (efecto fotoeléctrico) se
denomina frecuencia umbral “0”.
Eioniz
0 
h
Efecto fotoeléctrico.
Fotones con energía
suficiente
A mayor intensidad
de luz manteniendo la
frecuencia mayor
número de electrones
arrancados.
Fotones con energía
insuficiente
21
Teoría corpuscular.



22
Einstein, aplicando la hipótesis de Plank, elaboró la
teoría corpuscular, en la que suponía que la luz
estaba formada por partículas (fotones) cuya
energía venía determinada por E = h x .
Si dicha energía se igualaba o superaba a la energía
de ionización se producía la ionización del electrón.
Si se suministra una radiación de mayor frecuencia,
el resto de la energía se transforma en energía
cinética del electrón:
Ecinética 
1
m v 2  h    E ioniz  h (   0 )
2
Ejemplo: Calcula la energía de fotones de
rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm.
(h = 6,625 x 10–34 J s)
3  10 m s
17
1
 
 5  10 s
9
 0,6  10 m
c
8
E = h x  = 6,625 x 10–34 J s x 5 x 1017 s–1 =
33,125 x 10–17 J =
3,3125 x 10–16 J
23
24
Modelo de Bohr


Según el modelo de Rutherford, los electrones,
al girar alrededor del núcleo, deberían perder
continuamente energía, y en consecuencia, se
precipitarían al núcleo.
Basa su teoría en dos hechos nuevos:
Aparición del espectro del H.
 Teoría cuántica de Plank.

25
Postulados del modelo de Bohr.



“Los electrones sólo pueden girar alrededor del
núcleo en ciertas órbitas permitidas en las que se
cumple que: m x v x r = n x h / 2” en donde
n = 1, 2, 3, 4... (número cuántico principal)
“Los electrones al girar en estas órbitas no emiten
energía”.
“Cuando un átomo recibe energía los electrones
pasan a un nivel superior (estado excitado).
Posteriormente, cuando el electrón vuelve a su
órbita, el átomo emite un fotón correspondiente a
E entre ambos niveles, de frecuencia o longitud de
onda determinadas (E = h x )”
Niveles permitidos
Energía
(para el átomo de hidrógeno)
n=
n=5
n=4
E= 0J
E = –0,87 · 10–19 J
E = –1,36 · 10–19 J
n=3
E = –2,42 · 10–19 J
n=2
E = –5,43 · 10–19 J
n=1
E = –21,76 · 10–19 J
26
27
Espectros de emisión y absorción


Cuando un electrón salta a niveles de mayor
energía (estado excitado) y cae de nuevo a
niveles de menor energía se produce la emisión
de un fotón de una longitud de onda definida
que aparece como una raya concreta en el
espectro de emisión.
Cuando irradia una sustancia con luz blanca
(radiación electromagnética continua) los
electrones escogen las radiaciones de este
espectro continuo para producir saltos a niveles
superiores (estado excitado).
28
Espectros de emisión y absorción


La radiación electromagnética proveniente de la
luz blanca después de pasar por la sustancia
vemos que le faltan una serie de líneas que
corresponden con saltos electrónicos desde el
estado fundamental al estado excitado. Es lo
que se denomina un espectro de absorción.
Lógicamente las líneas del espectro de emisión
son las que faltan en el de absorción pues la
energía para pasar de un nivel a otro es la
misma suba o baje el electrón.
29
SIMULACIÓN
Átomo en estado excitado
(situación intermedia)
Átomo en estado fundamental
(situación inicial)
Átomo en estado fundamental
(situación final)
Series espectrales
n=
n=6
n=5
n=4
Pfund
Bracket
n=3
Paschen
n=2
Balmer
E = h · 
n=1
Lyman
SERIES: Lyman Balmer
Paschen Bracket Pfund
Espectro
UV Visible
Infrarrojo
30
Explicación
de las series
espectrales
utilizando
el modelo
de Bohr
Principios básicos de la mecánica
cuántica




31
Dualidad onda-corpúsculo:
Formulado por De Broglie en 1924.
“Cada partícula lleva asociada una onda”
Principio de incertidumbre:
Formulado por Heisenberg en 1927.
“Es imposible conocer simultáneamente la
posición y la cantidad de movimiento de una
partícula”:
Dualidad onda-corpúsculo
(De Broglie).

