Tema 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA - Espacio de … · Estructura electrónica de los 36 átomos...

•Tema 1: Estructura atómica. Sistema períodico Curso 2013-2014

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Tema 1: ESTRUCTURA DE LA MATERIA

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Contenidos1.- Antecedentes históricos.

2.- Partículas subatómicas.

3.- Modelo atómico de Thomsom.

4.- Los rayos X.

5.- La radiactividad.

6.- Modelo atómico de Rutherford.


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7.- Radiación electromagnética

8.- Teoría cuántica. Hipótesis de Plank. Efectofotoeléctrico.

8.- Espectros atómicos.

9.- Modelo atómico de Bohr

10.- Mecánica cuántica

11.- Orbitales atómicos

12.- Estructura electrónica de los átomos

13.- Clasificación periódica

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Antecedentes históricos Leucipo y Demócrito.

Discontinuidad de la materia.

Dalton.

Teoría atómica

Volta, Davy, Faraday, Berzelius.

Naturaleza eléctrica de la materia.

Thomsom/Millikan

Descubrimiento del electrón http://www.youtube.com/watch?v=XqJgACkExYc&feature=related

http://www.youtube.com/watch?v=4KUlOqcg3bU&NR=1

CathodeRayTube.swf MillikanOilDropExp.swf


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Modelos atómicos

• Dalton. (no es propiamente un modelo)

• Thomsom.– Cargas negativas incrustadas en un núcleo

positivo.

• Rutherford.– El átomo está hueco. La masa y la carga

positiva está concentrada en el núcleo. Fuera están los electrones negativos.

• Bohr.

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Rayos catódicos. Modelo de Thomson


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Descubrimiento del electrón (1897).• Al someter a un gas a baja presión a un voltaje

elevado, este emitía unas radiaciones que se conocieron como rayos catódicos.

• Se observó que los rayos catódicos eran partículas negativas (se desviaban hacia el polo positivo de un campo eléctrico) con gran energía cinética.

• La relación carga/masa de los rayos catódicos es la misma independientemente del gas del que proceda.

• Se supuso que estas partículas deberían estar en todos los átomos. Thomson las llamó “electrones”.

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Rayos X (Roëntgen 1895)

• Se producen junto con los rayos catódicos.

• No poseen carga ya que no se desvían al pasar por campos magnéticos.

• Tienen gran poder penetrante (atraviesan con facilidad las vísceras, no así los huesos) e impresionan placas fotográficas.

• Viajan a la velocidad de la luz.

• Ionizan los gases.


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Radiactividad (Becquerel 1896)• Son radiaciones similares a los rayos X pero

emitidas espontáneamente por algunas sustancias (uranio).

• Muy ionizantes y penetrantes.• Pueden ser de varios tipos:

– Rayos (núcleos de He: carga = +2; masa= 4 u)– Rayos (son cargas negativas procedentes del

núcleo por descomposición de un neutrón en protón + electrón).

– Rayos (radiaciones electromagnéticas de alta frecuencia)

mas

apenetración

10Experimento y modelo de Rutherford.


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Descubrimiento del protón (1914).• Utilizando cátodos perforados, en tubos de descarga

además de los rayos catódicos, Goldstein descubrió unos rayos positivos procedentes del ánodo que llamó rayos anódicos o canales.

• La relación carga/masa de los rayos canales no es la misma sino que depende del gas del que proceda. En cualquier caso, la masa era muy superior a la de los electrones.

• Se llamó “protón” a la partícula positiva procedente del gas más ligero (el hidrógeno), cuya carga coincidía exactamente con la del electrón.

• Las cargas de otros rayos canales eran múltiplos de la del protón, por lo que supuso que deberían ser partículas con varios protones unidos.

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Descubrimiento del neutrón (1932).

• Rutheford observó que la suma de las masas de los protones y la de los electrones de un determinado átomo no coincidía con la masa atómica por lo que postulo la existencia de otra partícula que– Careciera de carga eléctrica.

– Poseyera una masa similar a la del protón.

– Estuviera situada en el núcleo.

• En las primeras reacciones nucleares Chadwick detectó esta partícula y la denominó “neutrón”.


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Partículas átomicas fundamentales.

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Número atómico y número másico.• Número atómico (Z): es el número de

protones que tiene un átomo. Es distinto para cada elemento.

• Isótopos: son átomos del mismo elemento que difieren en el nº de neutrones (N).

• Número másico (A): es la suma de protones y neutrones de un núcleo atómico. (A = Z + N)

• Símbolo. Ejemplo: ClA

Z

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REPASO


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Radiación electromagnética (Maxwell 1864).

• La energía desprendida de los átomos se transmite como ondas electromagnéticas (valores fluctuantes del valor del campo eléctrico y campo magnético).

• Se caracterizan por una determinada longitud de onda “” o por su frecuencia “”.( · = c) (c = 300.000 km/s).

• La frecuencia se mide, pues, en s–1 (herzios)• No necesitan para propagarse medio material.

