tansparencias tema 4

Tema 4. ESTRUCTURA ATÓMICA Y SISTEMA PERIÓDICO
John Dalton (1808). La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, es
la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada
elemento químico.
J.J. Thomson, 1897, el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en
cuyo interior estaban incrustados los electrones.
E. Rutherford, 1911, Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los
electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
Niels Bohr, 1913, Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran
alrededor del núcleo en unos niveles de energía bien definidos.
Problema:
1.- Electrones en movimiento alrededor del núcleo, emitirían radiación
electromagnética perdiendo energía, y caerían sobre el núcleo ⇒
átomos inestables.
2.- Electrones estacionarios, la atracción electrostática los arrojaría
sobre el núcleo ⇒ átomos inestables.
Bases conceptuales del modelo mecano-cuántico del átomo
- Interacción entre la luz y la materia.
J.C. Maxwell (1873), la luz está constituida por ondas electromagnéticas.
Campo eléctrico
Longitud de onda (λ) distancia entre puntos idénticos de ondas sucesivas.
Amplitud distancia vertical desde el punto medio de la onda hasta el pico
o el valle.
Amplitud
Frecuencia (ν) número de ondas que pasan a través de un punto en un
segundo (Hz = ciclos/s).
Campo magnético
λ
Número de onda, υ es la inversa de la longitud de onda (1/λ)
Para toda radiación electromagnética se cumple:
λ.ν=c
donde c, velocidad de la luz en el vacío = 3,00 108 m/s
Einstein (1905) la luz está constituida por partículas de energía llamadas fotones.
Efecto fotoeléctrico: Emisión de electrones por un metal, al incidir sobre él radiación
electromagnética de determinada υ.
Efotón = h· υ
h (cte. de Planck) = 6,626 10-34 J.s
Las partículas de luz “chocan” contra la superficie del metal intercambiando
energía que puede liberar electrones.
Louis de Broglie, 1924 (dualidad onda-corpúsculo). Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda.
h
λ = mv
Heisenberg, 1927 (principio de indeterminación). No es posible conocer simultaneamente
y con precisión absoluta la posición y la velocidad de una partícula.
∆x m∆v ≥
h
4π
∆x: indeterminación en la posición.
∆v: indeterminación en la velocidad.
h
≈10-35
4π
Calcula la longitud de onda asociada a un electrón que se mueve con una velocidad
de 3,00 106 m/s. Si quieres conocer la posición del electrón con una precisión de 1 Å,
¿cual será la indeterminación en su velocidad?
Calcula la longitud de onda asociada a una pelota de ping-pong de 2.5 g que se mueve
a 15.6 m/s? Si quieres conocer la posición de la pelota con una precisión de 1 Å, ¿cual
será la indeterminación en su velocidad?
¿Cuáles son las consecuencias de estos resultados?
Ecuación de ondas de Schrodinger Esta ecuación de ondas (1926) describe las propiedades de
partícula y onda de los cuerpos microscópicos.
Cada electrón en un átomo está descrito por una función de ondas Ψ que permite conocer:
1. La energía del electrón.
2. La probabilidad de encontrarlo en una zona del espacio.
∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ ∂ 2 Ψ 8π 2m
+
+
+
(E − V ) Ψ = 0
h2
∂ 2 x 2 ∂ 2 y 2 ∂ 2 z2
Ψ
2
Probabilidad de presencia del electrón en una región del espacio.
Orbital Atómico: región del espacio donde la probabilidad de encontrar
al electrón es del 99%.
Función de ondas para el electrón en un orbital atómico tipo p:
3
2
⎛ Z ⎞ Z ⋅ r −aZ0⋅r
e senθ ⋅ cos φ
Ψ = cte ⎜ ⎟
a
a
0
⎝ 0⎠
La resolución exacta de la ecuación de de ondas sólo es posible para el átomo de H. Para sistemas
polielectrónicos son necesarias aproximaciones matemáticas que introducen un conjunto de parámetros
numéricos llamados números cuánticos.
Ψ = f (n, l, m, s)
n (número cuántico principal): Su valor determina la energía y la distancia promedio del electrón al
núcleo. n = 1, 2, 3,……
l (número cuántico secundario o acimutal): Su valor determina la energía y define la forma geométrica
del orbital. l = 0, 1,…(n-1)
m (número cuántico magnético): Su valor determina la orientación espacial del orbital. m=-l,…0,…+l
s (número cuántico de espín): Este número cuántico está relacionado con el
campo magnético creado por el electrón cuando gira sobre si mismo. s=± ½.
Se simboliza por ↑ o por ↓.
s=+½
s=-½
Para el átomo de hidrógeno e hidrogenoides, se obtiene un valor de energía:
E = - KZ2 1
n2
K= 1312 kJ/mol
Ecuación de Bohr
r=
e4 4π2m n2
2h2
∞
n=1
E
-
+
∞
r=0.529
La energía necesaria para arrancar un electrón es positiva y al alejarnos del núcleo cada vez más pequeña
Números cuánticos y orbitales atómicos
n=1 ⇒ l=0 orbital de forma esférica tipo s (1s) no existen subniveles de energía ⇒ m=0 orientación única.
n=2 ⇒ l=0 (2s) ⇒ m=0
+
l=1 (2p) ⇒ m=-1,0,+1 (tres orbitales degenerados)
+
1s
+ -
-
+
+
-
n=3 ⇒ l=0 (3s) ⇒ m=0
l=1 (3p) ⇒ m=-1,0,+1 (tres orbitales degenerados)
l=2 (3d) ⇒ m=-2,-1,0,+1,+2 (cinco orbitales degenerados)
Así sería un orbital tipo f:
Números cuánticos, orbitales atómicos y electrones
• Principio Aufbau: los e- se incorporan al átomo, en estado fundamental de energía, por orden
creciente de energía.
