1 CARMEN LÓPEZ 1
2 TEORÍA DE DALTON (1808) La materia está constituida por entidades elementales, llamadas átomos que son indivisibles. 2
3 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD “El átomo está constituido por un núcleo, en el que se encuentra localizada la casi totalidad de la masa atómica y toda la carga positiva, alrededor del cual y a grandes distancias de él, giran los electrones con una velocidad tal que su fuerza centrípeta sea la fuerza de atracción electrostática”. 3
4 4 ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO
5 Limitaciones Suponía que los electrones giraban en órbitas alrededor del núcleo sometidos a la atracción eléctrica de éste. Según la teoría electromagnética eso implicaría necesariamente una continua emisión de energía en forma de ondas electromagnéticas por parte de los electrones, obtenida a expensas de su energía cinética. Esta, tras un tiempo, terminaría por agotarse, cayendo irremisiblemente dichos electrones sobre el núcleo, lo cual, obviamente, no ocurre. Este modelo no es capaz de explicar las bandas discontinuas de absorción o emisión de los espectros atómicos. Para Rutherford la energía podía tomar cualquier valor en el átomo, su modelo es energéticamente continuo e inestable. Supone nula la masa del electrón, cosa que no es cierta. No considera la posible interacción de los electrones en la corteza. 5
6 ORÍGENES DE LA TEORÍA CUÁNTICA Para dar una explicación a la radiación emitida por los cuerpos calientes, Max Planck establece que la energía que emite o absorbe un átomo está formada por pequeños paquetes o cuantos de energía. La energía de un cuanto viene dada por: E=h frecuencia con la que oscila el átomo. h constante cuyo valor es 6’626176.10 -34 J.s. 6
7 el efecto fotoeléctrico La hipótesis de Planck, no fue bien acogida hasta que, en 1905, Albert Einstein la aplicó a la resolución de un fenómeno inexplicable por entonces: el efecto fotoeléctrico.
8 EL EFECTO FOTOELÉCTRICO La propiedad que presentan algunos metales de emitir electrones al ser sometidos a la irradiación de luz. h incidente = h 0umbral + E c salida del electrón 8
9 ESPECTROS ATÓMICOS
10 ESPECTROS DE ABSORCI Ó N Y DE EMISI Ó N 10
11 MODELO ATÓMICO DE BOHR 11
12 INTERPRETACIÓN DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS 12
13 LIMITACIONES DEL MODELO DE BOHR. CORRECCIONES CUÁNTICAS Solo se aplicaba de forma estricta al hidrógeno. Nº cuánticos: n: nº cuántico principal, determina el tamaño de la órbita y en gran medida la energía del electrón. n = 1, 2, 3,… l: nº cuántico secundario o azimutal, define la forma de la órbita y modifica algo la energía del electrón. l = 0, 1, 2, …., (n-1) m: nº cuántico magnético, define la orientación de la órbita. En ausencia de campos magnéticos no modifica la energía del electrón. m = -l,…., 0, ……+l s: nº cuántico spin, el movimiento del electrón también puede ser de rotación sobre su eje y en dos sentidos. s = +1/2, -1/2
14 Orbital atómico Orbital atómico es la zona del espacio en donde hay una gran probabilidad de encontrar al electrón, este valor de probabilidad se cifra arbitrariamente en al menos el 90%. 14
15 TIPOS DE ORBITALES s Orbitales de tipo s serán aquellos con l =0. 1s (n = 1, l = 0, m = 0) 15
16 TIPOS DE ORBITALES p m p x, p y, p z Orbitales de tipo p serán aquellos con l = 1, por lo que existirán tres de ellos pues m podrá valer +1, 0, -1, y se nombrarán según los ejes sobre los que se hallan situados: p x, p y, p z. 16
17 TIPOS DE ORBITALES d d x 2 - y 2, d xz, d z 2, d yz, d xy Orbitales de tipo d serán aquellos con l = 2, por lo que existirán cinco de ellos, pues m podrá valer +2, +1, 0, -1, -2, nombrándose según los ejes en los que se hallan situados: d x 2 - y 2, d xz, d z 2, d yz, d xy. 17
18 f Orbitales de tipo f serán aquellos con l = 3, m podrá valer +3,+2, +1, 0, -1, -2, -3 por lo que existirán siete de ellos. TIPOS DE ORBITALES 18
19 ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 19
20 PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI “En un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro valores de los números cuánticos iguales”. 20
21 ORDEN ENERGÉTICO CRECIENTE De acuerdo con el principio de mínima energía los e- se irán situando en los orbitales de menor a mayor energía. Será el orbital de menor energía aquel que tenga el menor valor de (n+l). Regla nemotécnica de Möller 21
22 REGLA DE MÁXIMA MULTIPLICIDAD DE HUND “Cuando para valores dados de n y l existen varios orbitales definidos por diferentes valores de m, estos orbitales se semiocupan primero y el emparejamiento de electrones no comienza hasta que todos los orbitales están semiocupados”. 22
23 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 23
