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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 = 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 + n
• 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
DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO.
PARTÍCULAS SUBATÓMICAS
DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO
• En la antigua Grecia ya había dos teorías sobre la
materia:
– Teoría Atomística (siglo IV a. de 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.
DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO
• 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
DESCUBRIMIENTO DEL ÁTOMO
• 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
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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 electrón
(Ver Fig 1. pág. 230)
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
ELECTRÓN
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
ELECTRÓN
• Rayos catódicos
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
Actv. 1, pág. 231
¿Por qué crees que al flujo de partículas que produce luminiscencia
en un tubo de descarga se le dio el nombre de rayos catódicos?
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
ELECTRÓN
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
MODELO ATÓMICO DE THOMSON
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
PROTÓN
Descubrimiento del protón
• Poco antes del descubrimiento del electrón por Thomson, 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 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.
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
PROTÓN
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
PROTÓN
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
RESULTADO ESPERADO
RESULTADO OBSERVADO
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
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
– contradecía las leyes electromagnéticas clásicas de la época
(el electrón al girar tenía que emitir energía y cada vez
describir una órbita más pequeña)
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD
PARTÍCULAS DEL ÁTOMO
NEUTRÓN
• 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; n0
• 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
PÁG. 239
MODELO ATÓMICO DE BOHR
MODELOS ATÓMICOS
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.
2.
3.
El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares
“estacionarias” (son órbitas en las que el electrón gira sin emitir
energía)
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
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)
MODELOS ATÓMICOS
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
MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE BOHR
MODELOS ATÓMICOS
MODELO ATÓMICO DE BOHR
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
• 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
ESPECTROS ATÓMICOS
• A diferencia del espectro de la luz, los espectros atómicos son
discontinuos (no se emiten en todas las frecuencias)
• Espectro de emisión de un elemento; Conjunto de frecuencias de
ondas electromagnéticas emitidas por el átomo de ese elemento,
cuando se le comunica suficiente energía
– Formado por unas bandas (líneas) de colores correspondientes a la
frecuencia de luz que emiten al saltar los electrones desde órbitas
más alejadas a órbitas más cercanas al núcleo atómico
ESPECTROS
ESPECTROS ATÓMICOS
• Espectro atómico de absorción. 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
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.
ESPECTROS
Ejercicio. Pág. 239, Actv. 14
• El electrón de un átomo de hidrógeno ocupa el nivel 3.
Justifica cuántas radiaciones diferentes podrá producir cuando
retorne a su estado fundamental (nivel 1). ¿Y si ocupa
inicialmente el nivel 6?
Teoría cuántica
Teoría cuántica de Planck
– Cuerpos emiten o absorben energía en forma de paquetes o
cuantos de energía
– La energía correspondiente a cada cuanto es igual a h (cte de
Planck) por la frecuencia.
E=h·
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.
MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO
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.
MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO
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
MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO
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
MECÁNICA CUÁNTICA APLICADA AL ÁTOMO
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 de l
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 (ml). Describe la orientación del
orbital en el espacio. Toma valores entre +l y -l
• Si l=0 (orbital s)  ml = 0
• Si l=1 (orbitales p)  ml = -1, 0 ó +1
• Si l=2 (orbitales d)  ml = -2, -1, 0, +1 ó +2
• Si l=3 (orbitales f)  ml = -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 (ms). 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
MODELO ATÓMICO ACTUAL
Ejercicios
• Decid si son correctos para un determinado electrón los
siguientes números cuánticos (si no son correctos indica el
error): (n, l, ml, ms)
a) 3 , 2 , -1 , -1/2
b) 2 , 2 , 0 , 1/2
c) 3 , 0 , 0 , -1/2
d) 3 , 1 , -2 , -1/2
• Señala cuál de los siguientes conjuntos de valores de números
cuánticos son posibles para un electrón:
a) (1,0,0,1/2) b) (1,1,0,-1/2) c) (4,2,1,-1/2)
d) (3,2,0,0) e) (2,1,-1,1/2) f) (3,1,2,-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
MODELO ATÓMICO ACTUAL
ORBITALES. Distribución de orbitales y electrones
Nivel de
Energía
Subnivel
Nº de orbitales
Denominación
Nº máx. de epor subnivel
Nº máx. de epor nivel (2n2)
1
2
3
4
MODELO ATÓMICO ACTUAL
ORBITALES. Distribución de orbitales y electrones
Nivel de
Energía (n)
Subnivel
(l)
1
2
3
4
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
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
(orientaciones
distintas)
0
0
-1
0
+1
0
-1
0
+1
-2
-1
0
+1
+2
0
-1
0
+1
-2
(ms)
-1
0
+1
+2
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
Denominación
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
Nº máx. de epor 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,
ml, ms). 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
5d5
5d5
¡¡¡NO!!!
