Propiedades atómicas

Tema 2 Propiedades atómicas
• Las ondas materiales son las ondas que necesitan de algún medio material para desplazarse (el
sonido no se desplaza en el vacÃ−o).
• Las ondas electromagnéticas tienen un componente eléctrico y otro magnético y no necesitan
ningún medio material para que se propaguen, aunque también pueden desplazarse a través de
algún medio material. Los fÃ−sicos y quÃ−micos hablan de las radiaciones electromagnéticas
que son la emisión y transmisión de energÃ−a en forma de ondas electromagnéticas.
Frecuencia
Ondas electromagnéticas
Alta
Rayos gamma
Rayos X
Ultravioleta
Violeta
Luz Visible
Rojo
Infrarrojo
Microondas
Baja
Radiofrecuencia (TV y ondas de radio)
Los espectros son el resultado de separar una radiación electromagnética en las diferentes longitudes de
onda que la componen y se realizan mediante los espectroscopios. Pueden ser recogidos en pelÃ−culas
fotográficas.
♦ Curiosidad: En 1666, Newton hizo pasar un haz de luz natural a través de un prisma
óptico obteniendo una banda muy semejante a una porción de arco iris.
♦ Cuando se calienta un gas mediante descargas eléctricas o se le suministra una radiación
electromagnética, la luz emitida por este gas en incandescencia produce un espectro
(atómico) de rayas que es caracterÃ−stico de cada elemento, es decir, todo elemento
produce un espectro que es único y mediante el espectro podemos conocer que elemento es.
Espectro del átomo de hidrógeno
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• El modelo atómico de Thomson (1904), fue el primer modelo atómico, y proponÃ−a que el
átomo está formado por una esfera con carga positiva uniforme y en cuyo interior se encontraban
incrustados los electrones necesarios para que el conjunto fuese eléctricamente nulo. Fue el primero
que descubrió los electrones.
Modelo atómico de Thomson
• Rutherford (1911) bombardeó una lámina metálica con partÃ−culas (son núcleos de helio con
carga positiva, que proceden de un elemento radiactivo como el radio o el polonio) y cual fue su
sorpresa (en contra del modelo atómico de Thomson) que la mayor parte de las partÃ−culas
atravesaban la lámina sin apenas desviarse, lo que sugerÃ−a que la materia estaba prácticamente
vacÃ−a (ahora se ha demostrado que la materia es discontinua, hay huecos entre las partÃ−culas que
la forman) y un pequeño número de partÃ−culas rebotaban, por lo que consideró que tanto la
carga positiva como la masa se encontraba en una parte muy pequeña del átomo que lo llamó
núcleo (todavÃ−a no se han descubierto los protones) y sugiere que los electrones deben moverse
alrededor del núcleo y en número suficiente para neutralizar la carga positiva. Como la masa de los
átomos era mayor que el número de protones, Rutherford tuvo que suponer que en los núcleos
existÃ−an otras partÃ−culas pesadas pero sin carga eléctrica, que las llamó neutrones. Hasta 1932
no fue descubierto el neutrón experimentalmente.
♦ Para Rutherford, el átomo era como un pequeño sistema planetario y consideraba que la
fuerza de atracción con la que el núcleo atraÃ−a a los electrones estaba compensada por la
fuerza centrÃ−fuga.
♦ Este modelo, correcto desde el punto de vista de la Mecánica Clásica, presentaba dos
limitaciones:
◊ Si los electrones giran alrededor del núcleo, de acuerdo con la TeorÃ−a
Electromagnética, deben emitir energÃ−a radiante y al agotarse dicha energÃ−a el
electrón se precipitarÃ−a sobre el núcleo. Su átomo era inestable.
◊ No es capaz de explicar los espectros atómicos de rayas. Para Rutherford, la
energÃ−a podÃ−a tomar cualquier valor en el átomo. Su átomo era
enérgicamente continuo.