“Cada partícula lleva asociada una onda cuya
longitud es:
h


32
m v
Así, los electrones, cuya masa es muy
pequeña, tienen un onda asociada apreciable
de forma que, siendo “r” el radio de su órbita:
2  r = n , sien “n” un número natural, de
forma que sólo algunas órbitas concretas
estarían permitidas.



Principio de incertidumbre
(Heisenberg).
33
“Es imposible conocer simultáneamente la
posición y la cantidad de movimiento de una
partícula”
h
Así:
x · p 
4
siendo x la incertidumbre en la posición y p
la incertidumbre en la cantidad de movimiento.
Se sustituye la idea de órbita por la de orbital,
como zona en donde la probabilidad de
encontrar al electrón es máxima.
34
Orbitales atómicos.






Los electrones se sitúan en orbitales, los cuales
tienen capacidad para situar dos de ellos:
1ª capa: 1 orb. “s” (2 e–)
2ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
3ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–)
4ª capa: 1 orb. “s” (2 e–) + 3 orb. “p” (6 e–)
5 orb. “d” (10 e–) + 7 orb. “f ” (14 e–)
Y así sucesivamente…
35
Orbitales atómicos
Ed. ECIR Química 2º Bachillerato
Modelo mecano-cuántico
(para el átomo de Hidrógeno)


El modelo de Bohr indicaba posición y
velocidad de los electrones (incompatible con
principio de incertidumbre de la mecánica
cuántica).
Schrödinger (1926) propuso una ecuación de
onda para el electrón del H, en cuyas soluciones
(valores energéticos permitidos) aparecían
precisamente los números cuánticos n, l y m.
36
Postulados del modelo
mecano-cuántico



“Los átomos sólo pueden existir en
determinados niveles energéticos”.
“El cambio de nivel energético se produce por
absorción o emisión de un fotón de energía de
manera que su frecuencia viene determinada
por: E = h ·”.
“Los niveles energéticos permitidos para un
átomo vienen determinados por los valores de
los números cuánticos”.
37
38
Números cuánticos.


Cada electrón viene determinado por 4
números cuánticos: n, l, m y s (los tres
primeros determinan cada orbital, y el cuarto
“s” sirve para diferenciar a cada uno de los
dos e– que componen el mismo).
Los valores de éstos son los siguientes:
n = 1, 2, 3, 4, ...
 l = 0, 1, 2, ... (n – 1)
 m = – l, ... , 0, ... L
 s=–½,+½

(nº de capa)
(tipo de orbirtal)
(orientación orbital)
(spín)
39
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
n
1
2
2
3
3
3
4
4
4
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
m
0
0
–1,0,1
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
0
–1,0,1
–2, –1,0,1,2
–3,–2, –1,0,1,2,3
s
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
1/2
Ejemplo: a) Establezca cuáles de las siguientes series
40
de números cuánticos serían posibles y cuáles
imposibles para especificar el estado de un electrón;
b) diga en que tipo de orbital atómico estarían
situados los que son posibles






Series
I
II
III
IV
V
n
0
1
1
2
2
l
0
1
0
1
1
m
0
0
0
–2
–1
s
+½
+½
–½
+½
+½





Imposible. (n < 1)
Imposible. (l = n)
Posible. Orbital “1 s”
Imposible (m  -1,0,1)
Posible. Orbital “2 p”
Colocación de electrones en un
diagrama de energía.
Se siguen los siguientes principios:
 Principio de mínima energía (aufbau)
 Principio de máxima multiplicidad (regla de
Hund)
 Una vez colocados se cumple el principio de
exclusión de Pauli.
41
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.
No se rellenan niveles superiores hasta que no
estén completos los niveles inferiores.
42
Principio de máxima
multiplicidad (regla de Hund)


Cuando un nivel electrónico tenga varios
orbitales con la misma energía, los electrones se
van colocando desapareados en ese nivel
electrónico.
No se coloca un segundo electrón en uno de
dichos orbitales hasta que todos los orbitales de
dicho nivel isoenergético están semiocupados.
43
44
Principio de exclusión de Pauli.

