Download Descarga

LO QUE YA VIMOS…
Mezclas
homogéneas o heterogéneas
Sustancias:
simples o compuestas.
Elementos
Átomos, iones y moléculas
KI
Pb(NO3)2
PbI2(s) + K+ + NO3-
Estructura de la Materia (*)
La materia está formada por átomos que no
podemos ver porque son extremadamente
pequeños.
¿Por qué se propuso la existencia de los
átomos?
(*) Para material adicional ver:
Estructura de la Materia, Proyecto de Ulloa, Primero de bachillerato
Tabla Periódica de la Junta de Andalucía, Averroes
Bases para la Química: Leyes Ponderales 1800
Ley de Conservación de la Materia (o de Lavoisier):
En una reacción química ordinaria la materia se mantiene constante
Ley de las Proporciones Definidas (o de Proust):
Un compuesto determinado contiene siempre los mismos elementos
en las mismas proporciones de masa.
Ley de las Proporciones Múltiples (o de Dalton):
Las masas de un elemento que se combinan con una masa fija de
otro están en relación de números enteros sencillos.
Teoría Atómica de Dalton (1808)

Cada elemento está compuesto por átomos

Todos los átomos de un elemento son idénticos

En una reacción química los átomos no cambian.

Los compuestos se forman cuando se combinan los átomos de dos o
más elementos.
Esta teoría permitió explicar las TRES LEYES BÁSICAS
de la Química, también denominadas LEYES PONDERALES
¿De qué están hechos
los átomos?
Componentes del Átomo: electrones
J. J. Thompson (1897): los rayos catódicos están formados por
partículas negativas denominadas electrones.
Electrón
negativo
Carga positiva
distribuida por la esfera
El modelo atómico
de Thompson
Componentes del Átomo: núcleo y protones
Partículas dispersas
Haz de
Partículas
La mayoría de las
partículas no se desvían
Lámina fina
de oro
Pantalla circular fluorescente (ZnS)
Fuente de partículas alfa
Componentes del Átomo: núcleo y protones (Rutherford)