• TeorÃ−a cuántica de Planck (1900): intentando explicar la radiación electromagnética emitida
por los cuerpos a temperatura elevada para ser luminosos, estableció la hipótesis de que la
energÃ−a de los átomos o moléculas radiantes del cuerpo era emitida o absorbida de modo
discontinuo en forma de cuantos o fotones (Einstein formuló que la energÃ−a además se propaga
de forma discontinua)
♦ Nota: Los cuantos o fotones de energÃ−a radiante son tan pequeños que la luz nos parece
continua, de manera análoga a lo que ocurre con la materia, pero ambas son discontinuas.
• Bohr (1913) propuso un nuevo modelo atómico con el que trataba de explicar los espectros
atómicos y ofrecer soluciones al modelo atómico de Rutherford, apoyándose en la teorÃ−a
cuántica de Planck. Los siguientes postulados eran para explicar el átomo de hidrógeno (tiene un
solo electrón):
♦ Los electrones giran alrededor del núcleo solamente ciertas en órbitas, de modo que cuando
un electrón se mueve en ellas no emite energÃ−a radiante. Estas órbitas se llaman órbitas
o niveles estacionarios. Al no emitir energÃ−a, la velocidad del electrón no varÃ−a y no se
acerca al núcleo.
♦ Aunque es posible imaginar al electrón girando a cualquier distancia del núcleo, sólo son
posibles ciertas órbitas que dependen de un número “n”, llamado número cuántico
principal, que coincide con el número de orden de la órbita según su posición con
respecto al núcleo. El valor de este número cuántico es n = 1, 2, 3, 4….
◊ Los niveles estacionarios o energéticos u órbitas se etiquetan mediante el
número cuántico principal. Los niveles de mayor energÃ−a son los más alejados
del núcleo.
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◊ A medida que aumenta n, la distancia al núcleo y la energÃ−a va aumentando.
◊ El estado fundamental de un átomo es aquél en el que se encuentra estable y
con el nivel más bajo de energÃ−a. Cuando se le suministra energÃ−a deja de ser
estable y los electrones pasan a niveles energéticos superiores. Cuando dejan de
estar excitados los átomos vuelven rápidamente a su estado fundamental.
♦ En estado normal, un átomo no emite energÃ−a. Cuando a un átomo se le excita,
suministrándole energÃ−a en forma de calor o mediante una radiación electromagnética,
los electrones, absorbiendo energÃ−a, saltan a un nivel energético superior. En este
momento el átomo es inestable y tiende a su estado fundamental, de forma que el electrón
vuelve a niveles energéticos inferiores emitiendo energÃ−a en forma de luz (esta
liberación de energÃ−a es la que se manifiesta en las rayas de los espectros atómicos).
• Las limitaciones del modelo atómico de Bohr son las siguientes:
♦ No era capaz de explicar los espectros de los átomos polielectrónicos (varios electrones).
♦ No explicaba el hecho de que muchas lÃ−neas espectrales fueran múltiples. Los
espectroscopios fueron avanzando y lo que parecÃ−a una raya muy gorda en el espectro eran
varias rayas más finas.
♦ No explicaba porque unas rayas eran más intensas que otras. Esto suponÃ−a que ciertas
transiciones eran más probables que otras.
• Cuando se construyeron espectroscopios con mayor poder resolutivo, lo que se consideraba como una
raya gruesa aparecÃ−a ahora desdoblada en varias rayas finas. Sommerfeld (1915) dedujo que en un
mismo nivel energético debÃ−an existir electrones con niveles de energÃ−a distintos, llamados
subniveles o subórbitas energéticas y que los electrones describirÃ−an órbitas circulares y
elÃ−pticas. Se necesita un segundo número cuántico para decir a que subnivel energético
pertenece el electrón y la forma de este subnivel. Este número cuántico es el número cuántico
secundario o azimutal l y nos informa además de la excentricidad de la elipse. Los valores de este
número cuántico están determinados por el valor de n y entonces l = 0, 1,…, n-1.
• Por otra parte, Zeeman observó que cuando un átomo era sometido a un campo magnético
aparecÃ−an nuevas rayas en el espectro, que son debidas a la distinta orientación que sufren los
subniveles elÃ−pticos en el espacio. Se introduce el número cuántico magnético m que
caracteriza la orientación en el espacio de las subórbitas. Los valores de este número cuántico
están determinados por el valor de l y entonces m = -l,…, 0,…,l. por lo tanto hay 2l+1 orientaciones
en el espacio.