“No puede haber dos electrones con los cuatro
números cuánticos iguales”
45
Energía
6p
5d
6s
4 f
5p
4d
5s
4s
4p
3d
3p
3s
2s
2p
n = 4;
1;; l = 1;
2;
3;
0;; m = +
2;
0;
– ;1;
2;
ss=
s==
+
–+
–½
½
1s
46
Ejercicio: a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando
con qué letra se representan y los valores que pueden tomar.
b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de
los números cuánticos, deduzca el número máximo de
electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d.
d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones
definidos por las siguientes combinacio-nes de números
cuánticos:(1,0,0,½ ) y (4,1,0,-½).
a) “n” (nº cuántico principal) es el nº de capa o nivel en la que
está situado el e–.
“l” (nº cuántico secundario) representa el tipo de orbital: s,
p, d o f.
“m” (nº cuántico magnético) indica la orientación espacial
del orbital.
“s” (spín) indica el sentido de giro del e–.
47
Ejercicio: a) Defina los diferentes números cuánticos, indicando
con qué letra se representan y los valores que pueden tomar.
b) Enuncie el principio de exclusión de Pauli. c) A partir de
los números cuánticos, deduzca el número máximo de
electrones que pueden tener los orbitales 3p y los orbitales 3d.
d) Indique en qué orbitales se encuentran los electrones
definidos por las siguientes combinacio-nes de números
cuánticos: (1,0,0,½ ) y (4,1,0,- ½).
b) “No puede haber dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales”
c) “3p” : n=3; l=1; m=–1,0,+1;
3 orb.  6 e–.
“3d” : n=3; l=2; m=–2,– 1,0,+1,+2; 5 orb.  10 e–.
d) (1,0,0,1/2)  1s ; (4,1,0,1/2)  4p (uno de los tres
existentes 4py por ejemplo)
48
Clasificación de Mendeleiev




La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y
elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.
Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces
utilizando el criterio de masa atómica usado hasta
entonces.
Hasta bastantes años después no se definió el concepto
de número atómico puesto que no se habían descubierto
los protones.
Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de
elementos que aún no se habían descubierto.
49
Clasificación de Mendeleiev




Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como
el germanio (Ge).
En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las
propiedades previstas
Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos
elementos tenía que colocarlos en desorden de masa
atómica para que coincidieran las propiedades.
Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal
medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el
yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor
que la de aquel.
50
La tabla periódica actual


En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla
periódica usando como criterio de clasificación el
número atómico.
Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se
colocan según aumenta su número atómico,
se observa una variación periódica de sus
propiedades físicas y químicas".
51
La tabla periódica actual


Hay una relación directa entre el último orbital
ocupado por un e– de un átomo y su posición en
la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad
química, fórmula estequiométrica de compuestos
que forma...
Se clasifica en cuatro bloques:




Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla)
Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)
Bloque “d”: (En el centro de la tabla)
Bloque “f ”: (En la parte inferior de la tabla)
Tipos de orbitales en
la tabla periódica
52
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
He
H
s1 s 2
p1 p2 p 3 p4 p5 p6
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
Bloque “s”
Bloque “d”
Bloque “p”
Bloque “f”
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13
f14
53
Grupos
Bloque Grupo
1
s
2
13
14
15
p
16
17
18
d
3-12
f
Nombres
Alcalinos
Alcalino-térreos
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
Elementos de transición
El. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)
Config. Electrón.
n s1
n s2
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
n s2(n–1)d1-10
n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
54
Carga nuclear efectiva




*
(Z )
Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo.
Depende de:
 Carga nuclear (Z)
 Efecto pantalla (apantallamiento) (a) de e– interiores o
repulsión electrónica.
Ambos efectos son contrapuestos:
 A mayor Z mayor Z*.
 A mayor apantallamiento menor Z*.
Así consideraremos que:
Z*  Z  a
55
Variación de

*
Z en
la tabla.
Crece hacia la derecha en los elementos de un
mismo periodo.

