Estructura electrónica de los átomos y propiedades ......Breve resumen de los modelos...
Transcript of Estructura electrónica de los átomos y propiedades ......Breve resumen de los modelos...
1
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Estructura electrónica de los átomos y propiedades
periódicas. Enlace químico.
2
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Estructura electrónica de los átomos y propiedades periódicas.
Enlace químico .• Introducción• Modelos atómicos. Descripción
mecano-cuántica del átomo• Configuraciones electrónicas• Tabla periódica• Propiedades periódicas• Enlace químico
3
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
La estructura electrónica
Es primordial conocer :� La distribución espacial de los electrones.� La energía de los diferentes estados electrónicos.
¿Por qué? De ella dependen:�Las propiedades de los átomos. �Las propiedades químicas de las sustancias.
La herramienta:� Los espectros atómicos.
4
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Breve resumen de los modelos atómicos
- Teoría atómica de Dalton:La materia es discontinua y está formada por partículas inalterables e indivisibles, los átomos .
- Modelo atómico de Thomson (1904):El átomo está formado por las cargas negativas, los electrones , incrustados en una masa de carga positiva.
- Modelo atómico de Rutherford (1911):El átomo está formado por un núcleo donde se alojan la carga positiva y la casi totalidad de la masa, rodeado de una corteza formada por los electrones que giran a su alrededor .
5
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Breve resumen de los modelos atómicos
- Modelo atómico de Bohr (1913):Se basa en la teoría cuántica .
La luz tiene una naturaleza dual:1. como una onda2. como un haz partículas (fotones)
Fotón es una “partícula” de luz y suenergía es un cuanto.
Energía de un cuanto:E = hν
Constante de Planck (h)h = 6.63 x 10-34 J•s
6
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Modelo atómico de Bohr (1913)
Efotón = ∆E = Ef – Ei = hυ
1. El e- gira en orbitas circulares de radios definidos.
En = -RH( )1n2
n (nº cuántico principal) = 1,2,3,…
RH (Constante Rydberg) = 2.18 x 10-18J
2. Los e- en estas órbitas poseen una energía fija y definida.
3. La emisión de luz (fotón) se debe a la caída del e- desdeun nivel de mayor energía a otro de menor energía.
7
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
E = hν
E = hν
Analogía mecánica del proceso de emisión. La pelota puede parar en cualquier peldaño pero nunca entre dos.
8
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Efotón = ∆E = Ef - Ei
Ef = -RH ( )1n2
f
Ei = -RH ( )1n2
i
i f∆E = RH( )1
n21n2
nf = 1
ni = 2
nf = 1
ni = 3
nf = 2
ni = 3
Niveles de energía del átomo de H y las distintas series de emisión.
9
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Niveles de energía del átomo de H y las distintas series de emisión.
nf = 1
ni = 2
nf = 1
ni = 3
nf = 2
ni = 3
i f∆E = RH( )1
n21n2
nf = 2
ni = 4
10
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Breve resumen de los modelos atómicos
- Modelo mecano-cuántico:El electrón presenta propiedades ondulatorias y corpusculares.
Es imposible determinar con exactitud la posición de un electrón alrededor del átomo (Principio de incertidumbre de Heisemberg).
El orbital atómico es la región donde existe mayor probabilidad de encontrar al electrón.
Los estados energéticos permitidos para el átomo y la molécula se distinguen entre sí mediante cuatro números cuánticos: n, l, ml y ms.
11
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Números cuánticos
Número cuántico magnético de espín Toma los dos valores ms = +1/2 , - 1/2
Número cuántico principalToma los valores n = 1,2,3,4,.....
Número cuántico orbital ( número cuántico secundario o del momento angular)
Toma los valores l = 0, 1,2,3,4,.. (n-1)
Número cuántico magnético Toma los valores m l = = -l, ..... –2, -1, 0, 1, 2, ... + l
12
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Números cuánticos del átomo de hidrógeno
Nombre Símbolo Valores Nombre de conjunto Describe
Principal n 1, 2, 3,… Nivel o capa Tamañoy energía orbital
Azimutal l 0, ……. n-1 Subnivel o subcapa Formadel orbital
Magnéticoorbital
ml -l, …, 0, …+l Orbital de una subcapa Orientacióndel orbital
Magnéticode espín
ms ±1/2 Orientacióndel espín
13
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Nivel o capa: Conjunto de orbitales con igual valor de n.Cada nivel principal de nº cuántico n contiene un total de nsubniveles (2n2 e-).