• La Mecánica Cuántica fue desarrollada por Heisenberg y por Schrödinger, y es una teorÃ−a
matemática cuyos resultados s pueden aplicar a las propiedades atómico-moleculares.
• Principio de dualidad onda-corpúsculo: Luis de Broglie (1924) llegó a la conclusión de que
toda la materia, por tanto cualquier partÃ−cula (electrones) en movimiento, presenta una dualidad de
onda y corpúsculo (partÃ−cula), es decir, un electrón podemos considerarle o como una onda o
como una partÃ−cula.
♦ La luz tiene se comporta como una onda y como un corpúsculo.
♦ En la vida cotidiana, cualquier cuerpo en movimiento llevarÃ−a una onda asociada, pero
nosotros no lo apreciamos, sin embargo, en las partÃ−culas atómicas los fenómenos
ondulatorios son apreciables.
• Principio de incertidumbre de Heisenberg (1927): es imposible conocer con exactitud y
simultáneamente la posición y la velocidad de una partÃ−cula.
• AsÃ−, deja de tener sentido el concepto de órbita (plana) en el átomo de Bohr y va a ser sustituido
por el de orbital, para designar una región del espacio, alrededor del núcleo atómico, en la que es
muy probable encontrar al electrón
• Schrödinger (Mecánica Cuántica), dio un nuevo modelo atómico basándose en los
principios de dualidad-corpúsculo y de incertidumbre y halló una ecuación de ondas, partiendo
del principio de dualidad, que permitÃ−a describir el movimiento del electrón. Cuando se intenta
resolver dicha ecuación, se observa que sólo tiene solución para determinados valores de
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energÃ−a y que depende de ciertos números enteros (¡¡¡ que coinciden con los números
cuánticos de Bohr!!!). Por el principio de incertidumbre, se introduce el concepto de orbital: zona
del espacio alrededor del núcleo atómico donde resulta más probable encontrar el electrón, es
decir, como no se puede saber la posición y la velocidad del electrón se define una región en la
que es probable encontrarlo, y esta probabilidad me la determina las soluciones de la ecuación (que
son funciones) y que dependen de los tres números cuánticos. Fue necesario introducir un cuarto
número cuántico, llamado número cuántico de spin s, y su significado fue el de atribuir al
electrón las propiedades de una partÃ−cula que gira sobre sÃ− misma. Este es el modelo atómico
actual.
• He leÃ−do que a los quÃ−micos y a los fÃ−sicos no les importa donde se encuentra el electrón ni su
velocidad, sólo les importa la cantidad de energÃ−a que tiene (hay fórmulas para calcular esta
energÃ−a)
Evolución de los modelos atómicos
Representación de los orbitales
Estructura electrónica: principios de construcción, de exclusión de Pauli y
de máxima multiplicidad de Hund
• El modelo atómico actual se debe a Schrödinger. Este modelo se basa en:
♦ La teorÃ−a desarrollada por la Mecánica Cuántica.
♦ Principio de dualidad onda-corpúsculo(Luis de Broglie)
Luis de Broglie emite la hipótesis de que todo cuerpo en movimiento presenta una onda asociada, en
particular el electrón. Es decir:
“A un electrón se le puede considerar como una onda o como una partÃ−cula (corpúsculo) según el
experimento que se realice”.
Hasta la luz tiene esta propiedad (es onda y es partÃ−cula)
♦ Principio de incertidumbre de Heisenberg
“Es imposible determinar simultáneamente y con precisión la posición y la velocidad de un electrón”.
En el mundo macroscópico es posible calcular con exactitud, mediante las leyes de la Mecánica Clásica,
la posición y velocidad que un cuerpo en movimiento (planetas, coches, balas de fusil) tendrá en un
instante dado, si conocemos las fuerzas que actúan sobre él. Esto mismo no puede hacerse en el mundo
microscópico.
• Si el electrón presenta un comportamiento ondulatorio, Schrödinger expresó al electrón
mediante una ecuación, llamada ecuación de ondas.
