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LA ESTRUCTURA INTERNA
DE LOS ÁTOMOS
Los átomos están constituidos por
tres tipos de partículas:
protones, neutrones y electrones
Los protones y neutrones forman el
núcleo, que es donde se acumula
fundamentalmente la masa del
átomo, y los electrones se distribuyen
por la corteza
MODELOS ATÓMICOS
Los distintos modelos atómicos surgen para tratar de explicar las
propiedades de los átomos y, en particular, sus espectros de emisión
(Ver Web sobre cómo se obtienen los espectros de emisión)
A medida que se dispuso de nuevas tecnologías y se conocieron más
propiedades de los átomos se fueron ampliando los modelos atómicos con
el fin de poder explicar los nuevos fenómenos y propiedades
En este curso, el modelo atómico de Bohr, la ampliación de Sommerfeld
y algunas aportaciones de la mecánica ondulatoria serán suficientes para
entender el átomo
MODELO ATÓMICO DE BORH
El modelo atómico planetario de Ernst Rutherford (1911) presentaba una
serie de problemas que la Física clásica no conseguía resolver. Niels
Bohr, en 1913, dio un gran paso adelante resolviendo parte de estos
problemas apoyándose en las incipientes ideas cuánticas de Planck
Max Planck introdujo una teoría
revolucionaria en el año 1900 según
la cual la energía no podía ser
absorbida ni emitida en forma
continua, sino en cantidades
discretas de valores específicos que
son múltiplos de una unidad
fundamental, cuanto. El cuanto
corresponde a la menor cantidad
posible de energía que se puede
absorber o emitir por un cuerpo
Bohr aplicó las ideas de Planck al
modelo planetario de Rutherford
proponiendo tres postulados:
Primer postulado
El electrón puede girar en un cierto
Segundo
postulado
número
de órbitas
circulares o
Sólo
son
posibles
aquellas
órbitas del
en
“estados estacionarios”
alrededor
Tercer
postulado
las
que
el
momento
angular
del
núcleo
sin
emitir
energía
radiante
Cuando
un
electrón
salta
de
una
electrón sea múltiplo entero de h/2p
órbita a otra, absorbe o emite
Ver Web en el blog
energía en forma de radiación e.m.,
cuya n viene dada por: DE = hn
MODELO ATÓMICO DE BORH
Las órbitas del modelo atómico de Bohr están caracterizadas por el valor
de n, número cuántico principal, que cuantifica el valor del radio
y el valor de la energía de las órbitas permitidas
rn = a1·n2
En = - E1/n2
a1 = 0’53 Å
E1 = 2’18·10-18 J = 13’6 eV
El valor
deaEnotra
se considera
negativo
queun
se
toma
Cuando un electrón salta de una
órbita
variará
energía
en
Cuanto
más
cercanassu
estén
lasya
órbitas
alvalor
como
cero
la tendrán
energía
dello
electrón
a
distancia
infinita
DE = Ef – Ei. Si ni>nf el valor
denúcleo,
DE es
negativo,
que
indica
que de
se
valores
más
negativos
del forma
núcleo,
en
ese los
momento
noa
desprende energíaenergía,
en
radiación
e.m.el electrón
porde
lo que
electrones
tenderán
pertenece
átomo,
al acercarse
ocuparallas
órbitasy más
cercanasalalmismo
mismoy ser
atraídode
porque
éstelos
desprenderá
que será
la
De esta forma explicó Bohr la causa
espectrosenergía,
de emisión
de los
del electrón en esa órbita
átomos sean discontinuos, pues sólo se pueden emitir valores de DE que
sean iguales a la diferencia de energía que hay entre distintas órbitas
(Ver de nuevo WEB átomo de Bohr)
MODELO ATÓMICO DE BORH-SOMMERFELD
CuandoNo
seobstante,
pudieronalutilizar
espectroscopios
de mayor poder
observar
un nuevo desdoblamiento
en resolutivo,
las rayas se
observó
unnuevo
desdoblamiento
lasde
rayas
decampos
losespectrales
primeros
espectros
y esto
Un
desdoblamiento
las de
líneas
en uno campo
espectrales
producido
por ladepresencia
magnéticos
eléctricos
le
hizo
a Arnold
Sommerfeld
ampliar
el modelo
de
Bohr,
queel
magnético
débil,
justificó
suponiendo
dentro
deindicando
cada
órbita
hubo
que
introducir
lase
posibilidad
de que
sóloque
fueran
posibles
unas
ciertas
noelectrón
sólo podría
haber
circulares,
sino
también
cuyapor
podía
tener
un giro
sobre
mismo
en que
doselípticas,
posibles para
sentidos,
orientaciones
en
elórbitas
espacio,
por losíque
habría
introducir
un tercer
definición
hace
falta
segundo
números,cuántico,
l, o
número
lo quecuántico,
se
introdujo
nuevounnúmero
cuántico
o número
cuántico
de
número
mlintroducir
