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Tema 4.- Estructura Atómica y Sistema Periódico
Descubrimiento de las partículas subatómicas
Electrón (Stoney, 1891)

Protón (Rutherford, 1911)
Crookes (1.875).- rayos
catódicos

Viajan en línea recta

Tienen carga eléctrica
negativa

Poseen masa

Relación carga/masa no
depende del gas

Goldstein (1.886).- rayos
canales o positivos

Viajan en línea recta

Tienen carga eléctrica
positiva

Poseen masa

Relación carga/masa sí
depende del gas
Protón
1.67·10
Masa
-27
+1.6·10
carga


Neutrón
kg
-19
Neutrón (Chadwick, 1932)
1.68·10
-27
Electrón
kg
9.11·10
0
C
Chadwick (1.932)
Los neutrones son partículas sin
carga y de masa algo mayor que
la masa de un protón.
-31
kg
-19
C
-1.6·10
Modelos Atómicos
Thomson.- 1.904
Rutherford.- 1.911
1. El átomo está constituido por un núcleo
(donde está la masa y la carga positiva) y una
corteza (donde está la carga negativa).
2. El radio del núcleo (10-12 cm) es mucho menor
que el del átomo (10-8 cm).
3. El resto del átomo es prácticamente espacio
vacío.
4. El núcleo está rodeado a gran distancia por la
corteza en la que se encuentran los electrones
orbitando.
Los electrones, diminutas partículas con carga
eléctrica negativa, están incrustadas en una nube de
carga positiva
Números Atómico y Másico
Másico (A) = H+ + n
A
Z
Un elemento químico es aquella sustancia pura
formada por átomos que tienen igual Z.
X
Atómico (Z) = H+ = e-  Átomo Neutro
Isótopos
Átomos que tienen el mismo nº de protones y se diferencian en el nº de neutrones. Por tanto, presentan el
mismo Z y diferente A . Tienen masa diferente, ya que tienen distinto número de neutrones
Hidrógeno
Deuterio
-
+
Tritio
-
-
+
n
+ n
n
M=
1
1H
1p
1e
0n
2
1H
1p
1e
1n
3
1H
1p
1e
2n
A1 · %1 + A2 · %2 + A3 · %3 + …
100
á
á
2
Química _ 1º Bachillerato
Estructura Electrónica del Átomo
Espectros Atómicos
Espectros de Emisión
Espectros de Absorción
Cuando se hace pasar la luz por un prisma, ésta se
descompone en sus componentes, en un proceso
llamado dispersión. Al calentar un elemento gaseoso
hasta que llega a la incandescencia, se produce una
emisión de luz que, al hacerla pasar por un prisma, se
descompone en forma de un espectro discontinuo,
que consta de una serie de líneas correspondientes a
determinadas frecuencias y longitudes de onda, son los
espectros de emisión, una característica muy
importante es que cada elemento químico tiene el suyo
propio y específico.
Cuando iluminamos un gas con luz blanca (con todas
las frecuencias posibles), de forma que se observan
unas líneas oscuras sobre el fondo iluminado,
correspondientes a las longitudes de onda en las que el
elemento absorbe la energía, es el llamado espectro de
absorción y es complementario al de emisión, puesto
que las líneas de ambos coinciden para un mismo
elemento.
Hipótesis de Planck
“Los cuerpos emiten o absorben energía en forma de cuantos o fotones”
-
E
E: energía de los fotones
E = h · f ⇒ h: constante de Planck
6,63·10
-34
J·seg
f :frecuencia
-
E
Efecto Fotoeléctrico: Einstein
Los cuantos de luz de determinada frecuencia (fotones) pueden, al impactar sobre átomos metálicos, arrancarles
parte de sus electrones produciendo una corriente eléctrica
E = E0 - EC Máxima
me ·v2
h ·f= h·f0 2
h : cte Planck
f : frecuencia
f0 : frecuencia umbral
me : masa del electrón
v : velocidad de los electrones extraídos
Radiación
Incidente
1 2 3
Modelo Atómico De Bohr
1. Los electrones giran alrededor del núcleo sólo en ciertas órbitas circulares estables donde al moverse no
pierden energía (órbitas estacionarias).
2. No todas las órbitas son posibles. sólo pueden existir aquellas órbitas que tengan ciertos valores de
energía, dados por el nº cuántico principal, n (n = 1, 2, 3, 4….).
3. Cuanto más alejado esté el nivel del núcleo, mayor será su energía.
4. La energía liberada al caer un electrón desde una órbita superior, de energía E 2, a otra inferior, de energía
E1, se emite en forma de luz. La frecuencia (f) de la luz viene dada por la expresión:
E2 - E1 = h · f
El máximo nº de electrones que puede ocupar cada capa:
Nº máx e- = 2 n2
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Tema 4.- Estructura Atómica y Sistema Periódico
Principio de Incertidumbre de Heisenberg
Es imposible saber a la vez la velocidad y la posición exacta de una partícula. Define los Orbitales.- regiones del
espacio donde es probable encontrar una nube de electrones (nube electrónica).
Modelo Atómico Mecano-Cuántico
Cada orbital se caracteriza porque:
1. Tiene una energía característica

La solución de la ecuación de Shrödinger proporciona un conjunto de  y cada una tiene una
energía determinada, de la misma ecuación se deriva que la energía del átomo está cuantizada.

Dicha ecuación conduce, para el átomo de hidrógeno, a unos valores de las energías de los
orbitales idénticos a los que ya propuso Bohr para las energías permitidas de dicho átomo.
2. Describe una distribución espacial del electrón

La diferencia con el modelo de Bohr es la descripción del comportamiento del electrón.

La ecuación de Shrödinger no determina la posición o trayectoria del electrón, sino la mayor o
menor probabilidad de que se encuentre en los diversos puntos alrededor del núcleo
Números Cuánticos
Bohr
Modelo Mecano-cuántico
Órbitas (planas y circulares)
Orbitales (regiones espaciales)
n
n, l , m
Número
Nombre
Valores
n
Principal
1, 2, 3, …
l
Secundario o Azimutal
0, …, (n-1)
m
Magnético
-l, … , 0, … , +l
s
De Spin
-½,
+½
Orbitales
Orbital
l
m
s
0
0
1 orbital s
p
1
-1, 0, +1
3 orbitales p
d
2
-2, -1, 0, +1, +2
5 orbitales d
f
3
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
7 orbitales f
Significado
Nivel Energético
K, L, M, N, …
Subnivel Energético
Tipo de Orbital
s, p, d, f
Orientación del Orbital
Comportamiento de imán del electrón
á
á
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Química _ 1º Bachillerato
Distribución de los Electrones en los Orbitales
Principio de Exclusión de Pauli
Principio de Máxima Multiplicidad o
Regla de Hund
Dos electrones de un mismo
átomo no pueden tener sus
cuatro nº cuánticos iguales.
Los electrones ocupan los
orbitales de la misma energía de
forma que el nº de electrones
desapareados resulte máximo.
Diagrama de Moëller
1 s2
2 s2 2p6
Principio de Mínima Energía
3 s2 3p6 3d10
4 s2 4p6 4d10 4f14
Los electrones se distribuyen
ocupando los orbitales de menor
a mayor energía.
5 s2 5p6 5d10 5f14
6 s2 6p6 6d10 6f14
7 s2 7p6 7d10 7f14
Sistema Periódico
Los elementos se encuentran ordenados, de izquierda a derecha, por valores crecientes de sus números
atómicos (Z).
Los elementos aparecen distribuidos en filas (7 filas horizontales: periodos) y columnas (18 columnas verticales:
grupos).
Propiedades Químicas
 Configuración Electrónica del Nivel Energético Más Externo  Capa de Valencia
Grupo
Familia
Grupo
Familia
IA
METALES ALCALINOS
VIII B
DEL NÍQUEL
IA
METALES ALCALINOTÉRREOS
IB
DEL COBRE
III B
DEL ESCANDIO
IIB
DEL ZINC
IV B
DEL TITANIO
III A
TÉRREOS
VB
DEL VANADIO
IV A
CARBONOIDEOS
VI B
DEL CROMO
VA
NITROGENOIDEOS
VII B
DEL MANGANESO
VI A
CALCÓGENOS ó ANFÍGENOS
VIII B
DEL HIERRO
VII A
HALÓGENOS
VIII B
DEL COBALTO
VIII A
GASES NOBLES
Metales
Reactivos
No Metales
Metales de Transición
Gases
p 1 p 2 p 3 p4 p 5
s1
s2
d2
d3
d4
d5
d6
d7
d8
d1
d9
p6 Nobles
d10
Semimetales
f1
f2
f3
f4
f5
f6
f7
f8
f9
Tierras Raras
f10 f11 f12 f13 f14
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Tema 4.- Estructura Atómica y Sistema Periódico
Valencia
Capacidad de combinación que poseen los átomos. Viene dada por la configuración electrónica (Capa de
Valencia).
Propiedades Periódicas
Radio Atómico



Se determina midiendo las longitudes de los enlaces.
Igual Periodo: la carga nuclear (+)  progresivamente al haber también  nº
de electrones (-): menor fuerza de atracción
Igual Familia: va  el nº de capas pobladas de electrones (-)
Energía de Ionización




Energía mínima necesaria para arrancar un electrón a un átomo gaseoso
aislado en su estado fundamental
Menor EI: mayor tendencia a formar un Catión (+): más Electro(+) o Metal
será: Átomo + EI  Catión + + e-. El catión posee radio menor
Igual Periodo: la carga nuclear (+)  progresivamente al haber también  nº
de electrones (-): mayor fuerza de atracción: mayor energía necesito para
arrancar un electrón.
Igual Familia: va  el nº de capas pobladas de electrones (-), por lo que la
capa de valencia está cada vez más cerca del núcleo y los electrones estarán
más atraídos: mayor energía necesito para arrancar un electrón.
Afinidad Electrónica




Energía desprendida cuando un átomo aislado capta un electrón:
Menor Eaf: mayor tendencia a formar un Anión (-): más Electro(-) o No metal
será: Átomo + e-  Anión- + Eaf. El anión posee radio Mayor
Igual Periodo: la carga nuclear (+)  progresivamente al haber también  nº
de electrones (-): mayor fuerza de atracción: mayor energía se desprende
cuando se capta un electrón.
Igual Familia: va  el nº de capas pobladas de electrones (-), por lo que la
capa de valencia está cada vez más cerca del núcleo y los electrones estarán
más atraídos: mayor energía necesito para arrancar un electrón.
ElectroNegatividad




Mayor o menor atracción que un átomo ejerce sobre el par de e- de un
enlace covalente.
Electronegatividad   EI   Eaf
Metales  Pequeña EN  ELECTROPOSITIVOS
No Metales  Gran EN  ELECTRONEGATIVOS