Partículas a
incidentes

Núcleo
Átomos de la
lámina de oro
La mayoría de la masa del átomo
y toda su carga positiva se
concentra en un a región muy
pequeña pero muy densa,
denominada núcleo.
 El núcleo es el origen de que
unas pocas partículas alfa
“reboten”.
La gran mayoría del volumen
total del átomo es una espacio
vacío en el que los electrones se
mueven alrededor del núcleo.
 Ello
explica que la gran
mayoría de las partículas
alfa pasen a través de la
lámina.
Componentes del Átomo: núcleo y neutrones
En 1932 James Chadwick descubrió los
neutrones que son partículas subatómicas que
se encuentran en el núcleo y no tienen carga.
Bombardeó una muestra de Be con partículas
alfa (núcleos de helio), que hacen que el berilio
emita una radiación. Al estudiar esta radiación,
que antes había sido confundida con rayos
gama, se dio cuenta que no era afectada por un
campo magnético.
Como todas las partículas con carga al moverse,
generan un campo magnético, estas partículas
debían ser neutras, y no eran fotones porque no
presentaban el efecto fotoeléctrico.
Su descubrimiento apoyo el modelo atómico
propuesto por Rutherford
James Chadwick
¿Cómo son los átomos?
La naturaleza de los átomos
•Luz, fotones y espectro electromagnético
•Las partículas subatómicas
•El modelo de Bohr.
•El modelo mecanocuántico.
•El átomo de hidrógeno.
• Configuraciones electrónicas de los átomos.
El llenado de los subniveles y la tabla periódica
Configuración electrónica de los iones
monoatómicos.
La luz como una onda
La luz viaja por el espacio en forma de onda, definida por:
Longitud de onda (l)
Frecuencia (n)
l
Amplitud (y)
l
Baja
frecuencia
Alta
frecuencia
La luz como un haz de fotones (naturaleza corpuscular)
Electrones
emitidos
Energía
radiante
(corriente
eléctrica)
(fotones)
Einstein
demostró
mediante
el
efecto fotoeléctrico que la luz está
formada por un haz de partículas
denominadas fotones.
Superficie
Efecto fotoeléctrico
•Los electrones sólo se arrancan
cuando la luz incidente supera un
cierto valor de la energía.
•El
número
de
electrones
arrancados es proporcional a la
intensidad de la luz.
En
el
siglo
XVII
Pantalla
Newton
demostró que la luz natural
Prisma
(blanca) puede descomponerse
en
sus
diferentes
colores,
originando un espectro continuo,
donde
aparecen
todas
las
Rendija
longitudes de onda entre 400 y
700 nm (aproximadamente).
Fuente
El espectro electromagnético
La luz es radiación electromagnética. La radiación electromagnética
puede tener longitudes de onda muy cortas o muy largas.
El
espectro
visible
es
sólo
una
pequeña
parte
del
espectro
electromagnético, que contiene todas las radiaciones existentes en el
Universo.
l
n
Actividad 1. Espectros atómicos
Sustancias:
LiCl, NaCl, SrCl2
Disolución de HCl
Materiales:
Una punta de grafito
Un encendedor nuevo
Al calentar un compuesto se le proporciona energía.
¿Qué observamos cuando calentamos compuestos que
tienen elementos diferentes?
Espectro de los átomos de hidrógeno
Conclusiones de los espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del sodio (región del visible)
Espectro atómico de absorción del sodio (región del visible)
Estas líneas se describieron como
Los espectros de los elementos no
son continuos, sino que están
formados por líneas a longitudes de
onda determinadas .
Intensas (sharp)
Principales (principal)
Difusas (difuse) o
Fundamentales (fundamental)
Puesto que el espectro de emisión y el de
absorción coinciden y no dependen del
compuesto estudiado, sino del elemento, parece
claro que los espectros atómicos están
relacionados con los átomos, que deben tener
una estructura interna que de cuenta de ambos
tipos de espectros.
Espectros atómicos
Espectro atómico de emisión del hidrógeno (región del visible)
Las líneas aparecen cuando un electrón absorbe esa energía para
desplazarse de un nivel de energía a otro distinto. Ello significa que
sólo algunos niveles de energía están permitidos, es decir, que los
niveles están cuantizados (limitados a determinados valores).
Se demostró que estas líneas podían
predecirse mediante ecuaciones con series
matemáticas empíricas como:
 1 1
 2 
2
 n1 n2 
n  2.179 x10 18 
¿Cómo se relacionan los espectros con la estructura de los átomos?
La respuesta de Bohr
v
e-, me
r
p+, mp
En el átomo de hidrógeno el electrón
gira en una órbita circular alrededor del
núcleo. Esta es una órbita estable en la
que el electrón no emite energía.
Orbita estable es aquella en la que el
movimiento circular del electrón está
cuantizado:
Niels Bohr
mvr = nh/2p
donde n = 1, 2, 3… etc
El valor del radio viene determinado por:
r
2 2
n h
mZe 2
Y el de la energía de la órbita por:
mZ 2e 2  1 
E
2  2
2h  n 
es la cte de Rydberg RH
El modelo de Bohr
Mediante este modelo tan simple, Bohr obtuvo una ecuación para la
energía del electrón del hidrógeno prácticamente idéntico al
obtenido empíricamente con las series matemáticas, por lo que
puede escribirse:
n es el número cuántico principal, que toma valores 1,2,3,4,... El estado
de energía más estable es el que corresponde a n = 1, que se denomina
estado fundamental.
Cuando el electrón pasa a un estado con n = 2 o superior (lo que
consigue al absorber energía), entonces se dice que está en un estado
excitado. Entonces ese electrón puede volver a su estado fundamental,
emitiendo un fotón.
El modelo de Bohr
Permite predecir los valores
observados en los espectros:
de
energía
Excitación
e
e
Serie de Paschen
hn
Serie de Balmer
hn
e
e
Relajación
E
Serie de Lyman
n
Del modelo de Bohr a la mecánica ondulatoria
El modelo de Bohr permite predecir las líneas del espectro de hidrógeno con un
0.1 % de error. Sin embargo, al aplicarse al helio, este error aumenta hasta el 5%.
Para elementos con más electrones no proporciona resultados que coincidan con
los experimentales. El modelo de Bohr sólo es correcto para el átomo de
hidrógeno u otros sistemas hidrogenoides, esto es, que sólo contengan un
electrón.
La explicación de la estructura del átomo no podía ser explicada en función de un
simple giro de los electrones alrededor del núcleo en una órbita definida. En la
década de 1920 algunos científicos comenzaron a especular sobre una teoría
construida desde un nuevo enfoque: el comportamiento dual del electrón como
partícula y a la vez como onda.
Dualidad onda-materia