• Regla de Hund o de la máxima multiplicidad: en un átomo en estado fundamental de energía, los een orbitales degenerados tienen igual valor de espín (están desapareados).
• Principio de exclusión de Pauli: no pueden existir e- con los cuatro números cuánticos iguales.
¿estado fundamental de energía?
Niveles de energía de los orbitales atómicos = f(n,l)
• Efecto de apantallamiento: influencia de los e- presentes
en el átomo, en la atracción núcleo-electrón.
Zeff = Z - S
S=1 ∀ e- en n inferior.
S<<1 ∀ e- en igual n.
S: cte de apantallamiento
• Efecto de penetración: Posibilidad del e- de situarse en las cercanías del núcleo.
Para n=cte ⇒ E(s)<E(p)<E(d) ⇒ Para n=2 E(2s) < E(2p). ¿qué ocurre entre 4d y 5s?
Orden creciente de energía: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p……
¿Cuál es la configuración electrónica del sodio y del nitrógeno neutro en estado
fundamental? La carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo ¿dónde
es mayor?
Comenta y/o corrige las siguientes afirmaciones:
• Según el principio de exclusión de Pauli, en cada uno de los orbitales atómicos f (l=3) pueden
situarse, como máximo, tres electrones.
• La configuración electrónica 1s22s22p6 sólo puede corresponder al neón.
• En un átomo de hidrógeno probablemente exista un nivel de energía con un valor E= -1,00 10-20 J.
Pista: usa la ecuación de Bohr de la página 6.
A continuación figuran configuraciones electrónicas de ocho elementos. ¿Cuáles de ellas
representan un átomo neutro, un catión o un anión? Especificar si el estado electrónico es
fundamental, excitado o imposible.
b) N: 1s2 2p4
c) H: 1s2 2s1
a) Li: 1s2 2s1
d) F: 1s2 2s2 2p5 3s1
e) C: 1s2 2s2 2p1 2d1
f) Ne: 1s2 2s1 2p7
g) O: 1s2 2s2 2p3
h) He: 1p1
Tabla Periódica
Metales alcalinos
Gases nobles
Metales alcalinotérreos
Halógenos
1
2
Metales de transición
3
4
5
6
7
Lantánidos y Actínidos
No metales
Tabla periódica y estructura electrónica
(n-1)d1
ns1
ns2
(n-1)d5
(n-1)d10
ns2np1
ns2np3
ns2np6
(n-2)f1…14
Indica el número de: a) electrones 2p en el nitrógeno, b) electrones 4s en el Rb, c)
electrones 4d en el As, d) electrones 4f en el Au e) electrones desapareados en el Pb.
Propiedades periódicas:
Radio atómico: Valor promedio de radio atómico del elemento en distintos compuestos.
Al desplazarse en un período (aumenta Z en una unidad) se
incorporan e- al mismo nivel n ⇒ S<<1
Zeff = Z – S ⇒ el radio atómico debe …...
Al desplazarse en un grupo se incorporan e- a niveles n
más altos ⇒ S=1 ⇒ la distancia promedio al núcleo……..
Zeff = Z – S ⇒ el radio atómico debe …...
Ordenar las siguientes especies en función de su
tamaño: Na+, Ne, F-, Mg2+.
Energía de ionización (EI): Energía necesaria para arrancar el e- más externo a un átomo en estado
gaseoso.
EI1: X (g)
X+(g) + e-
EI2: X+(g)
X2+(g) + e-
La EI aumenta al aumentar la energía necesaria para arrancar el e- más
externo, al aumentar Zeff aumenta EI
Derecha tabla periódica, Zeff elevadas ⇒ altas EI ⇒
tendencia a formar aniones.
Izquierdatabla periódica, Zeff bajas ⇒ bajas EI ⇒ tendencia
a formar cationes.
Afinidad electrónica (AE): Energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso gana un e-.
F(g) + e- → F-g)
AE = -328 kJ
F(1s22s22p5) → F-(1s22s22p6)
Li(g) + e- → Li+(g) AE = -59.6 kJ
Li(1s22s1) → Li-(1s22s2)
Derecha tabla elementos con AE alta (muy negativa) ⇒ tendencia a
formar aniones.
Izquierda tabla elementos con AE baja (poco negativa) ⇒ tendencia a
formar cationes.
Para los siguientes grupos de elementos, seleccione el que tenga la propiedad requerida:
• El átomo mayor: Mg, Mo, Bi, Br.
• La primera energía de ionización más pequeña: B, Sr, Br, Pb.
• La afinidad electrónica más negativa: As, B, Cl, K, Mg, S.
Electronegatividad (EN): Tendencia de un átomo a atraer e- cuando está combinado
con otros átomos.
Electronegatividad baja (elementos electropositivos) ⇒ baja EI y baja AE.
Electronegatividad alta (elementos electronegativos) ⇒ alta EI y alta AE.
ENmáxima(F) = 3,98