MODELO ATÓMICO ACTUAL
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS
Ejemplo. Escribe la configuración electrónica de:
• N (Z=7)
• N (Z=7)
• K1+ (Z=19)
• Br (Z=35)
3-
MODELO ATÓMICO ACTUAL
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELEMENTOS
Actividades
• Pág. 242, act.15
• Pág 242, act. 16
• Pag. 242, act. 17
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS
ELEMENTOS
PÁG. 243 LIBRO
SISTEMA PERIÓDICO
• Mendeleiev. Elementos ordenados por masa atómica (A) y
según semejanza de propiedades
• Moseley. Ordenó los elementos por su número atómico (Z).
Coincide con la clasificación actual
– Los elementos están ordenados por orden creciente de número
atómico (Z)
– Todos los elementos se clasifican en grupos (columnas de la tabla) y
periodos (filas de la tabla)
– Hay 7 filas (7 periodos) y 18 columnas (18 grupos)
– Todos los elementos de un mismo grupo presentan propiedades
químicas semejantes
SISTEMA PERIÓDICO
• Mendeleiev. Elementos ordenados por masa atómica (A) y
según semejanza de propiedades
• Moseley. Ordenó los elementos por su número atómico (Z).
Coincide con la clasificación actual
– Los elementos están ordenados por orden creciente de número
atómico (Z)
– Todos los elementos se clasifican en grupos (columnas de la tabla) y
periodos (filas de la tabla)
– Hay 7 filas (7 periodos) y 18 columnas (18 grupos)
– Todos los elementos de un mismo grupo presentan propiedades
químicas semejantes
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y periodos
– Elementos de un mismo periodo (fila) tienen todos el
mismo número de niveles electrónicos (n) . Este número
coincide con el número de periodo.
Ejemplo; Periodo 2
Todos presentan 2 niveles electrónicos
Li (3); 1s2 2s1
Be (4); 1s2 2s2
B (5); 1s2 2s2 2p1
Etc….
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Los elementos de un mismo grupo tienen la misma
estructura electrónica en su nivel más externo (capa de
valencia)
– La capa de valencia se refiere a “cómo finaliza” la
estructura electrónica
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 1. Alcalinos
• Capa de valencia; s1
(finalizan estructura electrónica en s1)
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 2. Alcalinotérreos
• Capa de valencia; s2
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 13. Térreos
– Capa de valencia; s2 p1
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 14. Carbonoideos
– Capa de valencia; s2 p2
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 15. Nitrogenoideos
– Capa de valencia; s2 p3
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 16. Anfígenos
– Capa de valencia; s2 p4
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 17. Halógenos
– Capa de valencia; s2 p5
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupo 18. Gases nobles
– Capa de valencia; s2 p6
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Grupos 3-12. Metales de transición
– Orbitales tipo d (d1 a d10) en capa de valencia
SISTEMA PERIÓDICO
• Estructura electrónica y principales grupos
– Metales de transición interna
– Orbitales tipo f (f1 a f14) en capa de valencia
SISTEMA PERIÓDICO
• Pág. 244, actv. 20
Deduce, a partir de su configuración electrónica, el periodo y el
grupo de cada uno de los siguientes elementos
PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Radio Atómico
– Es el radio del átomo de un elemento obtenido de la
distancia que hay entre los núcleos de 2 átomos cuando
están enlazados.