♦ Las soluciones de esta ecuación dependen de unos ciertos valores de energÃ−a y de tres
números enteros, llamados números cuánticos (n, l, m).
♦ Estas soluciones se llaman funciones de ondas y se representan por la letra griega (psi). Pues
bien, es la región del espacio, alrededor del núcleo atómico, donde es más probable
encontrar al electrón y se llama orbital atómico. Los orbitales se representan en el espacio
mediante superficies cerradas, dentro de las cuales hay una probabilidad entre un 95% y un
99% de encontrar el electrón.
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◊ Un orbital es una probabilidad de encontrar al electrón en su movimiento alrededor
del núcleo y en ningún momento nos dice cómo realiza ese movimiento, ni
dónde está situado ni la velocidad que tiene.
• Los números cuánticos y su significado son:
♦ Número cuántico principal (n)
◊ Puede tomar los valores 1, 2, 3,…
◊ Representa el nivel energético (energÃ−a del electrón) y el tamaño de los
orbitales. Cuánto mayor es n mayor es la energÃ−a y el tamaño de los orbitales.
♦ Número cuántico secundario o azimutal (l)
◊ Para cada valor de n, l puede tomar los valores 0, 1,…, n-1. Cada valor de l se le
llama subnivel energético u orbital, por lo que los niveles energéticos se
dividen en subniveles.
◊ Representa la forma del orbital.
♦ Número cuántico magnético (m)
◊ Para cada valor de l, m puede tomar los valores -l,…, 0,…, l.
◊ Representa la orientación del orbital en el espacio.
♦ Número cuántico de spin (s)
◊ Puede tomar los valores ó .
◊ Representa el giro del electrón sobre sÃ− mismo.
Tipo de
orbital
l = 0 (s)
l = 1 (p)
l = 2 (d)
l = 3 (f)
Nº cuánticos del orbital
Nº total de orbitales
m=0
m =-1, 0, 1
m =-2, -1, 0, 1, 2
m =-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3
1 orbital
3 orbitales
5 orbitales
7 orbitales
Nº máximo de
electrones
2
6
10
14
• Un orbital queda definido por la tripleta de números cuánticos (n, l, m).
• Un electrón queda definido por la cuaterna de números cuánticos (n, l, m, s).
• Un orbital se representa mediante un número que indica el nivel energético, una letra (s, p, d ó f)
que indica el subnivel energético y un subÃ−ndice que indica el orbital concreto de que se trata.
• Se llama configuración electrónica o estructura electrónica a la distribución de los electrones
de un átomo de un elemento en los distintos orbitales. Hay que seguir los siguientes principios:
♦ Principio de exclusión de Pauli: en un mismo átomo no puede haber dos electrones con
los cuatro valores de los números cuánticos iguales. Por tanto, en cada orbital caracterizado
por (n, l, m) podrá haber dos electrones con valores de spin contrarios, es decir, y . En este
caso se dice que los electrones están apareados.
♦ Principio de construcción: los electrones van ocupando sucesivamente los orbitales en
orden creciente de energÃ−a, teniendo en cuenta que cada orbital puede estar ocupado
solamente por dos electrones que se han de diferenciar en el spin.
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♦ Principio de máxima multiplicidad de Hund: cuando en un subnivel existen varios
orbitales, éstos son primeramente semiocupados con un electrón manteniendo sus spines
paralelos, y el emparejamiento de electrones no empieza hasta que todos los orbitales no
están semiocupados.
Ejemplo Los valores de los números cuánticos para n = 2 son
• El espacio que rodea al núcleo del átomo queda dividido en niveles (pisos), con subniveles
(apartamentos) y orbitales (habitaciones). Cada habitación puede estar ocupada por ninguno, uno o
dos electrones (inquilinos).
♦ En el primer piso hay un único piso con un apartamento de una habitación.
♦ En el segundo piso hay dos apartamentos uno con una habitación y otro con 3 habitaciones
Ejemplo La configuración electrónica del aluminio (Z = 13)
Falta representación en celdas
1s
2s
2p
3s
3p
Clasificación periódica de los elementos
• El Sistema Periódico de los Elementos es la ordenación de todos los elementos quÃ−micos
conocidos según orden creciente de su número atómico. Se representa mediante la Tabla
Periódica en la que los elementos se agrupan de tal forma que pueden apreciarse los grupos de
comportamiento quÃ−mico parecido.