Debido al menor efecto pantalla de los e– de la
última capa y al mayor Z.
Variación de Z+ en la Tabla periódica
aumenta
56
Variación de

*
Z en
la tabla.
Varía poco al aumentar Z en los e– de valencia
de un mismo grupo
Aunque hay una mayor carga nuclear también hay
un mayor apantallamiento.
 Consideraremos que en la práctica cada e– de capa
interior es capaz de contrarrestar el efecto de un
protón.

Ejemplo: Compara el efecto pantalla de:
57
57
a) Li y Na; b) Li y Be.
a) Z* sobre el e– exterior del Li sería: 3 – 2 = 1,
mientras que en el caso del Na sería:
11 – 10 = 1, es decir apenas varía.
b) Z* sobre uno de los e– exteriores del Be sería: 4 –
(2 + 0,8) = 1,2 mientras que en el caso del Li era: 3
– 2 = 1.
 Nota: el valor 0,8 de apantallamiento del e– de la
segunda capa es orientativo; lo impor-tante es que
es un número inferior a 1.
Carga nuclear efectiva y
reactividad.

58
Z* junto con la distancia del e– al núcleo (ley de
Coulomb) son las responsables de la atracción que
sufre el e– y, por tanto, de la reactividad de los
átomos.
Aumento en la Reactividad
METALES
NO METALES
Ga
ses
ine
rtes
Variación de la reactividad
en la tabla periódica.

59
Los metales serán tanto más reactivos cuando
pierdan los e– con mayor facilidad
Cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo.
 El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.


Los no-metales serán más reactivos cuando los e–
que entran sean más atraídos
A mayor Z* y menor distancia al núcleo.
 El e– que capture el F será más atraído que el que
capture el O o el Cl.

Propiedades periódicas

60
Tamaño del átomo

Radio atómico:
 Radio
covalente (la mitad de la distancia de dos átomos
unidos mediante enlace covalente).
 Radio metálico.





Radio iónico
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad
Carácter metálico.
61
Radio atómico



Se define como: “la mitad de la distancia de dos
átomos iguales que están enlazados entre sí”.
Por dicha razón, se habla de radio covalente y de
radio metálico según sea el tipo de enlace por el
que están unidos.
Es decir, el radio de un mismo átomo depende del
tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red
cristalina que formen los metales.
Variación del radio atómico
en un periodo


En un mismo periodo
disminuye al aumentar
la carga nuclear efectiva
(hacia la derecha).
Es debido a que los
electrones de la última
capa estarán más
fuertemente atraídos.
Periodo 2
© Ed. Santillana. Química
2º Bachillerato.
62
Variación del radio atómico
en un grupo.

En un grupo, el radio
aumenta al aumentar el
periodo, pues existen
más capas de
electrones.
Grupo 1
© Ed. Santillana. Química
2º Bachillerato.
63
64
Aumento en el radio atómico
65
Radio iónico



Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado
electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas
noble más cercano.
Los cationes son menores que
los átomos neutros por la mayor
carga nuclear efectiva (menor
apantallamiento o repulsión de e).
Los aniones son mayores que
los átomos neutros por la disminución de la carga nuclear efectiva (mayor apantallamiento o
repulsión electrónica).
Comparación de radios atómicos e
iónicos
66
Ejemplo: a) De las siguientes secuencias de
67
iones, razone cual se corresponde con la ordenación en
función de los radios iónicos: (I) Be2+ < Li+ < F- < N3-,
(II) Li+ <Be2+ < N3- < F-; b) Ordene de mayor a menor
los radios de los elementos de que proceden.
a) La secuencia I es la correcta ya que a igualdad de
electrones el Be2+ tiene una mayor carga nuclear y por
tanto una mayor Z* que el Li+.
Igualmente, el N3– tiene el mismo nº de electrones que el
F– pero es mayor por tener una menor Z* (menor carga
nuclear y mismo efecto pantalla por tener los mismos
electrones).
b) Li > Be > N > F. En el mismo periodo, el radio atómico
disminuye hacia la derecha al haber una mayor Z* por
aumentar más Z que el EP.
Energía de ionización (EI)
(potencial de ionización)