24 Döbereiner (1829). Elementos de las triadas. Peso atómicoNaturalezaPropiedades generales Li Na K 7 23 (7+39)/2=23 39 Metales muy reactivos.Forman sales solubles en agua. Dan llamas de colores brillantes. Ca Sr Ba 40 88 137 (40+137)/2=88’5 Metales muy reactivos.Dan llama de colores brillantes. Sus carbonatos y sulfatos son insolubles. S Se Te 32 79 (32+126=/2=79 126 No metales, cristalinos, coloreados. Forman compuestos de olor desagradable y sus compuestos de hidrógeno son ácidos débiles. Cl Br I 35 80 (35+127)/2=81 127 No metales, muy reactivos y coloreados. Sales solubles en agua. Los compuestos de hidrógeno son ácidos fuertes. 24
25 Charcourtois 1862 “Caracol telúrico” o “Tornillo telúrico” 25
26 Newlands 1868 1 H 8 F 15 Cl 22 Co,Ni 29 Br 36 Pd 42 I 50 Pt,Ir 2 Li 9 Na 16 K 23 Cu 30 Rb 37 Ag 44 Cs 51 Os 3 Be 10 Mg 17 Ca 24 Zn 31 Sr 38 Cd 45 Ba,V 52 Hg 4 B 11 Al 18 Cr 25 Y 32 Ce,La 40 U 46 Ta 53 Tl 5 C 12 S 19 Ti 26 In 33 Zr 39 Sn 47 W 54 Pb 6 N 13 P 20 Mn 27 As 34 Mo 41 Sb 48 Nb 55 Bi 7 O 14 S 21 Fe 28 Se 35 Rn 43 Te 49 Au 56 Th 26
27 Lothar Meyer (Alemán) 1834-1907 Lothar Meyer publicó una tabla en la que distribuía los elementos, hasta entonces conocidos, en grupos, basándose en las PROPIEDADES FÍSICAS de los elementos (radios atómicos, puntos de fusión y ebullición, etc.) que variaban con el peso atómico. Los periodos no son todos igual de largos. 27
28 Dimitri Mendeleiev (Ruso) 1830-1895 Mendeleiev publicó una clasificación periódica de los elementos, basada en gran parte sobre la periodicidad de sus PROPIEDADES QUÍMICAS (valencia). 28
29 “Ley Periódica “ Ambos hicieron resaltar la llamada “Ley Periódica “ que nos dice: “Las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que varían con la masa atómica de una manera periódica.” 29
30 Dimitri Mendeleiev (Ruso) 1830-1895
31 TABLA PERIÓDICA ACTUAL En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criterio de clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos se colocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de sus propiedades físicas y químicas".
32 SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL 32
33
34 BloqueGrupoNombres Config. Electr ó nica s 1212 Alcalinos Alcalino-t é rreos n s 1 n s 2 p 13 14 15 16 17 18 T é rreos Carbonoideos Nitrogenoideos Anf í genos Hal ó genos Gases nobles n s 2 p 1 n s 2 p 2 n s 2 p 3 n s 2 p 4 n s 2 p 5 n s 2 p 6 d3-12 Elementos de transici ó nn s 2 (n – 1)d 1-10 f El. de transici ó n Interna (lant á nidos y act í nidos)n s 2 (n – 1)d 1 (n – 2)f 1-14
35 Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 5d 4 6 s 2.
36 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS Y SU RELACIÓN CON EL SISTEMA PERIÓDICO 36
37 ENERGÍA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN 37
38 POTENCIALES DE IONIZACIÓN DEL ALUMINIO I 4 = 11600 kJ/mol Al +4 (g) + e - I 3 = 2740 kJ/mol Al +3 (g) + e - I 2 = 1815 kJ/mol Al +2 (g) + e - I 1 = 580 kJ/mol Al + (g) + e - Al +3 (g) Al +2 (g) Al + (g) Al (g)
39 AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD AFINIDAD ELECTRÓNICA O ELECTROAFINIDAD 39 X (g) + e - X - (g) + energ í a liberada
40 En un período aumenta hacia la derecha debido a que los elementos situados en esta zona (no metales) tienen más tendencia a captar electrones. Como puedes observar existen muchas irregularidades: En un mismo grupo, disminuye hacia abajo, debido a que los átomos cada vez son más grandes y el electrón adquirido está más alejado del núcleo y por lo tanto menos atraído: ELECTROAFINIDAD disminuye hacia abajo Á tomo FClBrI Electroafinidad (KJ/mol)328,0348,0324,0295,0 ELECTROAFINIDAD crece a la derecha Á tomo LiBeBCNOFNe Electroafinidad (KJ/mol)59,8138,226,7122,5-6,8140,9328,0-19,9
41 ELECTRONEGATIVIDAD 41
42 VALORES DE ELECTRONEGATIVIDADES
43 VOLUMEN ATÓMICO 43
44 RADIO ATÓMICO En los períodos cortos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico, pues el electrón diferenciador se sitúa en el mismo nivel energético y la carga nuclear va aumentando. Debido a esto, la carga nuclear atrae con más fuerza, para igual distancia, a los electrones periféricos, lo que produce la correspondiente disminución. En los períodos largos la variación es más irregular, existiendo dos mínimos: uno hacia el centro y otro en el halógeno correspondiente.
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46 PROBLEMA a)De las siguientes secuencias de iones, razone cual se corresponde con la ordenación en función de los radios iónicos: (I) Be 2+ < Li +, < F- < N 3-, (II) Li + Be > N > F ya que, para el mismo periodo, el radio atómico disminuye hacia la derecha al haber una mayor carga (aumenta más “Z” que el efecto pantalla, al ser el apantallamiento de los e – de la última capa inferior).
47 CARACTER METÁLICO Los metales serán tanto más reactivos cuanto mayor sea Z y mayor sea la distancia al núcleo, es decir, cuando pierdan los e– con mayor facilidad. 47 Los no-metales serán más reactivos a mayor Z y menor distancia al núcleo, es decir, cuando los e– que entran sean más atraídos.