Subnivel o subcapa: Conjunto de orbitales con los mismosvalores de n y l.Cada subnivel de nº cuántico l contiene un total de 2l+1 orbitales(2(2l+1) e-).
Orbital: electrones con los mismos valores de n, l, y ml.Cada orbital puede contener dos e-, que deben tener los espinesopuestos.
14
V. LV. Lóópezpez--ArzaArzanivel 2nivel 1
subnivel psubnivel ssubnivel s
l(0, 1,…n-1)
ml(-l,..0..,+l)
n(1, 2, 3,…)
1 2
0
0
0 1
0 -1 0 +1
Números cuánticos
1s 2px 2py 2pz2s
15
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
nivel 3
l
ml
n
Números cuánticos
subnivel s
3
0 -1 0 +1 -1 0 +1-2 +2
0 1 2
3s
subnivel p
3px 3py 3pz
subnivel d
3dx2-y2 3dz2 3dxy 3dxz 3dyz
16
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Configuración electrónica
La distribución de los electrones de un átomo en orbitalesrecibe el nombre de configuración electrónica . La de menorenergía es la configuración electrónica fundamental.
nXy
n : número cuántico principalX: Tipo de orbital (s, p, d, f)Y: número de electrones
17
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Principio de exclusión Pauli: No puede haber en un átomodos electrones con los cuatro mismos números cuánticos.
Principio de Construcción o de Aufbau : El estadofundamental de un átomo se obtiene llenando los orbitales pororden creciente de energía.
Como regla general, los orbitales se llenan por orden creciente de n + l y, a igual n + l, por valores crecientes de n.
Regla de Hund: La distribución electrónica más estable en los subniveles es la que tiene el mayor número de espines paralelos.
Configuración electrónica
18
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Orden de llenado de los subniveles atómicos en un átomo polielectrónico
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s
19
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
H 1 electron
H 1s1
He 2 electrons
He 1s2
Li 3 electrons
Li 1s22s1
Be 4 electrons
Be 1s22s2
B 5 electrons
B 1s22s22p1
C 6 electrons
? ?
20
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
C 6 electrons
C 1s22s22p2
N 7 electrons
N 1s22s22p3
O 8 electrons
O 1s22s22p4
F 9 electrons
F 1s22s22p5
Ne 10 electrons
Ne 1s22s22p6
21
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Excepciones a la configuraciónelectrónica (metales de transición):
1. Los estados con subniveles completos o semicompletos (o totalmente vacíos) tienen unaespecial estabilidad:
Cr: [Ar] 3d54s1
Ag: [Kr] 4d105s1
Cu: [Ar] 3d104s1 Mo: [Kr] 4d55s1
Pd: [Kr] 4d10Au: [Xe]4f14 5d106s1
2. Al formar cationes, los electrones se sacan primero de los orbitales np, luego ns y finalmente (n-1)d.
Mn: [Ar] 3d54s2 Mn2+: [Ar] 3d5
22
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Tabla periódica de los elementos
Tabla de MENDELEEV y MEYER
Tabla actual:Las propiedades de los elementos son función periódica del NÚMERO ATÓMICO.
Ordenados los elementos por orden creciente de la MASA ATÓMICA se observa una repetición periódica de s us propiedades.
Problemas :→→→→Inversión de las masas : Co-Ni, I-Te→→→→Familias con elementos muy dispares I (A- B ) y VII(A-B) .
23
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Periodicidad electrónica y periodicidad química
Las reglas de construcción del átomo con Z electronesdeterminan la periodicidad electrónica externa:
• Se repiten regularmente configuraciones más externa de valencia. (FAMILIAS).
•Variación gradual de la configuración electrónica de l a capa más externa según aumenta Z (PERIODOS)
24
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Fechas del descubrimiento de los elementos
25
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Las propiedades físicas y químicas de los elementos son una función periódica del número atómico (Z).