68
“Es la energía necesaria para extraer un e– de un
átomo gaseoso y formar un catión”.
Es siempre positiva (proceso endotérmico).
Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), ... según se trate
del primer, segundo, ... e– extraído.
La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la
derecha en los periodos por aumentar Z* y disminuir el
radio.
La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los
metales alcalinos, es enorme.
Esquema de variación de la
Energía de ionización (EI).
69
Aumento en la
Energía de
ionización
http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/gr
aficos/ionizacion.jpg
70
Afinidad electrónica (AE)




“Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso
captura un e– y forma un anión”.
Se suele medir por métodos indirectos.
Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica.
La 2ª AE suele ser positiva. También la 1ª de los gases
nobles y metales alcalinotérreos.
Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia
la derecha del S.P. y en un mismo grupo hacia arriba por
aumentar Z* y disminuir el radio).
Electronegatividad y carácter
metálico





71
Son conceptos opuestos (a mayor electronegatividad
menor carácter metálico y viceversa).
Mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía
sí.
Es un compendio entre EI y AE.
Pauling estableció una escala de electronegatividades
entre 0’7 (Fr) y 4 (F).
Aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la
derecha en los periodos.
Aumento de la electronegatividad
en la tabla periódica
72
73
73
Ejemplo: Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y 35
respectivamente:
a) Establezca la configuración electrónica de cada uno de ellos. b)
Indique su situación en el sist. periódico. c) Compare tres
propiedades periódicas de ambos elementos. d) Justifique el tipo
de enlace que producen al unirse.
a) A (Z=19): 1s2 2s2p6 3s2p6 4s1
B (Z= 35): 1s2 2s2p6 3s2p6d10 4s2p5
b) A (4s1)
Grupo 1 (alcalinos)
Periodo 4
B (4s2p5) Grupo 17 (halógenos) Periodo 4
c) Al estar en el mismo periodo sólo hay que ver la variación
de izquierda a derecha:
radio
atómico : A > B (el radio disminuye hacia la derecha)
EI: A < B (la EI aumenta hacia la derecha)
(Continúa)
 Electroneg. : A < B (aumenta hacia la derecha)
74
(Viene de la diapositiva anterior)
d) Al ser A un metal alcalino y B un no-metal halógeno
formarán un enlace iónico ya que A tenderá a ceder el
electrón 4s con facilidad (baja EI) y B tenderá a capturarlo
(alta ):
A – 1 e–  A+ ; B + 1 e–  B –  Fórmula: AB (KBr)
Ejercicio: Supuesto que se conocen los números
75
75
cuánticos "n", "1" y "m", que definen el estado del
último electrón que forma parte de la corteza de un
elemento E. Razone si puede saberse: a) Si será oxidante
o reductor; b) Si es un metal o no metal; c) Si será muy
electronegativo; d) Si su volumen atómico será elevado.
•
Al saber los últimos nº cuánticos se podrá saber su último tipo
de orbital en ser rellenado y , por tanto, posición aproximada en
la tabla en la tabla periódica.
a) Si el último orbital es “s” (l=0) será una sustancia reductora pues
tratará de oxidarse (perder e–) mientras que si es “p” (l=1) será
más oxidante (sobre todo si “n” es pequeño –sin ser 1–).
b) Si el último orbital es “s” será un metal alcalino o alcalinotérreo; sin embargo si el último orbital es “p” podrá ser metal o
no metal (tanto mas no-metal cuanto menor sea “s” –sin ser 1 –).
(Continúa)
76
(Viene de la diapositiva anterior)
c) Igualmente, si el último orbital es “s” será un metal alcalino o
alcalino-térreo y por lo tanto poco electronegativo; sin embargo
si el último orbital es “p” podrá ser metal o no metal (tanto mas
no-metal y por tanto mas electronegativo cuanto menor sea “s” –
sin ser 1 –).
d) Al se el volumen un propiedad que depende tanto de la masa
atómica como del tipo de empaquetamiento que sufra y variar de
manera no uniforme en la tabla periódica, poco se podrá deducir
conociendo la posición aproximada en la tabla periódica:
únicamente, que cuanto mayor sea “n” mayor será el
volumen.