– Su variación es la siguiente:
• Periodo: aunque todos los elementos de un periodo tienen sus
últimos electrones en la misma capa, el radio atómico disminuye
según aumenta Z en el periodo (según nos desplazamos hacia la
derecha). Esto se debe a que según aumenta Z en el periodo hay
un protón más en el núcleo (y un electrón más en la corteza), por
lo que la atracción entre núcleo y corteza es mayor, y el radio
disminuye (se mantiene la capa, pero hay más protones)
• Grupo: según aumenta Z en el grupo (descendemos) el radio
atómico es claramente mayor pues el átomo tiene los
electrones en una capa más externa (“más capas, más radio”)
PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Radio Atómico
– INCREMENTO DEL RADIO ATÓMICO
PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Radio Iónico
– Átomo pierde electrones (catión); radio iónico disminuye
– Átomo gana electrones (anión); radio iónico aumenta
Radio catión < Radio átomo neutro < Radio anión
PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Energía o potencial de ionización (I)
• Energía necesaria para arrancar un electrón de un
átomo neutro
• Variación
– Periodo: la energía de ionización (I) aumenta al aumentar el número
atómico (Z). Es decir, aumenta según nos desplazamos a la derecha.
Esto se debe a que el electrón que queremos arrancar cada vez está
más cerca del núcleo (- radio) y por tanto más atraído
– Grupo: I aumenta según disminuye el número atómico, (aumenta
según nos desplazamos hacia arriba en el grupo).
Consecuentemente, según descendemos en un grupo (mayor
numero atómico) el electrón que queremos quitar está en una capa
más externa, por lo tanto menos atraído por el núcleo y
necesitamos menor energía para arrancarlo.
– Su variación es inversamente proporcional al radio atómico
PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Energía de Ionización
– INCREMENTO DE I
PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Afinidad electrónica (A)
• Se refiere a la energía desprendida cuando un átomo gana un
electrón.
• Cuanto mayor sea la fuerza de atracción del átomo (menor radio
atómico), más energía se liberará al ganar un electrón (mayor
afinidad electrónica)
• Variación
– Periodo: la afinidad electrónica (A) aumenta al aumentar el número
atómico (Z). Es decir, aumenta según nos desplazamos a la derecha.
– Grupo: A aumenta según disminuye el número atómico (Z) dentro
del mismo grupo . Es decir, aumenta según nos desplazamos hacia
arriba en el grupo
• Su variación es inversamente proporcional al radio atómico,
y semejante a la energía de ionización (I) ya vista
PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Electronegatividad
• Capacidad de un átomo para atraer electrones de otro átomo
dentro de una molécula
• Es la tendencia a ganar electrones
• El elemento con mayor electronegatividad es el flúor (F)
• Su comportamiento es igual que la energía de ionización (I) y la
afinidad electrónica (A), y por ello contraria al radio atómico
• Variación
– Periodo: la electronegatividad aumenta al aumentar el número
atómico (Z). Es decir, aumenta según nos desplazamos a la derecha.
– Grupo: Electronegatividad aumenta según disminuye el número
atómico (Z) dentro del mismo grupo . Es decir, aumenta según nos
desplazamos hacia arriba en el grupo
Ejercicios
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PÁGINA 248
EFECTO FOTOELÉCTRICO
Efecto fotoeléctrico PÁG. 238
• Características
– 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
– 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 · 1019 J)
– Energía cinética adquirida por los electrones:
• Ec = Efotón – Eumbral  Ec = h· – h· 0
Efecto fotoeléctrico
– Ejemplo; Potasio
• Ejemplo efecto fotoeléctrico