La luz tiene propiedades de materia y de energía
De Broglie (1924) propone que todos los objetos en
movimiento tiene propiedades de onda.


Para la luz: E = hn = hc / l (Planck)

Para partículas: E = mc2 (Einstein)
Luego para la luz
mc = h/l
y para las partículas m v = h/l
l

h
mv
L. de Broglie
(1892-1987)
La función de onda
Entonces, un físico de nombre Schrödinger aplicó la idea de que un
electrón podía considerarse como una onda para describir su
comportamiento en el átomo. Propuso una ecuación que proporcionaría
la función de onda Y que describiría dicho comportamiento. Cada
E. Schrodinger
1887-1961
función de onda describe un estado energético permitido para los
electrones en un átomo. Así, la cuantización propuesta por Bohr surge
ahora durante el tratamiento matemático de la mecánica cuántica.
La ecuación de onda de Schrödinger para el único electrón del átomo de
hidrógeno es la siguiente:
 2Y  2Y  2Y  8p 2m  e2 
 2  2   2  E    0
2
x y z  h 
r
Números cuánticos
•La ecuación de Schrödinger puede solucionarse de forma exacta para el átomo de
hidrógeno.
•Al hacerlo se obtienen una serie de funciones de onda.
•Cada una de esta soluciones depende de un conjunto de tres números que se
denominan números cuánticos, ya que la energía para un electrón tiene un valor
definido y por lo tanto está cuantizada
• Un orbital atómico queda definido por los tres valores de estos números
cuánticos, que se representan como n, l y ml.
Números cuánticos
Las soluciones a esta ecuación diferencial son funciones de onda (Y) que
dependen de los ángulos (q,f) y de la distancia de cada electrón al núcleo (ao ,
radio de Bohr), como las siguientes:
Parte radial: Rnl(r) = f(r)(Z/a0)3/2 e-r/2
Parte angular: Ql,ml (q) Fml(f) = (1/4p)1/2 Y(q,f)
n
l
f(r)
l
ml
Y(q,f)
1
0
2
0
0
1
2
0
(1 / 22)(2-r)
2
1
(1 / 26)r
1
0
31/2 cosq
3
0
93)(6-6rr2)
1
1
(3/2)1/2 senq eif
3
1
(1 / 96)(4-r)r
2
0
(5/4)1/2 (3cos2q - 1)
3
2
(1 / 930)r2
2
1
(15/4)1/2 cosq senq eif
(1 /
ao = 0.523; r = 2Zr/na0
Números cuánticos
El primer número cuántico, o número cuántico
principal, n, designa el nivel de energía principal. Este
número toma valores enteros naturales a partir de la
unidad. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía del
electrón y se localizará a mayor distancia del núcleo.
n = 1, 2, 3, 4, ...
Números cuánticos
El número cuántico secundario, l, indica el número de subniveles de energía que
existen dentro de un nivel principal n, e indica la forma de los mismos.
Este
número toma valores enteros naturales desde 0 hasta n-1, luego en cada nivel n
hay l subniveles.
n=1
l=0
n=2
l = 0, 1
n=3
l = 0, 1, 2
n=4
l = 0, 1, 2, 3
Para este número l no suelen emplearse cifras sino letras para denominar los
subniveles:
valor de l
0
1
2
3
Subnivel
s
p
d
f
sharp
principal
difuse
fundamental
Números cuánticos
Para el átomo de hidrógeno, la energía de cada subnivel sólo
depende de n.
Para los átomos con más de un electrón, la energía depende tanto
de n como de l.
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
subnivel
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
Números cuánticos
Dentro de cada subnivel definido por n y l aparecen distintos orbitales, que se
diferencian en el valor del tercer número cuántico ml. Este número informa sobre
la orientación de la nube electrónica alrededor del núcleo. Los valores de ml van
desde –l hasta + l de unidad en unidad:
ml = -l ..., 0,..., +l
Para un subnivel l dado, existen 2 l +1 subniveles:
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
ml
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
1s
2s
2p (3)
3s
3p (3)