, ounnúmero
cuántico
magnético,
que cuantifica
estas
cuántico
secundario,
pueden
hasta (n-1)
espín,
con
valores
decuyos
+1/2
óvalores
–1/2,
para
cuantificar
su0 sentido
de–lgiro
orientaciones
y puede
tomar
los
valores
de ir+l,desde
+(l-1),...0...-(l-1),
Espectro discontinuo del H
MODELO ATÓMICO DE BORH-SOMMERFELD
Así pues, según este modelo atómico se puede definir al electrón
mediante un conjunto de cuatro números cuánticos:
(n , l , ml , s)
A pesar de todo, este modelo sólo es adecuado para interpretar las
propiedades del átomo de hidrógeno y de los llamados hidrogenoides
(núcleos rodeados de un solo electrón, como el He+)
Estos fallos se corrigieron mediante la aplicación del modelo mecano
cuántico del electrón. Las ideas cuánticas de Planck, la dualidad ondacorpúsculo de De Broglie y el principio de incertidumbre de
Heisemberg constituyen la base de la mecánica cuántica
MODELO ONDULATORIO
PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Dualidad partícula-onda
(De Broglie)
A partir de que Einstein introdujera
(para explicar el efecto fotoeléctrico)
la idea de que la luz podía tener un
comportamiento corpuscular además
de un comportamiento ondulatorio,
Louis De Broglie propuso que las
partículas clásicas también podrían
mostrar propiedades de onda, y
aplicó su hipótesis de la dualidad
onda-partícula al electrón. Cuando
con posterioridad se difractaron
electrones en cristales, se confirmó
la hipótesis de De Broglie,
observándose el comportamiento
ondulatorio del electrón
Principio de incertidumbre
(Heisemberg)
De acuerdo con la mecánica clásica,
podemos determinar simultáneamente la
posición y la cantidad de movimiento de
un cuerpo. La aplicación del principio de
incertidumbre de Heisemberg al electrón
considera que, debido a su naturaleza
ondulatoria, no es posible determinar con
precisión la posición del electrón y su
cantidad de movimiento, sino que debe
haber una incertidumbre en sus medidas.
Por lo tanto, si se determina con precisión
la energía de un electrón, no se puede
localizar sino que podemos hablar de la
probabilidad de encontrarlo en un lugar
en un instante de tiempo determinado
MODELO ONDULATORIO
PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Para explicar el átomo de hidrógeno (que sólo tiene un electrón) no se
puede situar al electrón en las órbitas del modelo clásico sino que se
define la probabilidad de encontrar al electrón en un punto
Para explicar
Esta nube
este concepto,
es una representación
supongamosde
que
la se
densidad
pueden tomar
fotografías
electrónica
deoun
probabilidad
electrón alrededor
de encontrar
del núcleo.
al electrón
Al cabo
en de
estaun
tiempo
zona.
y deA tomar
esta zona
un número
alrededor
muy
del
grande
núcleo,
dedentro
fotografías
de la en
cualcada
una
existe
de la
lasmáxima
cuales probabilidad
aparecerá el de
electrón
encontrar
como
al un
electrón,
punto, se
al
superponer
le definetodas
comoellas
el orbital
se tendrá
donde
unaseimagen
encuentra
como
ese
la electrón
de la figura
Concretamente, se definen los orbitales como el espacio
delimitado por una superficie dentro del cual se encuentra el 90%
de la probabilidad de encontrar al electrón, tal y como se observa
en la figura
MODELO ONDULATORIO
PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
La aplicación de este modelo ondulatorio al átomo de hidrógeno implica, de
manera similar a como ocurría con el modelo de Bohr-Sommerfeld, la
introducción de tres números cuánticos: n, l y ml.
Para caracterizar a un orbital estos números sólo pueden tomar
una serie de valores determinados:
El número cuántico principal (n) sólo puede tener valores enteros y
positivos (n = 1, 2, 3, 4....) y determina el tamaño y energía del orbital
El número cuántico secundario (l), cuyos valores pueden ser
l = 0, 1, 2,..., (n-1), determina la forma del orbital
El número cuántico magnético (ml) puede tomar los valores
ml = -l, -(l-1), -(l-2)...0...(l-2), (l-1), l, y determina la orientación del orbital
MODELO ONDULATORIO
PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Todos los orbitales con el mismo valor de n pertenecen a la misma capa o
nivel, y los que tienen los mismos valores de l, a la misma subcapa o subnivel.
A la capa con valor n = 1 se le llama capa K
A la capa con valor n = 2 se le llama capa L
A la capa con valor n = 3 se le llama capa M
etc
Los orbitales se nombran en función del valor de l
Para l = 0, se nombra orbital s
Para l = 1, se nombra orbital p
Para l = 2, se nombra orbital d
Para l = 3, se nombra orbital f
etc
MODELO ONDULATORIO
PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
Cada conjunto de valores
(n, l, ml)
definen un orbital.
Para el átomo de hidrógeno
todos los orbitales que tienen
el mismo valor de n
tienen la misma energía.
Esto indica que, para el átomo de
hidrógeno, dentro de un mismo nivel
(mismo valor de n) todos los
subniveles tienen la misma energía,
al igual que todos los orbitales
dentro del mismo subnivel
MODELO ONDULATORIO
PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
La mecánica ondulatoria sólo da lugar a tres números cuánticos para describir
a los orbitales electrónicos (n, l, ml ). No obstante, el electrón se comporta
como si girase sobre sí mismo, lo cual sugiere dos posibilidades de giro del
electrón dentro de un mismo orbital:
El número cuántico de espín (ms) sólo puede tener los valores
+1/2 y –1/2 y determina el giro del electrón sobre sí mismo
MODELO ONDULATORIO
PARA EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO
La mecánica ondulatoria
también proporciona
información
sobre la forma que
adquieren los distintos
orbitales
MODELO ONDULATORIO PARA
LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
En el átomo de hidrógeno el valor
de la energía de un orbital sólo
depende del valor de n. Así, todos los
orbitales de la misma subcapa y
todas las subcapas de la misma capa
tienen la misma energía, es decir,
son orbitales degenerados
No obstante, en los átomos
En
los átomos polielectrónicos
polielectrónicos
los orbitales son
(átomos
conamás
de un
electrón)y no
semejantes
los del
hidrógeno
se
ocurre
esto,mediante
pues aparecen
nuevos
definen
los mismos
factores
a tener
en cuenta,
como son
números
cuánticos.
La diferencia
las
repulsiones
que
estriba
en que interelectrónicas,
ahora sólo aparecen
modifican
la energía
de losde la
como
degenerados
los orbitales
orbítales
conforme dependiendo
cambia el número
misma subcapa,
la
atómico
energía no sólo
del valor de n, sino
también del valor de l
MODELO ONDULATORIO PARA
LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Para ver la distribución de los electrones en las distintas capas y subcapas
(configuración electrónica), habrá que tener en cuenta que los electrones irán
ocupando los orbitales de forma que la energía del átomo sea la menor posible
El orden
para en
pocas
excepciones
es:
La disminución
de determinado,
la energía de excepto
los orbitales
los átomos
polielectrónicos
al
aumentar
carga
nuclear
(Z)4s
no< ocurre
en<todos
El diagrama
nos
ayuda
1s < 2sla<de
2pMoeller
< 3s
< 3p
<
3d <a 4pde< la
5smisma
< 4d <forma
5p <6s
4f …los
orbitales,
por loeste
que orden
aparecen
en el orden, pudiendo ocurrir que un
recordar
de alteraciones
llenado
orbital de una capa con un determinado valor de n tenga menos energía que
otro de la capa anterior
¡Pero cuidado!, además de este orden de
llenado hay que tener en cuenta los dos
siguientes principios
MODELO ONDULATORIO PARA
LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Principio de exclusión de Pauli
Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener
los cuatro números cuánticos iguales
Como cada orbital viene definido por los tres números cuánticos n, l y ml,
en cada uno de ellos sólo podrá haber dos electrones:
uno con ms = +1/2 y otro con ms = -1/2
Es decir que cada orbital sólo puede estar ocupado por dos electrones y éstos
han de tener sus espines opuestos (electrones apareados)
MODELO ONDULATORIO PARA
LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Regla de Hund
En orbitales que tienen iguales valores de n y l, los
electrones tenderán a ocupar orbitales con distintos
valores de ml, y sus espines serán paralelos
Es decir, en orbitales degenerados (con la misma energía)
los electrones tienden a estar lo más desapareados posible
MODELO ONDULATORIO PARA
LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Teniendo en cuenta estas reglas (Moeller, Pauli y Hund), para escribir la
configuración electrónica de un elemento se representan los subniveles
identificados por su valor de n y l, y se le pone como superíndice
el número de electrones del subnivel
Una vez asignados todos los electrones, se deben ordenar los subniveles dentro
de su mismo nivel y por orden creciente de n, independientemente del orden de
llenado
Así, por ejemplo, para el Titanio (Z=22) su configuración electrónica será:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
Sin embargo, la configuración se escribe:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2
MODELO ONDULATORIO PARA
LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Para escribir la configuración electrónica de un ión se debe hacer de la
siguiente forma
Para los aniones, se añade
un número de electrones
igual a la carga del mismo en
el orbital que corresponda
Así, por ejemplo, para el
anión sulfuro S2- (Z=16) su
configuración electrónica es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Para los cationes, se deben retirar un número
de electrones igual a la carga del mismo del
orbital más externo del átomo, una vez
ordenados en función del valor de n
¡¡Cuidado!!: no salen los últimos electrones
que han entrado (en el caso de no coincidir
con el orbital de mayor energía)
Así, por ejemplo, para el catión sulfuro Ni2+
(Z=28) su configuración electrónica es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8
MODELO ONDULATORIO PARA
LOS ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
Cuando la diferencia de energía entre dos orbitales sucesivos es muy pequeña,
las repulsiones electrónicas hacen que se altere, en algunos casos, la
configuración electrónica que debería aparecer
Así, por ejemplo, para el Cromo (Z=24)
su configuración electrónica debería ser:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2
sin embargo, la configuración real es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
TABLA PERIÓDICA
La tabla periódica se elaboró colocando los elementos en orden
creciente de su número atómico, Z, y situando en el mismo grupo
aquellos que tienen propiedades químicas similares
Ahora ya sabemos que los elementos de
un mismo grupo tienen propiedades
químicas similares porque tienen la
misma configuración electrónica en su
capa de valencia
Se llaman períodos a las filas y grupos a las columnas
Haylos
siete
períodos,
numerados
1 alde7,n en la capa de
En los períodos,
elementos
tienen
el mismodel
valor
En la tabla
segrupos,
pueden
distinguir
cuatro
s, p, d y f,
yperiódica
dieciocho
nombrados
del
1bloques,
al 18.configuración
valencia,
y en
los grupos
los
elementos
tienen
la misma
en los más
que se
llenancon
esos
mismos
orbitalesde n
electrónica
externa
valores
crecientes
Enello,
el grupo
completa
la llamada
de las
gasconfiguraciones
noble que,
Por
para 18
losse
períodos
siguientes,
seconfiguración
pueden escribir
2, para
ejemplo,
para
el
Mn
(Z=25)
se
escribir
salvoPor
para
el He que
tiene
1s
lospuede
demás
es ns2 como
np
electrónicas
resumiendo
la
del
gas
noble
anterior
y añadiendo
los6 electrones
6 3s2 3porbitales
6 3d5 4s2
situados
1s2 2s2en
2pnuevos
o bien como:
[Ar] 3d5 4s2
TABLA PERIÓDICA Y
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Existe una variación periódica de determinadas propiedades de los elementos
que forman los grupos y los períodos de la tabla periódica como consecuencia
de la periodicidad en la configuración electrónica de los elementos
En los períodos, al avanzar hacia la derecha, aumenta en una unidad la carga
nuclear (a la vez que se añade un electrón a la corteza), por lo que los
electrones de la capa de valencia serán cada vez más atraídos por la carga
positiva del núcleo
En los grupos, al bajar en los mismos, los electrones entran cada vez en capas
de mayor valor de n, por lo que irá aumentando su distancia al núcleo y por
tanto se sentirán menos atraídos
Como consecuencia de ello, existen algunas propiedades
de los elementos que varían de manera periódica
TABLA PERIÓDICA Y
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Radio atómico
De acuerdo con lo indicado, el radio de los átomos
disminuirá al desplazarse hacia la derecha en un
período y aumentará al bajar en un grupo
TABLA PERIÓDICA Y
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Energías de
ionización
La energía de ionización de un elemento es la
energía necesaria para arrancar un mol de electrones
a un mol de átomos de ese elemento cuando se
encuentra en su estado fundamental y gaseoso
Se puede arrancar más de un electrón y entonces se llamará segunda energía de
ionización, tercera, etc.
Al arrancar un electrón se forma un ión positivo, por lo que para arrancarle un
segundo electrón habrá que suministrar más energía que para el primero. Es por
ello que los valores de EI aumentarán de modo que: 1ª EI < 2ª EI < 3ª EI < ....
TABLA PERIÓDICA Y
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Energías de
ionización
En un período, como aumenta la carga nuclear Z
hacia la derecha, la EI lo hará en el mismo sentido.
En un grupo, disminuirá al bajar en el mismo, pues el
electrón a arrancar está cada vez más alejado del
núcleo y por tanto menos atraído por él
Variación periódica de la EI
TABLA PERIÓDICA Y
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Electronegatividad
La electronegatividad
aumenta hacia la derecha en
los períodos y disminuye
hacia abajo en los grupos
Se define la electronegatividad como la tendencia
que tiene un átomo a atraer sobre sí a los
electrones que comparte con otro átomo
Variación periódica de la EN