La tabla periódica Moderna(Werner y Paneth)
26
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
periodos
Variación gradual de la configuración electrónica de la capamás externa según aumenta Z
grupos
Los elementos del m
ismo grupo tienen el
mism
o número de electrones en su capa m
ás externa
27
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
f
dps
28
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Metales
Nom
etales
29
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Clasificación de los elementos
30
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
ns1
ns2
ns2 n
p1
ns2 n
p2
ns2 n
p3
ns2 n
p4
ns2 n
p5
ns2 n
p6
(n-1
)d1
(n-1
)d5
(n-1
)d10
4f
5f
Configuraciónes electrónicas de los elementos en su estadofundamental
31
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Relación entre el llenado de orbitales y la Tabla Periódica
bloques
bloquef
bloqued
bloquep
32
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Propiedades periódicasPropiedades periódicasSon aquellas que varían con regularidad a lo largo de los grupos y periodos.
• Radio– Atómico.– Iónico.
• Volumen atómico (Mat/ρ)• Energía de ionización.• Afinidad electrónica.• Electronegatividad.• Carácter metálico.
33
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
RadioRadio
• Atómico.– El átomo no tiene límites definidos.– Se toma como la mitad de la distancia entre dos
núcleos iguales.– El valor es aproximado ya que la distancia depende
del tipo de enlace.
• Iónico.– Los cationes tienen un radio menor que el atómico.– Los aniones tienen un radio mayor que el atómico.
34
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Radio atómico2º
Periodo3º
Periodo4º
Periodo5º
Periodo6º
Periodo
Elementos detransición
Elementos detransición
Elementos detransición
El comportamiento anterior se invierte en los metales de transición a partir del quinto elemento
Aumenta al descender por un grupo
Disminuye a lo largo del período
35
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Volumen atómico(volumen de 1 mol de átomos)
)3(g/cm
(g/mol)
ρ
MV = ρ = f(T, estructura cristalina)
Aumenta al descender por
un grupo
Disminuye a lo largo del período
36
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Energía de ionización (E I).Energía de ionización (E I).• Es la energía necesaria para extraer un electrón del
átomo neutro en estado gaseoso.• Se habla de 1ª EI cuando se extrae el primer
electrón, 2ª EI cuando se extrae el segundo electrón...
• Lógicamente es mayor en los no–metales que en los metales.
• En los gases nobles es mucho mayor aún.
37
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Be
B
N
O
Variación de la primera Energía de Ionización con Z
Disminuye al descender por un grupo
Existen ciertas irregularidades que pueden ser justificadas por la estabilidad de los subnivelesllenos o semillenos
Aumenta a lo largo del período
38
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Afinidad electrónica (AE).Afinidad electrónica (AE).
• Es la energía intercambiada cuando un átomo acepta un electrón.
• Normalmente esta energía es negativa (se desprende) aunque es positiva en los gases nobles y metales alcalino–térreos.
39
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Z
∆HA
E =
-A
E (
KJ/
mol
)
Es exotérmica, excepto en gases nobles y alguna configuración ns2 y ns2p3
40
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Volumen atómico
Energía Ionización
Afinidad electrónica
41
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Electronegatividad ( χχχχ)Electronegatividad ( χχχχ)
• Mide la tendencia de los átomos a atraer los electrones hacia sí.
• Lógicamente es mayor en los no–metales que en los metales.
• El flúor (F) es el elemento más electronegativo con un valor de 4,0 y el Francio (Fr) el menos con 0,7. El oxígeno (O) es el segundo elemento más electronegativo (3,5); después se sitúan el nitrógeno (N) y el cloro (Cl) con 3,0 y el resto de no–metales.
42
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Aumento electronegatividad
Aum
ento
ele
ctro
nega
tivid
adElectronegatividad de los elementos comunes
43
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Carácter metálicoCarácter metálico
• Es una magnitud inversa a la electronegatividad.
• Lógicamente, los elementos más electronegativos son los que menos carácter metálico tienen.
• Los elementos con mayor carácter metálico, son, pues, los menos electronegativos.
44
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
METALES NO METALES
ReductoresM → M+ + e-
Oxidantes1/2X2 + e- → X-
Óxidos básicosCaO
Óxidos anfóterosAl2O3
Óxidos ácidosN2O5
HidróxidoRb(OH)
AnfóterosSn(OH)4
OxoacidosHIO3
Hidruros iónicosNa+ H-
CovalentesB2H6
Iónico-covalentesHCl
CationesMg2+
AnionesS2-
Variación de laspropiedades químicas
45
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Enlace químico• Son las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos entre sí para formar moléculas o iones.• Son de tipo eléctrico.• Al formarse un enlace se desprende energía.• La distancia a la que se colocan los átomos es a
la que se desprende mayor energía produciéndose la máxima estabilidad.