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Tipos de radiaciones electromagnéticas según .• Rayos

• Rayos X

• Rayos UV

• Radiación visible.

• Rayos IR

• Microondas

• Ondas de radio

• Ondas de radar• Ondas de TV.• Onda ultracorta• Onda corta.• Onda media.• Onda larga


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Espectro electromagnético.

• Es el conjunto de radiaciones electromagnéticas que emite o absorbe una sustancia o fuente de energía.

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Radiación electromagnética (continuación).

• La emisión de energía aumenta con la Temperatura.• La energía está cuantizada (como la materia)

E = h · (fórmula Planck) (h = 6,625 ·10–34 J ·s)• La materia también absorbe cuantos de energía

(fotones).• La luz se comporta a veces como onda (reflexión) y

a veces como corpúsculo (efecto fotoeléctrico). • De Broglie establece la dualidad onda-corpúsculo.


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Frecuencia umbral

• La frecuencia mínima para extraer un electrón de un átomo (efecto fotoeléctrico) se denomina frecuencia umbral “umbral” (umbral = Eionización/h).

• Si se suministra una radiación de mayor frecuencia, el resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón:

• Ecinética = ½ m v2 = h – Eionización = h ( – umbral)

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Ejemplo: Calcula la energía de un fotón de rayos X cuya longitud de onda es de 0,6 nm.(h = 6,625 · 10–34 J · s)

c 3 ·108 m/s = — = ——————— = 5 ·1017 s–1

0,6 ·10–9 m

E = h · = 6,625 · 10–34 J s · 5 ·1017 s–1

= 33,125 · 10–17 J = 3´3125 · 10–16 J

Ejemplo 1, pág 10, ejemplos 2, 3 y Act. 1,2,3 pág. 12, ejercicios 2, 3, pág 36


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Espectros atómicos

• Es la imagen después de ser dispersada por un prisma del conjunto de radiaciones que emite una sustancia.

• El espectro es característico de una determinada sustancia y normalmente sirve para identificarla.

• Se obtiene mediante el espectroscopio.

• Puede ser: de emisión y de absorción

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Espectros de emisión

PotasioPotasio

LitioLitio


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Espectros de absorción

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Espectro deemisión

Espectro deabsorción


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25Espectro de absorción del H

Espectro de emisión del H

Espectro de emisión del He

Espectro de emisión del Li

Espectro de emisión del Be

Espectro de emisión del B

Espectro de emisión del C

Espectro de emisión del N

Espectro de emisión del O

Espectro de emisión del F

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Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno se podían agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:

· Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro.

· Serie Balmer: zona visible del espectro.

· Serie Paschen zona infrarroja del espectro.

· Serie Bracket: zona infrarroja del espectro.

· Serie Pfund: zona infrarroja del espectro


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Zona visible

28 Fórmulas empíricas

Serie de Balmer (1885). Espectro visible del H.

Serie de Lyman. Ultravioleta.

Series en el Infrarrojo.

Ejemplo 4 pág. 14


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29

Crítica del modelo de Rutherford:

Según la ya probada teoría electromagnética de Maxwell, al ser el electrón una partícula cargada en movimiento debe emitir radiación constante ya que crea un campo magnético y por tanto, perder energía.

Esto debe hacer que disminuya el radio de su órbita y el electrón terminaría porcaer en el núcleo; el átomo sería inestable. Por lo tanto, no se puede simplificarel problema planteando, para un electrón, que la fuerza electrostática es igual ala centrífuga debe haber algo más.

-Era conocida en el momento de diseñar su teoría la hipótesis de Planck que no la tuvo en cuenta.-Tampoco es coherente con los resultados de los espectros atómicos.

•Los experimentos de Rutherford eran definitivos, pero el planteamiento era incompleto y lógicamente, también los cálculos.

30Modelo atómico de Bohr

Vídeo las leyes de la Mecánica

Libro de texto pp. 15-18Ejemplo 5, 6, 7 pág. 18Actividades 5, 6, 7, 8, pág. 18Acti. 14 pág. 37


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Limitaciones del modelo de Bohr

Libro de texto pág. 19

Actividades 9, 10, 11, pág. 19

32

Mecánica cuánticaVideo las Leyes de la mecánica min 3pp. 20-22El estado del electrón se describe mediante

una función de onda (Schröndinger)

Números cuánticos ( n, l, m, s): Solución a laecuación de Schröndinger


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33Orbitales atómicosOrbital atómico definición p. 23

La función de onda y no tiene significado físico real.Su cuadrado (y 2 ) es una medida directa de la probabilidad de encontrar elelectrón en una determinada zona del espacio

Tipos de orbitales: viene determinado por el valordel número cuántico l:

s (l=0)p (l=1)d (l=2)f (l=3)

http://perso.wanadoo.es/cpalacio/NumerosCuanticos12.htmhttp://www.youtube.com/watch?v=RXYakaXEM7MActividades Ejemplo 9, act. 12, 14 pág. 24; Acti. 4 pág. 36

34

Estructura electrónica de losátomos

Principio de exclusión de Pauli pág. 25

No pueden existir en un átomo dos electrones quetengan los cuatro números cuánticos iguales entresí. En el mismo orbital solo pueden existir, comomáximo, dos electrones y con spines opuestos.


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35Estructura electrónica de losátomos

Orden energético creciente de construcción oPrincipio de Aufbau:

o Menor energíao n+l

36Estructura electrónica de losátomos

Regla de máxima multiplicidad de Hund pág.25Los electrones, al ocupar orbitales con el mismo valor de l pero distintovalor de m , se colocan de manera que su desapareamiento sea elmayor posible (ocupan el mayor número de orbitales con distinto valorde m) ; los electrones no apareados se colocan con sus spinesparalelos.

Anomalía del Cr y del Cu Configuración

Actividades 16 pág. 26; Acti. 6 pág. 36 , 16 pág. 37


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Clasificación periódica de loselementos

Lectura del articulo de Investigación yCiencia: Evolución del sistema periódico(1988)

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Descripción del Sistema Periódico actual


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39

La tabla periódica actual

• En 1913 Henry Moseley (1887 -1915 ) ordenó los elementos dela tabla periódica usando comocriterio de clasificación elnúmero atómico.

• Enunció la “ley periódica”: "Silos elementos se colocansegún aumenta su númeroatómico, se observa unavariación periódica de suspropiedades físicas yquímicas".

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La tabla periódica actual• Hay una relación directa entre el último orbital

ocupado por un e– de un átomo y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en su reactividad química, fórmula estequiométrica de compuestos que forma...

• Se clasifica en cuatro bloques:– Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla)

– Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)

– Bloque “d”: (En el centro de la tabla)

– Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)


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Tipos de orbitales en la tabla periódica

Bloque “s”

Bloque “p”

Bloque “d”

Bloque “f”

p1 p2 p3 p4 p5 p6

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

s1 s2

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13

f14

H He

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43

Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.

s12

AlcalinosAlcalino-térreos

n s1

n s2

p

131415161718

TérreosCarbonoideosNitrogenoideosAnfígenosHalógenosGases nobles

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

fEl. de transición Interna (lantánidos y actínidos)

n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

Grupos

44Ejemplo: Determinar la posición que ocupará un átomo cuya configuración electrónica termine en 5d4 6 s2

W

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• Ejercicios 17, 18 pág. 29

• Ejemplo 11, 12 pág. 31

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Propiedades periódicas

• Energía de ionización.

• Afinidad electrónica.

• Electronegatividad– Carácter metálico.

• Tamaño del átomo– Radio atómico:

• Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos unidos mediante enlace covalente).

• Radio metálico.


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47

Energía de ionización (EI) (potencial de ionización).

• “Es la energía mínima necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso en su estado fundamental y formar un catión”.

• Es siempre positiva (proceso endotérmico).

• Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), ... según se trate del primer, segundo, ... e– extraído.

• La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z* y disminuir el radio.

• La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es enorme.

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Fig. 1.26. Variación de la primera energía de ionización en función del número atómico.

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•25

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49

Esquema de variación de la Energía de ionización (EI).

Aumento en la Energía de ionización

50

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Afinidad electrónica (AE)

• “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental captura un e– y forma un anión”.

• Se suele medir por métodos indirectos.

• Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE suele ser positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales alcalinotérreos.

• Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del S.P. y en un mismo grupo hacia arriba por aumentar Z* y disminuir el radio).


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Esquema de variación de la Afinidad electrónica (AE).

Aumento en la afinidad electrónica

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52

Electronegatividad ( )y carácter metálico

• Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa).

• mide la tendencia de un átomo a a atraer los e–

hacía sí.

• es un compendio entre EI y AE.

• Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0’7 (Fr) y 4 (F).

• aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.


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53

Aumento de en la tabla periódica

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Radio atómico

• Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.

• Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos.

• Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.


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55•55

Variación del radio atómicoen un periodo

• En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha).

• Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

Periodo 2

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

56•56

Variación del radio atómico en un grupo.

• En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones.

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato.

Grupo 1


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57•57

Aumento en el radio atómico

58•58

Radio iónico• Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones,

adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

• Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayorcarga nuclear efectiva (menorapantallamiento o repulsión de e).

• Los aniones son mayores que los átomos neutros por la dismi-nución de la carga nuclear efecti-va (mayor apantallamiento o repulsión electrónica).

© Ed. Santillana.Química 2º Bach.


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59•59Comparación de radios atómicos e iónicos

Iones isolectrónicos

Animación flashRadio atomico periodicTbl2.swf

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• Ejemplo 13 pág. 32

• Ejercicios 19, 20 pág. 34

• Ejercicios 9, 10, 11, 15,18-22 págs. 36-37

http://www.youtube.com/watch?v=haSPu4PTIJU

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