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www.clasesalacarta.com 1 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 www.clasesalacarta.com 3 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 4 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 www.clasesalacarta.com 5 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