• La tabla periódica actual se debe a Werner y Paneht y está dividida en 7 filas y 1 columnas.
♦ Un periodo (fila) está formado por los elementos en cuya configuración electrónica el
número cuántico principal mayor es el mismo.
◊ Existen 7 periodos.
◊ Se representan mediante un número ordinal, de los cuales el 1º, 2º y 3º son los
periodos cortos, los restantes son periodos largos y el 7º está incompleto.
♦ Un grupo o familia (columna) está formado por los elementos que presentan una
configuración electrónica similar en su último nivel.
◊ Existen 18 grupos.
◊ Se representan, ocho de ellos mediante un número romano seguido de una A y otros
ocho con la letra B.
◊ Los grupos A están situados a ambos extremos y están formados por los
elementos representativos y los gases nobles.
⋅ Los gases nobles tienen sus últimas capas electrónicas completas.
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⋅ Los elementos representativos tienen completas todas sus capas excepto la
última (la más externa).
◊ Los grupos B están situados en el centro de la tabla y están formados por los
elementos de transición.
⋅ Los elementos de transición tienen incompletas sus capas externas y las
capas internas.
• Partiendo del Boro, se observa una lÃ−nea quebrada que divide a la Tabla Periódica en dos partes.
En la parte izquierda se encuentran los elementos denominados metales y en la parte derecha los no
metales. Los elementos fronterizos tienen un carácter intermedio entre metálico y no metálico.
1
2
ALCALINEOS
13 14
15
3 4 5 6 7 8 9 10 11 TÃ RREOS
ALCALINOTÃ RREOS
16
CARBONOIDEOS NITROGENOID
ELEMENTOS DE
TRANSICIÃ N
LANTÔNIDOS
ACTÃ NIDOS
Propiedades periódicas: radio atómico y radio iónico, energÃ−a de
ionización y afinidad electrónica. Electronegatividad
• El radio atómico se define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de un mismo elemento
unidos entre sÃ−.
♦ Dentro de un mismo grupo, el radio atómico aumenta con el número atómico, ya que el
número de niveles aumenta en el mismo sentido
♦ Dentro de un mismo periodo, el radio atómico tiene dos mÃ−nimos: uno en el centro de la
tabla periódica y otro al final de la tabla. Esto es debido a que la carga nuclear aumenta (los
protones del núcleo aumentan) y atrae con más fuerza a los electrones periféricos.
• El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo
la estructura del gas noble más cercano.
♦ El radio iónico de un anión (han ganado electrones) es mayor que el radio del átomo del
que derivan, aumentando su tamaño con la carga negativa.
♦ El radio iónico de un catión (han perdido electrones) es menor que el radio del átomo del
que derivan, disminuyendo su tamaño con la carga positiva.
• La energÃ−a de ionización es la energÃ−a mÃ−nima necesaria que hay que suministrar a un
átomo neutro y en estado gaseoso, para arrancarle un electrón.
♦ Dentro de un mismo grupo, la energÃ−a de ionización disminuye a medida que aumenta el
número atómico, ya que los últimos electrones están más alejados del núcleo.
♦ Dentro de un mismo periodo, la energÃ−a de ionización aumenta a medida que aumenta el
número atómico, ya que la carga nuclear aumenta y atrae con más fuerza a los electrones
periféricos.
• La afinidad electrónica es la energÃ−a que desprende un átomo neutro y en estado gaseoso,
cuando capta un electrón formándose un ion gaseoso con carga negativa.
♦ La afinidad electrónica varÃ−a de la misma forma que la energÃ−a potencial.
• La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo a atraer hacia sÃ− el par de electrones
compartidos en el enlace con otro átomo.
♦ La escala de electronegatividades es muy útil para predecir qué tipo de enlace se
producirá entre dos elementos.
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♦ Dentro de cada grupo, la electronegatividad disminuye a medida que aumenta el número
atómico.
♦ Dentro de cada familia, la electronegatividad aumenta a medida que aumenta el número
atómico.
♦ Los elementos más electronegativos son los no metales y los menos electronegativos son los
metales.
Notación quÃ−mica: sÃ−mbolos y fórmulas
• Los átomos de los elementos de la tabla periódica se representan mediante sÃ−mbolos,
normalmente por su inicial o sus iniciales o por sus iniciales en latÃ−n.
• Las fórmulas se utilizan para representar las moléculas de las sustancias que están compuestas
por varios átomos.
♦ La molécula del agua (que serÃ−a la sustancia) tiene como fórmula H2O, y significa lo
siguiente:
◊ Indica el número relativo de átomos de cada elemento en una sustancia. La
molécula del agua está formada por 2 átomos de H y 1 de O, es decir, H2O se
refiere a un compuesto en el que hay 2 átomos de H por cada 1 de O.
• Se llama fórmula empÃ−rica de un compuesto a la fórmula que nos indica la proporción en la
que se encuentran los átomos que la componen.
• Se llama fórmula molecular de un compuesto a la fórmula que indica el verdadero número de
átomos que forman la molécula. Para calcular la fórmula molecular en un problema me tienen
que dar la masa molecular.
• Nota: La fórmula molecular es un múltiplo entero de la fórmula empÃ−rica.
♦ Ejemplo: La fórmula molecular del agua oxigenada es H2O2, es la verdadera fórmula de
la molécula. Pero la fórmula empÃ−rica del agua oxigenada es HO y nos quiere decir que
la relación entre los átomos de H y O es 1:1. La fórmula molecular del agua oxigenada
podrÃ−a haber sido HO ó H2O2 ó H3O3, etc.
• Una reacción o transformación quÃ−mica es un proceso por el cual los enlaces de las sustancias
iniciales, llamadas reactivos, sufren una transformación y se reorganizan de distinta manera para
formar otras sustancias llamadas productos, y normalmente se produce un intercambio de energÃ−a.
• Una transformación quÃ−mica es homogénea si tanto los reactivos como los productos se
encuentran en el mismo estado (sólido, lÃ−quido o gas). En caso contrario se dice que es
heterogénea.
• Una transformación quÃ−mica se representa esquemáticamente mediante una ecuación
quÃ−mica.
♦ Una ecuación quÃ−mica consta de dos miembros. En el primero se escriben las fórmulas
de las moléculas de los reactivos y en el segundo las de los productos.
♦ Por ejemplo, vamos a escribir la ecuación quÃ−mica de la combustión del metano (CH4):
Nota: siempre que os digan que una sustancia se quema o que se realiza la combustión de una sustancia, la
ecuación quÃ−mica es
♦ Para escribir correctamente la ecuación quÃ−mica se requiere:
◊ Conocer las fórmulas de los reactivos y los productos.
◊ Satisfacer la ley de conservación de los átomos: la suma de todos los átomos de
los reactivos es igual a la suma de los átomos de todos los productos. Para
conseguirlo se utilizan los llamados coeficientes estequiométricos, que son
números que se colocan delante de cada uno de los compuestos que intervienen en
la reacción. Este proceso se denomina ajustar la reacción. Para ajustar una
reacción no hay un método concreto. Ya os diré algún truco cuando lo haya.
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◊ Cuando mezclo dos sustancias (que son los reactivos) se van consumiendo hasta
conseguir los productos y puede ocurrir que un reactivo se consuma totalmente
mientras que aún quedan cantidades de otros reactivos. Se llama reactivo limitante
al reactivo que se consume primero y reactivo excedente a los demás.
◊ En la práctica, las cantidades de productos que se obtienen son generalmente
menores que las calculadas teóricamente. Se define el rendimiento como el
cociente entre la cantidad que se obtiene experimentalmente y la cantidad que se
obtiene teóricamente: Se suele expresar en tanto por ciento.
Cuando se dice que el rendimiento de la reacción es del 90% significa que de 100 g del producto que
deberÃ−a obtenerse se obtienen 90 g.
Tema 2 Propiedades atómicas
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