• Los átomos se unen pues, porque así tienen una menor energía y mayor estabilidad que estando separados.
46
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
H H
Distancia y energía de ENLACE
Ene
rgía
pot
enci
al
Distancia
ENLACE: Reorganización de la nube electrónica de la capa de valencia de manera que la densidad electrónica aumenta entre los núcleos
ENLACE: Los átomos se aproximan hasta la Epmínima
Distancia de enlace
47
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Estabilidad en un átomo.• Generalmente, los átomos buscan su máxima
estabilidad adoptando una configuración electrónica similar a la que tienen los gases nobles (1 s2 o n s2p6).
• El comportamiento químico de los átomos viene determinado por la estructura electrónica de su última capa (capa de valencia).
• Para conseguir la conf. electrónica de gas noble, los átomos perderán, capturarán o compartirán electrones (regla del octeto).
48
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Tipos de enlaces
• Iónico: unen iones entre sí.• Atómicos: unen átomos neutros entre sí.
– Covalente– Metálico
• Intermolecular: unen unas moléculas a otras.
49
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Enlace iónico
• Se da entre metales y no-metales .• Los metales tienen, en general, pocos
electrones en su capa de valencia y tienden a perderlos para quedar con la capa anterior completa (estructura de gas noble) convirtiéndose en cationes .
• Los no-metales tienen casi completa su capa de valencia y tienden a capturar los electrones que les faltan convirtiéndose en aniones y conseguir asimismo la estructura de gas noble.
50
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Enlace iónico (cont)• En enlace iónico se da por la atracción
electrostática entre cargas de distinto signo, formando una estructura cristalina.
•• EjemploEjemplo : : Na ––––––→→→→ Na+1 e–
Cl ––––––→→→→ Cl–El catión Na* se rodea de 6 aniones Cl–uniéndose a todos ellos con la misma fuerza, es decir, no existe una fuerza especial entre el Cl– y el Na+ que le dio el e–.
• La fórmula de estos compuestos es empírica .
51
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Propiedades de los compuestos iónicos
• Duros. • Punto de fusión y ebullición altos.• Sólo solubles en disolventes polares.• Conductores en estado disuelto o fundido.• Frágiles.
52
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Enlace covalente
• Se da entre dos átomos no-metálicos por compartición de e– de valencia.
• La pareja de e– (generalmente un e– de cada átomo) pasan a girar alrededor de ambos átomos en un orbital molecular.
• Si uno de los átomos pone los 2 e– y el otro ninguno se denomina ”enlace covalente coordinado” o “dativo”.
53
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Estructura de Lewis.• Consiste en representar con puntos “·” o “x” los e–
de la capa de valencia.• EjemplosEjemplos ::
• Grupo: 17 16 15 14
• Átomo: Cl O N C
• Nº e– val. 7 6 5 4
•• ·· · · ·: Cl · : O · : N · · C ··· ·· · ·
54
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Enlace covalente.
• Puede ser:– Enl. covalente simple: Se comparten una pareja de
electrones.– Enl. covalente doble: Se comparten dos parejas de
electrones.– Enl. covalente triple: Se comparten tres parejas de
electrones.– No es posible un enlace covalente cuádruple entre
dos átomos por razones geométricas.
55
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Tipos de enlace covalente.
• Enlace covalente puro– Se da entre dos átomos iguales.
• Enlace covalente polar– Se da entre dos átomos distintos.– Es un híbrido entre el enlace covalente
puro y el enlace iónico.
56
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Ejemplos deenlace covalente puro.
• Se da entre dos átomos iguales.•• Fórmula• 2 H · (H · + x H) → H ·x H ; H–H ⇒ H2
• ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··2 :Cl · :Cl· + xCl: → :Cl·xCl: ; :Cl–Cl: ⇒ Cl2·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
• · · x ·x 2 :O· :O· + xO: → :O·xO: ; :O=O: ⇒ O2·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
• · · x ·x 2 :N· :N· + xN: → :N·xN: ; :N≡N: ⇒ N2· · x ·x
Enl. covalente simple
Enl. covalente triple
Enl. covalente doble
57
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Enlace covalente polar (entre dos no-metales distintos).
• Todos los átomos deben tener 8 e– en su última capa (regla del octeto) a excepción del hidrógeno que completa su única capa con tan sólo 2 e– .
• La pareja de e– compartidos se encuentra desplazada hacia el elemento más electronegativo, por lo que aparece una fracción de carga negativa “δ–” sobre éste y una fracción de carga positiva sobre el elemento menos electronegativo “δ+”.
H Cl
µδ+ δ−
Región pobre en electrones
Región rica en electrones
58
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Ejemplos deenlace covalente polar.
• ·· ·· ··:Cl · + x H → :Cl ·x H ; :Cl–H ⇒ HClHCl
·· ·· ··
• ·· ·· ··· O · + 2 x H → Hx ·O ·x H ; H–O–H ⇒ HH22OO
·· ·· ··
• ·· ·· ··· N · + 3 x H → Hx ·N ·x H ; H–N–H ⇒ NHNH33· ·x |
H H
• ·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··· O · + 2 x Cl: → :Clx ·O ·x Cl: ; :Cl–O–Cl: ⇒ ClCl22OO
·· ·· ·· ·· ·· ·· ·· ··
δδδδ–δδδδ+
–+
δδδδ–δδδδ+
δδδδ+δδδδ–
δδδδ–δδδδ+
59
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Momento dipolar (µ)
• Es un vector que depende de la diferencia de electronegatividad de los átomos.
• La punta de flecha se dirige hacia el átomo con “δδδδ–”.
• Cada enlace polar tiene un µ, pero la molécula será polar sólo si la suma de los momentos dipolares no se anula.
• Así el H2O y el NH3 tienen µµµµ neto ≠ 0, mientras que moléculas como el CO2 o el CH4 tienenµµµµ neto = 0 y son apolares.
60
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Propiedades de los compuestos covalentes
� Forman moléculas discretas, aunque se presenten en estado sólido, líquido o gaseoso (fuerzas intermoleculares).
� Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
� Los sólidos son frágiles, quebradizos y de aspecto céreo.
� Densidad baja.
� Malos conductores de la electricidad y el calor.
� Las moléculas polares se disuelven en disolventes polares, y las moléculas no polares se disuelven en disolventes no polares.
61
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Enlace metálico
• Se da entre átomos metálicos.• Todos tienden a ceder e– .• Los cationes forman una estructura cristalina,
y los e– ocupan los intersticios que quedan libres en ella sin estar fijados a ningún catión concreto (mar de e– ).
• Los e– están, pues bastante libres, pero estabilizan la estructura al tener carga contraria a los cationes.
62
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Propiedades de los compuestos metálicos
• Punto de fusión y ebullición muy variado (aunque suelen ser más bien alto)
• Son muy solubles en estado fundido en otros metales formando aleaciones.
• Muy buenos conductores en estado sólido.
• Son dúctiles y maleables (no frágiles).
presión
63
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Fuerzas intermoleculares
•• Enlace (puente) de hidrEnlace (puente) de hidr óógenogeno– Se da entre moléculas muy polarizadas por ser
uno de los elementos muy electronegativo y el otro un átomo de H, que al tener “δ+” y ser muy pequeño permite acercarse mucho a otra
molécula.
•• Fuerzas de Van Fuerzas de Van derder WaalsWaals ::– Fuerzas de dispersión (London)– Atracción dipolo-dipolo
64
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Fuerzas intermoleculares (cont.)
•• Fuerzas de dispersiFuerzas de dispersi óón (n (LondonLondon ):):– Aparecen entre moléculas apolares. En un
momento dado la nube electrónica se desplaza al azar hacia uno de los átomos y la molécula queda polarizada instantáneamente. Este dipolo instantáneo induce la formación de dipolos en moléculas adyacentes.
•• AtracciAtracci óón dipolon dipolo --dipolo: dipolo: – Se da entre moléculas polares. Al ser los
dipolos permanentes la unión es más fuerte.
65
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
Fuerzas intermoleculares
Fuerzas de dispersión
Enlace de hidrógeno
Atracción dipolo-dipolo
66
V. LV. Lóópezpez--ArzaArza
• Por:
Dr. J.A. Organero Gallego
www.quimicafisica.es
Universidad de Castilla la-Mancha
UCLM