3d (5)
4s
4p (3)
4d (5)
4f (7)
Capacidad y energía de los niveles
n
1
2
3
4
l
0
0
1
0
1
2
0
1
2
3
ml
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
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
ms
Configuraciones electrónicas.
La configuración electrónica de un átomo es una manera de describir la disposición
de los electrones de dicho átomo. Esta configuración indica el número de electrones
Energía
que existe en cada nivel y tipo de subnivel.
Orden de llenado por
energía
Principio de construcción.
Para construir la configuración electrónica de un átomo se siguen las
siguientes reglas:
1)
Principio de energía mínima.
Los electrones se irán añadiendo a orbitales en el sentido de menor a mayor
energía de los mismos.
2)
Principio de exclusión de Pauli.
Sólo se permite un máximo de dos electrones por cada orbital.
3)
Principio de máxima multiplicidad de Hund.
Cuando exista más de una posibilidad para colocar los electrones en un mismo
nivel energético, se colocarán los electrones de forma que se ocupe el mayor
número de orbitales. De esta forma el espín será el máximo posible.
Configuraciones electrónicas
Elemento Nº Electrones
Diagrama Orbitales
Configuración Electrónica
Li
3
1s2 2s1
Be
4
1s2 2s2
B
5
1s2 2s2 2p1
C
6
1s2 2s2 2p2
N
7
1s2 2s2 2p3
Ne
10
1s2 2s2 2p6
Na
11
1s2 2s2 2p6 3s1
electrón
de valencia
Electrones de valencia. Configuración electrónica
Los electrones de valencia son los que se encuentran alojados en el
último nivel de energía. Son los que un átomo utiliza para combinarse con
otros. Para visualizar rápidamente estos electrones se pueden colocar
como puntos alrededor del símbolo del elemento (Lewis)
Nos sirven para explicar el enlace covalente
Actividad 2:
Configuraciones electrónicas de
elementos de diferentes periodos pero
del mismo grupo
¿Cómo se relacionan
las configuraciones electrónicas
con la tabla periódica?
La Tabla Periódica
Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del
último nivel energético.
4f
5f
d10
d5
d1
ns2np6
ns2np5
ns2np4
ns2np3
ns2np2
ns2
ns2np1
ns1
Configuración electrónica de los elementos
en su estado natural
Configuraciones electrónicas de los iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6) son las
n s2p6
más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal
configuración.
pierde 1 e
Cuando un átomo se ioniza, gana o
pierde electrones en el orbital de
gana 7 e
mayor energía para alcanzar una
configuración de gas noble. El
sodio
tiene
que
perder
un
electrón o ganar siete electrones
para conseguir tal configuración.
Por ello, el ión Na+ es el estado
de oxidación más frecuente (y
único) de este metal.
Configuraciones electrónicas de los iones
pierde 7 e
gana 1 e
En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría
perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más
frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.
Periodicidad y Ley Periódica
Para entender la periodicidad y
la ley periódica se deben de
revisar algunas propiedades
Propiedades Periódicas
Son propiedades mensurables para los elementos
Son propiedades que, al analizar sus valores en función
del número atómico, tienen un comportamiento que se
repite periódicamente
Ley periódica:
“Las propiedades de los elementos varían
en función de sus números atómicos”
Propiedades Periódicas relacionadas con Reactividad
Ciertas propiedades periódicas, en particular el tamaño y las energías
asociadas con la eliminación o adición de electrones, son de importancia
para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El
conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder
racionalizar las observaciones y predecir un comportamiento químico o
estructural determinado.
- Radio atómico y radio iónico.
- Energía de ionización.
- Afinidad electrónica.
- Electronegatividad.
Relaciones periódicas entre los elementos
Las propiedades de los elementos están
relacionadas con su configuración electrónica y
con su posición en la tabla periódica
Elementos del Grupo 1A (ns1, n  2)
M+1 + 1e-
2M(s) + 2H2O(l)
4M(s) + O2(g)
2MOH(aq) + H2(g)
2M2O(s)
Incremento de la reactividad
M
Elementos del Grupo 1A (ns1, n  2)
Elementos del Grupo 2A (ns2, n  2)
M
M+2 + 2e-
Be(s) + 2H2O(l)
M(s) + 2H2O(l)
Mg(OH)2(ac) + H2(g)
M(OH)2(ac) + H2(g) M = Ca, Sr, or Ba
Incremento de la reactividad
Mg(s) + 2H2O(g)
No hay reacción en frío
Elementos del Grupo 2A (ns2, n  2)
Elementos del Grupo 3A (ns2np1, n  2)
4Al(s) + 3O2(g)
2Al(s) + 6H+(ac)
2Al2O3(s)
2Al3+(ac) + 3H2(g)
Elementos del Grupo 3A (ns2np1, n  2)
Elementos del Grupo 4A (ns2np2, n  2)
Sn(s) + 2H+(ac)
Sn2+(ac) + H2 (g)
Pb(s) + 2H+(ac)
Pb2+(ac) + H2 (g)
Elementos del Grupo 4A (ns2np2, n  2)
Elementos del Grupo 5A (ns2np3, n  2)
N2O5(s) + H2O(l)
P4O10(s) + 6H2O(l)
2HNO3(ac)
4H3PO4(ac)
Elementos del Grupo 5A (ns2np3, n  2)
Elementos del Grupo 6A (ns2np4, n  2)
SO3(g) + H2O(l)
H2SO4(ac)
Elementos del Grupo 6A (ns2np4, n  2)
Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n  2)
X2(g) + H2(g)
X-1
2HX(g)
Incremento de la reactividad
X + 1e-
Elementos del Grupo 7A (ns2np5, n  2)
Elementos del Grupo 8A (ns2np6, n  2)
Niveles ns y subniveles np
completamente llenos.
Energías de ionización más
altas que las de todos los
elementos.
No tienden a aceptar ni a
donar electrones, por lo
que difícilmente
reaccionan y por eso se les
conoce como gases nobles
Propiedades de los óxidos
básicos
ácidos
Radio atómico
Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia,
determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El
radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma similar, como la mitad
de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la molécula. El
radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los cationes y aniones
vecinos. Para repartir esta distancia hay que tomar un valor de referencia, que es el
radio iónico del anión oxo, O2-, con 1.40 Å. A partir de este dato se pueden construir
tablas con los radios iónicos de los distintos cationes y aniones.
Radio atómico
Variación del radio atómico en relación al número atómico.
Radio (Å)
Aumenta el radio atómico
Aumenta el
radio atómico
Radios atómicos y radios iónicos
Las variaciones de
los radios iónicos a
lo largo de la Tabla
periódica
son
similares a las de los
radios atómicos.
Además
suele
observarse que
rcatión < rátomo
Y
ranión > rátomo
Energía de ionización
La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima
necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:
Energía de ionización (kJ/mol)
A(g)  A+(g) + e-(g)
DH = I1
Aumenta E. Ionización
Aumenta E. Ionización
Afinidad electrónica
Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía
asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso:
A(g) + e-(g)  A-(g)
DHge
La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge:
AE = - DHge
Valores de DHge
Electronegatividad
La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de
dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un
compuesto.
Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy
electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia es a
perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos
alcalinos).
Electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad